¡Descarga Estructura atomica y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity!
_________________________________________________________________________________________
1 La Composición de la Materia
1.1 Sustancias puras y mezclas; elementos y compuestos 1.2 La ley de conservación de la masa 1.3 Las leyes de las combinaciones químicas. Teoría atómica de Dalton 1.4 Determinación de masas atómicas y de fórmulas moleculares. El principio de Avogadro 1.5 El concepto de mol 1.6 Las fórmulas y ecuaciones químicas 1.7 Cálculos estequiométricos 1.8 Partículas subatómicas con carga: el electrón y el protón 1.9 La estructura del átomo: los modelos de Thomson y de Rutherford 1.10 El núcleo atómico: nucleones, número atómico, número másico e isótopos
_________________________________________________________________________________________
1.1 Sustancias puras y mezclas; elementos y compuestos
La definición moderna de elemento. Fue formulada por Boyle (1627–1691), que pensaba que la
química debe basarse en el experimento y que “sólo el análisis permite conocer los verdaderos
elementos”:
- Un elemento es una sustancia indescomponible (en un proceso químico).
- Un compuesto es la sustancia que puede descomponerse en elementos.
Las sustancias puras (elementos y compuestos) tienen una composición fija mientras que las mezclas la
tienen variable. Una mezcla es una combinación física o conjunto de dos o más sustancias.
Los primeros descubrimientos de sustancias gaseosas. Jean Rey (1583–1645) descubre, al estudiar
combustiones y calcinaciones, que el aire puede participar en reacciones químicas. J. Black (1728–1799)
descubre el dióxido de carbono (“aire fijo”). Henri Cavendish (1731–1810) descubre el hidrógeno (“aire
inflamable”) y que éste explota en presencia de aire para producir agua. J. Priestley (1733–1804)
descubre que el aire está formado de “aire nitroso” (nitrógeno) y de “aire del fuego” (oxígeno), luego el
aire es una mezcla de gases. Lavoisier (1740–1794) descubre que es el “aire respirable” (oxígeno) el
que, junto al hidrógeno, compone el agua. El agua es un compuesto de hidrógeno y oxígeno.
El nacimiento de la química moderna. El 1 de noviembre de 1772, Lavoisier remite a la Academia Real
de Ciencias una comunicación en la que prueba que toda combustión al aire da una combinación con el
oxígeno (teoría de la oxidación).
1.2 La ley de conservación de la masa
Lavoisier formuló la Ley de la conservación de la masa : “Durante un cambio químico no se producen
cambios ( observables ) de masa”.
1.3 Las leyes de las combinaciones químicas. Teoría atómica de Dalton
Durante el siglo XIX, los químicos buscan relaciones cuantitativas entre los elementos de las
combinaciones químicas, y descubren las leyes ponderales (que dieron origen a la teoría atómica de
Dalton) y las leyes volumétricas (que apoyaron la existencia de moléculas).
Las leyes ponderales. Ley de las proporciones definidas [1801 Proust (1754–1826)]. “En un compuesto
dado, los elementos constituyentes se combinan siempre en las mismas proporciones, prescindiendo del
origen y del modo de preparación del compuesto”.
Ley de las proporciones múltiples [1804 Dalton (1766–1844)]. “Si dos elementos forman más de
un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos que se combinan con el mismo peso del otro, están en
una razón de números enteros y pequeños”.
12 Química General. Grupo B. Curso 1993/
Ley de las proporciones equivalentes [ Richter (1762–1807)]. “Los pesos de dos elementos que
reaccionan con un peso fijo de un tercer elemento, reaccionan entre sí según una relación de números
enteros de dichos pesos”.
La teoría atómica de Dalton [1808]. “Cada elemento se compone de un número dado de partículas
( átomos ) iguales, indivisibles e inmutables, cuya masa es característica para el elemento dado. Los
compuestos están formados por un número fijo de átomos de cada uno de los elementos constituyentes”.
