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Tema – 2
Estequiometría
2 1 Átomos 2.1. Átomos y Moléculas Moléc l s
2.2. Teoría Atómica
2.3. Pesos Atómicos
2.4. Tabla Periódica
2.5. Fórmula empírica y molecular
2.6. Número de Avogadro y mol N g y
2.7. La Reacción Química
2.8. Nomenclatura de compuestos inorgánicos
2.9. Nomenclatura de compuestos orgánicos simples
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2.1. Átomos, moléculas e iones.
A lo largo del S.XVIII se produjo el descubrimiento y estudio de los diferentes gases, antes todo era aire, que como sabéis es la forma más sencilla de la materia:
Joseph Black Henry Cavendish Daniel Rutherford H 2 N 1766
J p CO 2 Joseph Priestley O 2 1771 - 1774
N 2
LEYES
PONDERALES
Joseph Louis Proust (1801)
John Dalton (1804)
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Ley de las proporciones definidas
Ley de las proporciones múltiple
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas
Jeremiah Richter
Teoría atómica de Dalton (1803Teoría atómica de Dalton (1803--1807)1807)
1.- Elementos constituidos por átomos, partículas básicas de la materia; indivisibles (no pueden ser creados ni destruidos).
2.- ÁÁtomos de un mismo elemento son idénticos, mismo peso y mismas propiedades químicas. Los átomos de distintos elementos son diferentes.
3.- Los átomos de un elemento no pueden transformarse en átomos de otro elemento mediante una reacción química.
4.- Los compuestos se forman cuando los átomos de más de un elemento se combinan. Un compuesto determinado siempre tiene el mismo número relativo y tipo de átomos.
La teoría atómica explica las leyes de combinación química:
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p y q
Ley de las proporciones definidas Ley de conservación de la materia Ley de las proporciones múltiples
Las teorías se desarrollaron por observaciones en el mundo macroscópico. Los científicos en la actualidad utilizan instrumentos para conocer mejor la estructura. Estas nuevas técnicas han permitido conocer las PARTÍCULAS SUBATÓMICAS.
A d Hi ó i
2.2. Teoría atómica.
Antecedentes Históricos
S. XIX se empezó a estudiar la descarga eléctrica a través de tubos con un vacío parcial.
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Rayos Catódicos
Antoine Henri Becquerel (Francia, 1852 – 1908) Premio Nobel Física 1903 Descubrió la radiación de alta energía (sales de Uranio) → RADIACTIVIDAD
Ernest Rutherford (Nueva Zelanda, 1871 – 1937) Premio Nobel Química 1908
Marja Sk ł odowska “Marie Curie” (Polonia, 1867 – 1934) Premio Nobel Física 1903 Premio Nobel Química 1911
Pierre Curie (Francia, 1859– 1906) Premio Nobel Física 1903
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Joseph John Thomson → Modelo Atómico de Thomson
Pudín de Pasas
Esfera uniforme con carga positiva
Electrones se incrustan en la materia positiva
Ernest Rutherford → Modelo Atómico de Rutherfor
Experimento de Rutherford (1910)
Emisor de partículas , sobre una lámina de Oro (Au)
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Se midió el ángulo de dispersión de las partículas
La mayoría de partículas no se desviaron
Algunas sufrieron ligeras desviaciones
Pocas se desviaron mucho o incluso hacia el foco emisor
Modelo Atómico de Rutherfor (1911)
Aportaciones del modelo:
Propone una concentración de carga en el centro del átomo → NÚCLEO
Existencia de núcleo atómico donde se concentra toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa → EXTRAORDINARIAMENTE DENSO
La mayor parte del átomo está vacío
Los electrones “orbitan” en ese espacio vacío alrededor del núcleo
Problemas del modelo:Problemas del modelo: ¿cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño? → fuerza nuclear fuerte
Una partícula cargada y acelerada, para mantenerse en órbita, produce radiación electromagnética y pierde energía (Leyes de Newton y Ecuaciones de Maxwell) → caída de los electrones sobre el núcleo
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Experimentos posteriores ponen de manifiesto la existencia de:
Protones (Partículas positivas) → Rutherfor (1919) Neutrones (Partículas neutras) → Chadwick (1932)
James ChadwickJ (Inglaterra, 1891 – 1974) Premio Nobel Física 1935
Carga electrón: -1.602·10-19^ C
Carga protón: +1.602·10 -19^ C
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Por convenio se asignan múltiplos de esta carga: Protón + Electrón -
Números atómicos, números de masa e isótopos
¿En qué radica la diferencia entre átomos?
