Química 1

Capítulo 1

Introducción al estudio de la materia

Clasificación de la Materia

Materia

¿Es uniforme en

todas sus partes? Si No

Homogénea Heterogénea

¿Se puede separar con procedimientos físicos?

Si No

Sustancia pura

Mezcla homogénea (Solución)

¿Se puede descomponer

en otras sustancias

usando procesos químicos? No Si

Elemento (sustancia constituida por

un solo tipo de átomo)

Compuesto (sustancia constituida por

más de un tipo de átomo)

Clasificación de la materia

Materia heterogénea:

Mezcla heterogénea

Materia homogénea:

Mezcla homogénea = solución

Compuesto (2 o más tipos de átomos)

se representan mediante fórmulas

Elemento (1 sólo tipo de átomo)

se representan mediante símbolos (ver Tabla Periódica)

Cambios físicos y químicos

Cambios físicos

No hay transformación de la estructura de la

materia. Ejemplos: pulverizado, evaporación,

congelamiento, filtración.

Cambios químicos

Hay transformación de la materia, una(s)

sustancia(s) se convierte(n) en otra(s).

Ejemplos: combustión, oxidación, electrólisis.

Estructura del átomo

Núcleo central: está concentrada la masa del

átomo.

se encuentran los nucleones:

protones (p+)

neutrones (n°)

Alrededor del núcleo:

electrones (e-), masa muy pequeña.

Número atómico y Número de masa

Número atómico (Z): indica el número de

protones en el núcleo. Es característico para

los átomos de un determinado elemento.

ZX : 1H; 6C; 8O; 11Na; 29Cu

Número de masa (A): indica el número de

nucleones (protones + neutrones). Puede

variar en átomos de un mismo elemento.

AX: 12C, 13C; 63Cu, 65Cu

Isótopos

Átomos de un mismo elemento con diferente número de masa

Para el hidrógeno H:

1H 2H 3H

protio deuterio tritio

H-1 H-2 H-3

A 1 2 3

Z 1 1 1

n° 0 1 2

Masa atómica

Masa de un átomo

suma de las masas de protones, neutrones y

electrones del átomo

Se utiliza la unidad de masa atómica (uma)

1 uma = 1,67x10-24 g Se define también la uma como la doceava

parte de la masa de un átomo de C-12

1 átomo de C-12 pesa 12 uma

Masa atómica

Masa del protón = 1,67252x10-24 g

Masa del neutrón = 1,67495x10-24 g

Masa del electrón = 9,1095x10-28 g

La masa de un átomo de Cu-63 será:

la suma de las masas de 29 protones, 34 neutrones y 29 electrones del átomo =

29x1,67252x10-24 g + 34x1,67495x10-24 g + 29x9,1095x10-28 g

= 1,054777976x10-22 g

Para reportar el valor de la masa en unidades de masa atómica (uma), utilizando la equivalencia se tiene una masa aproximada de 63,27 uma,

luego, un átomo del isótopo Cu-63 pesa 63,27 uma

Determinación de la masa atómica promedio

Como todos los átomos de un elemento no tienen la misma masa (por la existencia de isótopos de un elemento, que no tienen la misma abundancia natural), en la Tabla Periódica de los Elementos se reportan valores promedio.

Masa atómica promedio = ( % xmasa) / 100

Por lo general se obtiene valores no enteros, aunque se suele aproximar. Ejm.

Para el hidrógeno: 1,008 1

Para el oxigeno: 15,9999 16

Ejercicios

1. El oxígeno tiene 3 isótopos con las siguientes

abundancias relativas y masas atómicas:

16O: 99,759 % y 15,9949 uma; 17O: 0,037 % y 17,0003 uma; 18O: 0,204 % y 18,0057 uma,

determine:

la masa atómica promedio del oxígeno

el número de protones y de neutrones presentes

en cada átomo del isótopo de 17O

Solución:

la masa atómica promedio del oxígeno

= (99,759x15,9949 uma + 0,037x17,0003 uma +

0,204 x 18,0057 uma) /100

= 15,9994 uma

Para cada átomo del isótopo de 17O :

número de protones = 8

número de neutrones = 9

Ejercicios

número de

protones

número de

electrones

número de

neutrones 50Cr+2 52Cr+3 53Cr

2. El cromo tiene cuatro isótopos estables naturales 50Cr, 52Cr

(51,9405 uma), 53Cr (52,9406 uma) y 54Cr (53,9389). Los

porcentajes de abundancia de los isótopos son 4,35%, 83,79%,

9,50% y 2,36%, respectivamente.

a. Determine la masa del isótopo más ligero del cromo, si se

sabe que la masa atómica promedio este elemento es

51,9962 uma.

b. Complete los espacios en blanco de la siguiente tabla:

En la Tabla Periódica

Cada elemento:

se representa por su símbolo

Tiene un determinado número atómico (Z),

que es un número entero, que indica el

número de protones.

Tiene una determinada masa (por lo general

valor no entero con alguna cifra decimal), que

al expresarse en uma, se refiere a la masa

promedio de los átomos del elemento.