1.4 Determinación de masas atómicas y de fórmulas moleculares. El principio de Avogadro
El análisis químico permite determinar las masas equivalentes de los elementos (masa de una sustancia
que reaccionaría con 1 gramo de hidrógeno). Las masas atómicas (relativas) pueden determinarse sin se
conocen previamente las fórmulas químicas de las sustancias, pero para determinar las fórmulas es
preciso conocer las masas. El útil más decisivo en la determinación de masas atómicas fue el principio de
Avogadro, formulado en base a la ley de volúmenes de las gases reaccionantes de Gay-Lussac.
Ley de volúmenes de los gases reaccionantes [1809 Gay-Lussac (1778–1850)]. “Cuando dos gases se
combinan, existe una relación simple entre su volumen medido en las mismas condiciones de presión y
temperatura. Si la combinación obtenida es también gaseosa, su volumen está también en relación simple
con la de los reaccionantes”.
Principio de Avogadro [1811 Avogadro (1776–1856)]. “Volúmenes iguales de gases diferentes en
iguales condiciones de presión y temperatura contienen igual número de partículas del gas”, a las que
Avogadro llamaba moléculas. Avogadro supuso que había elementos cuyas partículas estaban formadas
por más de un átomo.
Otros datos experimentales que permiten determinar masas atómicas. En 1819, Dulong y Petit miden
la capacidad calorífica de varios metales y proponen que la capacidad calorífica específica de un metal
multiplicada por su masa atómica relativa es aproximadamente igual a 6 cal/g °C. La tabla periódica de
Mendeleev (1869) permitió solventar algunas dudas sobre la masa atómica de algunos elementos.
Actualmente, la determinación precisa de masas de átomos y de moléculas puede realizarse con un
espectrómetro de masas (figura 1.1). La medida de propiedades coligativas como la presión osmótica o el
descenso de presión de vapor (ver tema 9) permite también determinar la masa molecular de una
sustancia en disolución. La tabla 1.1 compara las características de los dos tipos de técnicas.
Figura 1.1. Espectrómetro de masas. Las moléculas de gas a baja presión se ionizan mediante un haz de electrones y se aceleran en un campo eléctrico. Después, un campo magnético curva las trayectorias del haz de iones. Las partículas más ligeras se desvían más y las más pesadas, menos. El punto donde una partícula alcanza al detector permite calcular su masa.
Iones más ligeros
Entrada del gas Placas de aceleración
Emisor de electrones (^) Detector
Haz de iones (+)
Iones más pesados
Campo magnético
Alto vacío
Tabla 1.1. Características de la determinación de masas moleculares Espectrómetro de masas Técnicas basadas en las propiedades coligativas Se determinan masas absolutas Se determinan masas relativas Se determinan masas de partículas individuales Se determina masas promedio de las partículas de la muestra Precisión muy elevada (errores a veces menores de 0,00001%) Precisión media–baja (errores típicos de 1–5%) La experiencia se realiza en condiciones drásticas de p y T La experiencia se realiza en condiciones suaves de p y T La fragmentación de la molécula informa de su estructura No aportan más información estructural Puede no observarse el pico molecular sino sólo de fragmentos Masa molecular de la sustancia en disolución, no pura Aparatos de elevado coste y delicado mantenimiento Aparatos de bajo coste y poco mantenimiento
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 13
presiones. Al aplicar un alto voltaje observó unos rayos que llamó catódicos (figura 1.2) y que están
constituidos por partículas de carga negativa, que recibieron el nombre de electrones. Midiendo la
desviación que un campo eléctrico producía en su trayectoria, Thomson calculó una relación masa/carga,
m e/ q e , igual a 5,6857 10 –12^ kg/C.
Figura 1.2. Tubos de rayos catódicos. (a) Al aplicar alto voltaje entre los electrodos, hay flujo de corriente y se desprenden rayos en el cátodo (electrodo –) que se dirigen en línea recta al ánodo (electrodo +). El experimento (b) indica que los rayos catódicos tienen masa ya que son capaces de hacer girar una pequeña paleta de ruedas que se coloca en su trayectoria; además tienen carga negativa pues son desviados por la aplicación de un campo eléctrico (c) o magnético (d).