¿Cuál es la diferencia entre el átomo de Oxígeno y el de Carbono?
DifDiferencia: i PARTÍCULAS SUBATÓMICASPARTÍCULAS SUBATÓMICAS
Los átomos de cada elemento tienen un número característico de Protones
NÚMERO ATÓMICO (Z)
Como el número de neutrones coincide con el de protones, la suma de ambos
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NÚMERO DE MASA (NÚMERO MÁSICO)
Cada elemento se representa con una o dos letras (la primera de ellas mayúscula)
Los átomos de Carbono (C), en general tienen 6 protones y 6 neutrones. Sin embargo, en la naturaleza existen átomos de carbono que aún con 6 protones tienen más neutrones, estos átomos “ con el mismo número atómico y distinto número másico” se les denomina ISÓTOPOS.
C
C
C
C
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¿Es todo lo que se conoce sobre las partículas subatómicas?
Neutron Protón
Quark Quark
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Acelerador de Partículas
Instrumentos que utilizando campos electromagnéticos aceleran partículas cargadas eléctricamente Se alcanzan velocidades extraordinariamente altas (próximas a la de la luz) Se alcanza energías del orden de TeV (1eV – 1.604·10-19^ J) Dos tipos:p Bajas Energías Altas Energías Lineales Circulares: Ciclotrón y Sincrotón
Fermilab
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Fermilab Laboratorio Nacional Fermi, Chicago, 1967 Septiembre de 2008, inaugura el GCH (Gran Colisionador Hadrones) → Tevatron
7.5 km de circunferencia 1.000 imanes superconductores enfriados por He(l) a 5 K.
2.3. Pesos Atómicos.
En el S. XIX nada se sabía de las partículas subatómicas, sin embargo se sabía que elementos diferentes tenían masas diferentes.
Ejemplo: Se conocía que en cada 100 g de agua: 88.9 g son de Oxígeno (O) 11.1 g al Hidrógeno (H)
Cuando se conoció que la molécula de agua tenía 2 átomos de Hidrógeno y 1 de Oxígeno, la relación se modificó a 16 g de O/g de H.
De forma arbitraria al H se le asignó el valor de 1 y por consiguiente la oxígeno 16.
E l lid d b
8 gdeO/gde H
11. 1 gH
88. 9 gO
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En la actualidad, se sabe que: masa del átomo de Hidrógeno (^1 H) = 1.6735·10-24^ g masa del átomo de Oxígeno (^16 O) = 2.656·10-23^ g
En la actualidad la Unidad de Masa Atómica se define “ asignando 12 uma a la masa de un átomo del isótopo del 12 C”
Masas atómicas
Lo elementos se encuentran en la naturaleza como mezcla de isótopos → Determinaremos pues la Masa atómica promedio atómica promedio , para ello se tiene en cuentapara ello se tiene en cuenta
- la masa de sus isótopos
- la abundancia relativa
Ejemplo: Calcular la masa atómica promedio del cloro
Masa atómica
(umas)
Abundancia
35 Cl 34.97 75.
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A la masa atómica promedio se le conoce como Peso atómico.
37 Cl 36.97 24.
Determinación de pesos atómicos y moleculares
El método más exacto nos lo proporciona el Espectrómetro de Masas se les denomina ISÓTOPOS.
- Muestra gaseosa
- Se bombardea con un flujo de electrones
- Átomos y moléculas del gas cargadosÁtomos y moléculas del gas cargados ++
- Las partículas + se aceleran y traviesan un campo magnético que las desvía
- Para una misma carga la desviación depende de la masa -El detector cuantifica las resultados
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- Muestra “picos” que se corresponde con los isótopos
- La intensidad del pico, indica la abundancia
2.4. Tabla Periódica
En el S. XIX los científicos van completando la lista de elementos químicos, y es necesario descubrir patrones de comportamiento químico. En 1869 se desarrolla la TABLA PERIÓDICA.