Magnitudes fundamentales SI

Magnitud unidad símbolo o

abreviatura

Longitud metro m

Masa kilogramo kg

tiempo segundo s

temperatura Kelvin K

cantidad de

sustancia

mol mol

corriente eléctrica amperio A

intensidad luminosa candela cd

Múltiplos y submúltiplos

Múltiplos

Se utilizan prefijos

giga G 109

mega M 106

kilo k 103

Submúltiplos

Se utilizan prefijos

deci d 10-1

centi c 10-2

mili m 10-3

micro 10-6

área (L2)

volumen (L3)

densidad = masa / volumen (M/L3)

considere M = masa L = longitud

Magnitudes derivadas

Notación científica

La notación científica (o notación índice estándar) es una

manera rápida de representar un número utilizando

potencias de base diez. Esta notación se utiliza para poder

expresar muy fácilmente números muy grandes o muy

pequeños.

Los números se escriben como un producto: a x 10n

siendo:

a = número real mayor o igual que 1 y menor que 10

n = número entero (exponente)

La notación científica utiliza la coma para separar la parte

entera de la parte decimal.

Concepto de mol

Hace referencia a un número de unidades,

conocido como Número de Avogadro (NA)

NA = 602 200 000 000 000 000 000 000

= 6,022 x 1023

(notación científica)

es decir,

1 mol de partículas = 6,022 x 1023 partículas

Así un mol de átomos equivale a tener

6,022 x 1023 átomos

Concepto de mol

un mol de electrones equivale a tener

6,022 x 1023 electrones

Definición de mol (unidad de cantidad de sustancia):

Número de unidades igual al número de átomos presentes en 12 g de C-12

Como 1 mol de átomos = 6,022 x 1023 átomos

Así un mol de átomos de C-12, que equivale a tener

6,022 x 1023 átomos, pesará 12 g

Concepto de mol

Para cualquier elemento:

1 mol de átomos del elemento tendrá una masa

numéricamente igual a su masa atómica

(expresada en gramos)

Este valor en gramos se conoce como

MASA MOLAR

= masa de 1 mol de átomos

= masa de 6,022 x 1023 átomos

6,022 x 1023 átomos de H pesarán 1,008 g

6,022 x 1023 átomos de Cu-63 pesarán 63,27 g

Ejercicios

1. ¿Cuántos moles de Fe representan 25 g de este metal? Rpta. 0,448 moles

2. ¿Cuántos átomos de Mg hay en 5,0 g de este elemento?

Rpta. 1,24x1023 átomos

3. ¿Cuál es la masa (en mg) de un átomo de carbono?

Rpta. 1,99x10-20 mg

4. ¿Cuál es la masa (en kg) de 3,01x1025 átomos de Na? Rpta. 1,15 kg

Datos:

masas atómicas (uma): C 12 Na 23 Mg 24,3 Fe 55,8

NA = 6,022x1023

Masa molecular o peso-fórmula

Todos los compuestos se representan mediante

fórmulas:

Agua: H2O

Dióxido de carbono: CO2

Benceno: C6H6

Al utilizar las masas atómicas (en uma), se obtienen

las masas moleculares o peso-fórmula de los

compuestos

H2O: 2x1 + 1x16 = 18 uma

CO2: 1x12 + 2x16 = 44 uma

C6H6 : 6x12 + 6x1 = 78 uma

Masa molecular o peso-fórmula

Para cualquier tipo de compuesto (molecular

o iónico) se utiliza el término peso-fórmula.

Para sustancias moleculares se utiliza el

término masa molecular

Para el H2O: su masa molecular es 18 uma,

es decir, una molécula de H2O pesa 18 uma

Para el CO2 , su masa molecular es 44 uma

Para el C6H6, su masa molecular es 78 uma

Masa molecular o peso-fórmula

Para sustancias iónicas se debe utilizar el

término peso-fórmula o masa de la unidad-

fórmula

Para el NaCl: (23 + 35,5) su peso-fórmula es

58,5 uma, es decir, una unidad de NaCl pesa

58,5 uma

Para el CaCO3: (40 + 12 + 3x16) su peso-

fórmula es 100 uma

Para el Na2SO4: (2x23 + 32 + 4x16) su peso-

fórmula es 142 uma

Masa molar de un compuesto

Para cualquier tipo de compuesto (molecular o iónico) se utiliza el término masa molar

Masa molar = masa de 1 mol de unidades (moléculas o unidades-fórmula) del compuesto.

La masa molar es numéricamente igual al peso fórmula o masa molecular expresado en gramos.

Así se tiene que:

Para el H2O: su masa molecular es 18 uma, y la masa molar del H2O es 18 g

Para el CaCO3 , su peso-fórmula es 100 uma y su masa molar es 100 g

Masa molar de un compuesto

También se deduce que:

Para el H2O: si su masa molar es 18 g,

6,022 x 1023 moléculas de H2O pesan 18 g

o que en 18 g de agua hay 6,022 x 1023

moléculas

Para el CaCO3 , si su masa molar es 100 g,

6,022 x 1023 unidades-fórmula de CaCO3 pesan

100 g,

o que en 100 g de CaCO3 hay 6,022 x 1023

unidades-fórmula

Ejercicios

1. ¿Cuántos moles de NaOH hay en 1 g de este compuesto? Rpta. 0,025 moles

2. ¿Cuántas moléculas hay en 3,2 mg de H2O2?