(d)
– + S N
(c)
Tubo de vidrio con (b)^ Rueda de paletas pantalla fluorescente
(a)
Cátodo
Gas a presión muy baja ("a vacío")
En 1909, Millikan observa que la carga adquirida por una gota de aceite al ser irradiada con rayos X
(figura 1.3) era siempre múltiplo de una cantidad que supuso que era la unidad elemental de carga
asociada a un electrón. Obtiene una carga q e = 1,60 10 –19^ C, por lo que su masa es m e = 9,11 10–31^ kg.
Atomizador
Telescopio
Voltaje regulable
Gota de aceite en observación
Pequeño Haz de agujero rayos X
Figura 1.3. Experimento de la gota de aceite de Millikan. Se producen pequeñas gotas de aceite con un atomizador. Algunas caen a través del pequeño orificio de la placa superior. Las gotas se cargan negativamente al ser irradiadas con rayos X. La fuerza gravitacional hace descender la gota. La fuerza eléctrica hace ascender la gota cargada negativamente, huyendo de la placa negativa y acercándose a la positiva. Variando el voltaje, se puede conseguir que la gota permanezca inmóvil, cuando ambas fuerzas se equilibren. Si se conoce el voltaje y la masa de la gota, se puede calcular su carga.
Descubrimiento del protón. En 1886, Goldstein , trabajando con los rayos catódicos, observó otros rayos
que escapaban del ánodo y que llamó rayos canales (figura 1.4). Los rayos canales están constituidos por
protones cuando el gas residual es el hidrógeno. La relación m p/ q p es 1,04 10–8^ kg/C. Suponiendo la
misma carga para el protón que para el electrón, m p = 1,673 10–27^ kg (1835 veces la del electrón).
Figura 1.4. Tubo con el que se descubrieron los rayos canal. Es un tubo de rayos catódicos con el cátodo agujereado. A través del orificio se escapan los rayos canal huyendo del ánodo. Su carga es positiva. Su relación m / q es mucho mayor que la de los rayos catódicos y depende del gas residual. El hidrógeno da la relación m / q más pequeña. Goldstein propuso que los rayos canal son iones positivos originados por el choque de los rayos catódicos con los átomos del gas residual.
Agujero en el cátodo
rayos catódicos (e)
rayos canal (+)
1.9 La estructura del átomo: los modelos de Thomson y de Rutherford
En 1898, Thomson propone un modelo de átomo compuesto de una esfera de carga positiva, que
contiene la mayor parte de la masa, en la que están embebidos los pequeños y livianos electrones.
En 1911, Rutherford , Geiger y Marsden estudian las trayectorias de las partículas α disparadas
contra láminas de diferentes materiales (figura 1.5). Los resultados son incompatibles con el modelo de
Thomson. Rutherford propone un modelo de átomo caracterizado por la existencia de un núcleo central
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 15
con una carga positiva idéntica a la negativa de los electrones, que están fuera del núcleo, y que contiene
el 99,9% de la masa total del átomo en sólo el 0,01% de su diámetro ( d 1 10 6 toneladas/cm^3 ). Este
modelo es coherente con los resultados experimentales (figura 1.6).
Figura 1.5. Dispositivo experimental de Rutherford para la medida de la dispersión de partículasα, mediante láminas metálicas muy delgadas. La fuente de partículas α es el polonio radiactivo colocado en el interior de un bloque de plomo, que sirve para proteger de las radiaciones y para seleccionar un haz de partículas. La lámina de oro que se utilizó tenía un espesor de 0,00006 cm. La mayoría de las partículas pasaban con poca o ninguna desviación, a. Unas pocas se desviaban ángulos grandes, b, y, ocasionalmente, alguna partícula era despedida por la lámina,c.