LLos elementos se ordenan según un l t d ú ZZ crecientei t → ll as propiedades físicas y químicas muestran un patróni d d fí i í i t t ó periódico. Lo elementos con propiedades similares se colocan en columnas
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Las fórmulas químicas que indican el número y tipo de átomos reales que se encuentran en una molécula, se conoce con el nombre de Fórmula molecular.
La fórmula química que sólo proporciona el número relativo de cada tipo de átomos en una molécula se conoce con el nombre de Fórmula Empírica.
La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula molecular.
Ejemplo: Benceno
C C C C
C
C
H H
H H
H
H
C 6 H 6 CH
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6 6 CH
Fórmula Molecular Fórmula Empírica
Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa
molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica.
Fórmula Molecular = (Fórmula Empírica) · n
Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH 2 O, y su masa molecular es 180. Escribir su
fórmula molecular.
n = 180 g/mol glucosa
30 g de CH 2 O
Fórmula molecular = (CH 2 O)n Masa CH 2 O = 12 + 2 + 16 = 30,
= 6 (CH^2 O) 6
C 6 H 12 O 6
2.6. Número de Avogadro y mol
Cuando pesamos una pequeña cantidad de un compuesto, estamos trabajando de forma simultanea con cientos de miles de millones de moléculas de ese compuesto.
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Ejemplo:
En química para manejar esta cantidad de elementos se utiliza como unidad de medida el mol Se define como la cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas, iones) como el número de átomos en 12 g de 12 C isotópicamente puro.
8 gdeazúcar2.676 1022 moléculas
La cantidad de materia (átomos, moléculas, iones) contenida en esos 12 g de 12 C isotópicamente puro se denomina Número de Avogadro
MOL
Whilem Ostwald (Letonia, 1853 – 1932) Premio Nobel Química 1909
del latín moles significa montón, pila.
denomina Número de Avogadro
El número de Avogadro toma el valor de 6.0221421 · 10^23 y se representa como NA.
Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro Conde di Quarequa e di Cerreto (Italia, 1776 - 1856)
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Masas Molar
¿Peso lo mismo una docena de huevos que una docena de elefantes?
¿Pesa lo mismo 1 mol de 12 C que 1 mol de 24 Mg?
Evidentemente no a las 2 preguntas. Un único átomo de^12 C tiene una masa de 12 uma Un único átomo de^24 Mg tiene una masa de 24 uma
Por tanto si un átomo de magnesio tiene el doble de masa que el carbono, el N (^) A de átomos de magnesio tendrán el doble de masa que el N (^) A de átomos de carbono.
En base a este razonamiento, como un mol 12 C peso 12g, el de 24 Mg pesará 24 g
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En la reacción ajustada:
los COEFICIENTES de una ecuación química ajustada indican tanto el número relativo de moléculas como los números relativos de moles
los SUBÍNDICES indican el estado físico de cada reactivo: define como ( )(g) → G Gas (l) → Líquido (s) → Sólido (ac), (aq) → Acuoso (disoluciones acuosas)
Los indicaciones sobre la flecha, indican las condiciones de la reacción: T, P, (calor).
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La secuencia del cálculo viene dada por la imagen:
Procedimiento para calcular cantidades de reactivos o productos en una reacción
El procedimiento detallado sería:
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Imaginemos que tenemos:
18 sabrosas rebanadas de pan de molde (RP) 10 apetitosas lonchas de jamón de York (JY) 12 cremosas lonchas de queso (LQ)
Reactivos Limitantes
q ( Q)
¿Cuántos sandwich podremos preparar?
¿Sobrará algún ingrediente?
¿Se agotará algún ingrediente?
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La elaboración del sandwich puede representarse mediante una ecuación
2 RP + 1 JY + 1 LQ 1 Sandwich
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