Rpta. 5,67x1019 moléculas

3. ¿Cuál es la masa (en g) de 0,25 mol de ácido sulfúrico

H2SO4?

4. ¿Cuál es el volumen (en L) de 12,83x1024 moléculas de

C2H5 OH? (densidad C2H5 OH = 0,798g/cm3)

Datos:

masas atómicas (uma): H 1 C 12 O 16 Na 23

Mg 24,3 S 32 Fe 55,8

NA = 6,022x1023

Rpta. 24,5g

Rpta. 1,23 L

Fórmulas

Fórmula empírica

Relación mínima entre átomos de cada elemento que conforman el compuesto.

Fórmula molecular (o verdadera)

Indica el número de átomos que conforman una unidad-fórmula o molécula del compuesto.

Fórmula estructural

Presenta información adicional de la unión entre átomos.

Fórmulas

Fórmula estructural Fórmula molecular

C8 H9 O2 N

Fórmula empírica

C8 H9 O2 N

acetaminofén

Fórmulas

Fórmula estructural Fórmula molecular

C6 H6

Fórmula empírica

CH

Composición porcentual (en masa)

Cada compuesto posee una determinada

composición porcentual (en masa)

La composición porcentual está referida a los

porcentajes en masa de cada elemento que forma un

compuesto.

Si un compuesto está formado por los elementos X y

Z, para indicar su composición porcentual se deberá

señalar los % en masa de X y Z, es decir:

Composición porcentual:

% en masa de X =

% en masa de Z =

Composición porcentual (en masa)

Así, por ejemplo:

Para el agua, H2O, su composición

porcentual estará referida a los % de H y O

Composición porcentual del agua:

% en masa de H = = 11,19%

% en masa de O = = 88,81 %

1000154,18

9994,15x

1000154,18

008,12x

x

Ejercicios

Una muestra de óxido

de zinc que contiene

1,63 g de Zn y 0,40 g

de oxígeno.

Rpta.

% Zn = 80,3 %

% O = 19,7 %

Una muestra de 66,75

g de cloruro de

aluminio que contiene

13,5 g de aluminio.

Rpta.

% Al = 20,22 %

% Cl = 79,78 %

Determine la composición porcentual en:

Determinación de la fórmula empírica

y fórmula molecular

Para hallar la fórmula empírica se requiere de

la composición porcentual (en masa)

Para hallar la fórmula molecular o verdadera

se requiere un dato adicional (masa

molecular, número de átomos de uno de los

elementos en el compuesto, etc.)

Determinación de la fórmula empírica

y fórmula molecular

Hallar la fórmula empírica y la fórmula molecular o

verdadera de un compuesto que contiene

54,53 % de carbono; 9,15 % de hidrógeno y 36,32 %

de oxígeno (% en masa).

Se sabe que la masa molecular del compuesto es de

88,11 uma.

Ejemplo

Solución:

Para hallar la fórmula de este compuesto se debe

determinar los subíndices de CxHyOz

Tomando como base 100 g del compuesto:

nC: 54,53 g x (1 mol/12g) = 4,54 mol de C

nH: 9,15 g x (1 mol/1g) = 9,15 mol H

nO: 36,32 g x (1 mol / 16g) = 2,27 mol O

Determinando la relación mínima:

C: 4,54 / 2,27 = 2

H: 9,15 / 2,27 = 4,03

O: 2,27 / 2,27 = 1

Fórmula empírica : C2H4O1

masa de la fórmula empírica: 2 x 12 + 4 x 1 + 1x 16 = 44 g

masa molecular = 88 uma masa molar = 88 g 88 / 44 = 2

Fórmula molecular: C4H8O2

Por ejemplo, para la sustancia anterior, C4H8O2

Reacción de combustión completa

Si la sustancia contiene carbono, se produce

CO2(g); y si contiene hidrógeno, se produce H2O(l).

C4H8O2 + 5 O2 (g) 4 CO2 (g) + 4 H2O (l)

La ecuación de su combustión será:

Una reacción de combustión es aquella en la que una

sustancia se quema en presencia de oxígeno, O2(g).

sustancia + O2 (g) productos de combustión

Ejercicio

El ácido tereftálico es un compuesto que contiene

57,83 % de C, 38,55% de O y el resto de

hidrógeno.

a. Determine su fórmula molecular y la fórmula

empírica del si sabe que un recipiente que

contiene 7,98 x 1029 moléculas de este ácido

pesa 2,2 x108 g (descontado ya el peso del

recipiente).

b. Determine el número de moles de CO2 que se

puede producir con la combustión de 15 moles

de ácido tereftálico.