Pantalla de centelleo
Lámina de oro
Haz de partículas α
Fuente
a
b
b
c
Figura 1.6. Interpretación del experimento de Rutherford. La mayor parte del espacio de un átomo está casi "vacío" ya que sólo está ocupado por livianos electrones. Toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa se encuentra en su centro, en un núcleo muy denso y pequeño. La mayoría de las partículas α con carga positiva (a) atraviesan el átomo por el espacio desocupado sin experimentar desviaciones. Algunas (b) se acercan a los núcleos y se desvían al ser repelidas por su carga positiva. Sólo unas pocas llegan a acertar (c) en un núcleo y salen despedidas hacia atrás.
La representación no es a escala. Si los núcleos fueran tan grandes como los puntos negros que los representan, el tamaño del átomo debería ser de unas decenas de metros.
a
a
a
b
c
1.10 El núcleo atómico: nucleones, número atómico, número másico e isótopos
Descubrimiento del neutrón. En 1932, Chadwick descubre el neutrón al bombardear berilio con
partículas de α alta energía (ver tema 2). El neutrón no tiene carga y su masa es m n = 1,675 10 –27^ kg.
Nucleones. El núcleo atómico está constituido por protones y neutrones, que por ello se llaman
nucleones. El número atómico ( Z ) de un átomo es el número de protones (que es igual al de electrones en
el átomo neutro) y el número neutrónico ( N ) es el de neutrones. Cada elemento se diferencia del resto por
su número atómico. El número másico ( A ) de un átomo es el número de nucleones, A = Z + N.
Isótopos. Un elemento puede contener núcleos de diferente número másico, es decir, puede contener
diferentes isótopos de diferente masa atómica (ver tabla 1.2). En un elemento natural, la abundancia
isotópica relativa de los distintos isótopos en la naturaleza suele ser casi constante y recibe el nombre de
abundancia isotópica natural. Lo que se llama normalmente masa atómica de un elemento, es una masa
atómica promedio de las masas de sus isótopos naturales en relación a su abundancia relativa. Un
espectrómetro de masas da_____________________________________________________________________________________________________ masas isotópicas , mientras que otras técnicas dan masas atómicas promedio.
Tabla 1.2. Algunos elementos con varios isótopos Número Número Número Nombre Símbolo atómico (Z) neutrónico (N) másico (A) Masa Abundancia, % Hidrógeno–1 1 H 1 0 1 1,674 10–24^ g, 1,008 u 99, Deuterio 2 H o D 1 1 2 3.344 10–24^ g, 2,014 u 0, Tritio 3 H o T 1 2 3 1,674 10–24^ g, 3,016 u muy inestable Carbono–12 12 C 6 6 12 1,9926 10–23^ g, 12 u exactas 98, Carbono–13 13 C 6 7 13 2,159 10–23^ g, 13,00 u 1, Cloro–35 35 Cl 17 18 35 5,807 10–23^ g, 34,97 u 75, Cloro–37 37 Cl 17 20 37 6,138 10–23^ g, 36,97 u 24, Uranio–235 235 U 92 143 235 3,902 10–22^ g, 235,0 u 0, Uranio–238_____________________________________________________________________________________________________ 238 U 92 146 238 3,953 10–22^ g, 238,05 u 99,
Bibliografía
Atkins, págs. 1–10, 42–67 y 82–85, 118–131; Dickerson, págs. 1–48; Masterton, págs. 13–14, 30–46 y
57–84; Russell, págs. 1–37, 44–70 y 105–116; Whitten, págs. 1–12 y 34–
16 Química General. Grupo B. Curso 1993/
1.1 Se tienen 196 g de ácido fosfórico (H 3 PO 4 ). Calcula:
a) la cantidad de H 3 PO 4 (en mol) que representan;
b) la cantidad de H, P y O (en mol);
c) el número de moléculas de H 3 PO 4 y el de átomos de cada elemento.
1.2 a) ¿Cuántos moles hay en 31,43 g de Al 2 O 3? ¿Cuántas moléculas? ( N A = 6,022 10 23 mol–1).
b) ¿Cuántos moles hay en 15,25 g de Fe?
1.3 Para 1,0 g de AgCl, calcula el número de moles de :
a)unidades AgCl; b) iones Ag+^ ; c) iones Cl–.
1.4 Da en unidades de masa atómica (u) y en gramos (g), la masa atómica del flúor ( m F), sabiendo que su
masa relativa ( M r) es 19,0 ( N A = 6,022 10 23 mol –1).
1.5 Calcula la masa molar de
a) 1,00 mol de peróxido de hidrógeno, H 2 O 2 ;
b) 15,00 mol de ácido sulfúrico, H 2 SO 4 ;
c) 0,375 mol de sulfato de sodio decahidratado; Na 2 SO 4.^ 10H 2 O.
principio de Avogadro
1.6 ¿Cuántos moles de Cl 2 hay en 250,0 l del gas medidos en condiciones normales? (En condiciones
normales, V m = 22, 4 l/mol)
1.7 a) ¿Cuál será el volumen en condiciones normales de 8,0 g de oxígeno? (En condiciones normales,
V m = 22, 4 l/mol)
b) ¿Cuál será la masa de 5,0 litros de oxígeno en condiciones normales?
1.8 Calcula la masa molar del SO 2 , sabiendo que 2,00 litros del mismo pesan 5,72 g en condiciones normales
(en condiciones normales, V m = 22, 4 l/mol).
composición elemental y fórmulas químicas
1.9 Calcula la composición elemental de cada uno de los siguientes compuestos:
a) KBr; b) C 10 H 22 ; c) HNO 3.
1.10 Calcula:
a) el porcentaje de bromo en el KBr; b) la cantidad en peso de esta sal que contiene 250,0 g de bromo.
1.11 Una moneda de plata que pesa 5,82 g se disuelve en HNO 3. Cuando se agrega NaCl toda la plata preci-
pita como AgCl. Este precipitado pesa 7,20 g. Calcula, en porcentaje, la masa de plata en la moneda.
1.12 Para cierto compuesto se encuentra la siguiente composición: 87,5% de nitrógeno y 12,5% de hidrógeno.
a) ¿Cuál es su fórmula empírica?.
b) Si su masa relativa es 32, ¿cuál es su fórmula molecular?.
1.13 El análisis de un compuesto dio el siguiente resultado (% en peso): 56,50% de potasio, 8,69% de carbono
y 34,81% de oxígeno. Calcula su fórmula empírica.
1.14 El análisis de un compuesto dio como resultado 18,0% de carbono, 2,3% de hidrógeno y 80,0% de cloro.
Su masa relativa es 130 ± 5. Calcula la fórmula empírica y la molecular.
1.15 Calcula la fórmula de un mineral cuyo análisis refleja la siguiente composición centesimal: 51,4% de
SiO 2 ; 29,0% de Al 2 O 3 ; 12,5% de CaO; 7,0% de Na 2 O.
1.16 El perclorato de plomo de una disolución acuosa cristaliza en forma de hidrato, Pb(ClO 4 ) 2. x H 2 O. Si los
cristales contienen un 45% de plomo, ¿cuál es el valor de x en la fórmula?
1.17 Un compuesto contiene C, H y S. En la combustión de una muestra de 0,0116 g se producen 0,0226 g de
CO 2. En otra reacción, 0,223 g de dicho compuesto dieron 0,576 g de BaSO 4 , que corresponden a su
contenido en azufre. Calcula su fórmula empírica.
1.18 Se disuelven 0,852 g de una aleación Al–Cu en ácido nítrico. El líquido se evapora a sequedad y la
18 Química General. Grupo B. Curso 1993/
mezcla de nitratos se calcina. Se obtienen 1,566 g de una mezcla de óxido de aluminio y óxido de
cobre(II). Calcula la composición de la aleación.
cálculos estequiométricos en reacciones químicas
1.19 ¿Qué cantidad de fósforo se podría obtener a partir de 5,000 kg de Ca 3 (PO 4 ) 2?
1.20 Calcula el porcentaje de pérdida de peso que sufre FeCl 3 ⋅6H 2 O cuando se transforma en sal anhidra.
¿Cuántos gramos de la sal hidratada deberán calentarse para obtener 500 g de sal anhidra?
1.21 Se queman 100 g de carbono para dar CO 2. Calcula:
a) la masa de oxígeno (O 2 ) que se necesita;
b) el volumen de CO 2 , medido en condiciones normales (CN), que se produce (el volumen molar, V m , en
condiciones normales es 22,4 l mol–1).
1.22 Según la ecuación 4NH 3 ( g ) + 5O 2 ( g ) 4NO( g ) + 6H 2 O( g ), ¿qué masa de O 2 , en gramos, se necesita
para que reaccione con exactamente 100 g de NH 3 ?.
1.23 En la reacción 5KI + KIO 3 + 6HNO 3 6KNO 3 + 3I 2 + 3H 2 O, se producen 63,5 g de I 2. Determina la
masa necesaria de KI, KIO 3 y HNO 3 y la producida de KNO 3.
1.24 Se inyectan 1,00 10^2 l de H 2 S gaseoso, medido en condiciones normales, en una solución acuosa de
SbCl 3. Calcula la masa de Sb 2 S 3 precipitado.
1.25 Se quema H 2 S en O 2 según la reacción 2H 2 S( g ) + 3O 2 ( g ) 2H 2 O( g ) + 2SO 2 ( g ). Determina:
a) el volumen de O 2 , en condiciones normales (CN), necesario para quemar 20,0 l de H 2 S;
b) el volumen de SO 2 obtenido en condiciones normales.
1.26 El tricloruro de fosforo reacciona con agua para formar ácido fosforoso y cloruro de hidrógeno:
PCl 3 ( l ) + 3H 2 O( l ) H 3 PO 3 ( aq ) + 3HCl( g )
¿Cuánto ácido fosforoso se formará cuando se mezclan 25 g de tricloruro de fósforo con 15 g de agua?
pureza de un reactivo, rendimiento de una reacción, reactivo limitante
1.27 Calcula las masas de NaNO 2 y de las impurezas presentes en 45,2 g de un nitrito de sodio del 99,4% de
pureza.
1.28 a) Calcula la masa de cromo presente en 150 g de un mineral de cromo que contiene 67,0% de cromita,
FeCrO 4 , y 33,0% de impurezas en masa.
b) Si se recupera el 87,5% del cromo a partir de 125 g del mineral, ¿qué masa de cromo puro se obtiene?
1.29 Un compuesto de fórmula AH y masa molar 231 g/mol reacciona con otro de fórmula BOH y masa
molar 125 g/mol para dar un compuesto AB. En una preparación de AB, reaccionaron 2,45 g de AH y se
obtuvieron 2,91 g de AB. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
1.30 El mesitileno, C 9 H 12 , se obtiene con bajo rendimiento a partir de la acetona, C 3 H 6 O, en presencia de
ácido sulfúrico, 3 C 3 H 6 O C 9 H 12 + 3H 2 O. Se obtienen 13,4 g de mesitileno a partir de 143 g de
acetona, según esta reacción. Calcula el rendimiento de la reacción para el mesitileno.
1.31 ¿Qué masa de NH 3 se puede preparar a partir de 77,3 gramos de N 2 y 14,2 gramos de H 2?
1.32 ¿Qué cantidad máxima de Ca 3 (PO 4 ) 2 se puede preparar a partir de 7,4 g de Ca(OH) 2 y 9,8 g de H 3 PO 4?
3Ca(OH) 2 + 2H 3 PO 4 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6H 2 O
1.33 En el análisis de una muestra de grobertita se pesan 2,8166 g de mineral que se disuelven en HCl diluído.
El líquido se diluye hasta 0,250 l. Se toman 0,050 l de este líquido, se añade amoníaco en exceso y se
precipita con fosfato de sodio. El precipitado obtenido se filtra, lava, seca y calcina, en cuyo proceso el
fosfato de magnesio se transforma en difosfato de magnesio (Mg 2 P 2 O 7 ), del que se obtienen 0,622 g.
Calcula, en porcentaje, la masa de magnesio del mineral.
1.34 Halla la composición en masa de la mezcla de vapor de gasolina y aire que debe formarse en el
carburador de un motor de explosión para que la combustión en dióxido de carbono y agua sea completa.
Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá 19
