unidad didÁctica 7. conceptos bÁsicos de quÍmica
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UNIDAD DIDÁCTICA 7.
CONCEPTOS BÁSICOS
DE QUÍMICA
CONTENIDOS UD 7 CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA
1. ELEMENTOS QUÍMICOS Y PARTÍCULAS ELEMENTALES ........................................................................................ 3
2. EL SISTEMA PERIODICO ........................................................................................................................................ 5
3. LA VALENCIA Y EL NÚMERO DE OXIDACIÓN ........................................................................................................ 6
4. LAS FORMULACIONES DE QUÍMICA INORGANICA ............................................................................................... 6
5. LAS FORMULACIONES DE QUÍMICA ORGÁNICA… ............................................................................................. 10
6. LAS REACCIONES QUÍMICAS ............................................................................................................................... 12
7. AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS.................................................................................................................... 13
8. VELOCIDAD Y EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS .............................................................................. 13
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1. ELEMENTOS QUÍMICOS Y PARTÍCULAS ELEMENTALES.
En el laboratorio utilizamos muchas sustancias químicas de distinta naturaleza por lo que es necesario conocer
algunos aspectos básicos de su estructura y comportamiento. Un átomo es la partícula más pequeña que tiene
propiedades definidas y que no es posible dividir mediante procesos químicos, aunque sí mediante ciertos procesos
físicos. Los átomos constan de núcleo y una nube de electrones que lo envuelve. El núcleo de un átomo estará
formado por protones y neutrones, partículas con carga positiva y neutra respectivamente. Los electrones son
partículas de carga negativa que se sitúan rodeando al núcleo, no mantienen una posición fija, sino que se mueven
dentro de una región denominada orbital.
Teniendo en cuenta las partículas que posee un átomo se definen:
• Número atómico (Z): es el número de protones que tiene un átomo.
• Numero másico (A): es la suma del número de protones más el número de neutrones que tiene un átomo.
Estas magnitudes permiten identificar:
• Elemento químico: los átomos que tienen el mismo número atómico (Z) son el mismo elemento químico.
Los elementos químicos se ordenan según su número atómico en la tabla periódica
• Isótopo: los átomos que tienen el mismo número atómico (Z) pero distinto número másico (A) son isótopos.
Dos isótopos son un mismo elemento químico pero con distinto número de neutrones.
• Ión: los átomos que han ganado o perdido algún electrón son iones y tienen carga eléctrica. Podemos
distinguir entre cationes (iones positivos han perdido un electrón) y aniones (iones negativos han ganado
un electrón).
Los átomos se unen mediante enlaces para estabilizarse y dar lugar a moléculas, que a su vez se unirán
dando lugar a sistemas y en definitiva a todo lo que conocemos en la naturaleza.
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Existen tres tipos principales de enlace entre átomos: iónico, covalente y metálico.
El enlace iónico resulta de las fuerzas electrostáticas que se crean entre aniones y cationes. Da lugar a redes
cristalinas iónicas.
El enlace covalente es la unión que se produce cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Es
una unión muy estable que da lugar a moléculas.
El enlace metálico une átomos de elementos metálicos. Los átomos del metal ceden electrones y se convierten en
cationes que se ordenan en una red cristalina; los electrones cedidos, por su parte, forman una nube alrededor de
los cationes. La interacción entre los cationes y la nube de electrones estabiliza al cristal.
Existen tres tipos de enlaces.
Los principales enlaces entre moléculas son
las fuerzas de Van der Waals o interacciones de Van der Waals son las fuerzas atractivas y/o repulsivas entre
moléculas distintas a aquellas debidas a un enlace intermolecular (enlace iónico, enlace metálico y enlace covalente
de tipo reticular) o a la interacción electrostática de iones con moléculas neutras.
Los puentes de Hidrogeno son interacciones de un dipolo (enlace polar) y un átomo electronegativo, un ejemplo
muy típico es el de la molécula de agua.
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2. EL SISTEMA PERIODICO
Los átomos que conforman toda la materia que conocemos se encuentran en la tabla periódica de
los elementos.
La masa atómica aparece en la tabla periódica junto al símbolo químico de los elementos.
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3. LA VALENCIA Y EL NÚMERO DE OXIDACIÓN
Otro aspecto que debemos conocer es la masa atómica. La unidad que se utiliza para esta
magnitud es la unidad de masa atómica (u) que es la doceava parte de la masa de un átomo del
isótopo 12 del carbono. La masa de un átomo va a depender del número de protones y neutrones
que tenga ya que la masa que aporta los electrones es tan pequeña que se desprecia. Los átomos
tienden a unirse formando lo que conocemos como moléculas con una configuración más estable.
Una molécula es una partícula formada por un conjunto de átomos unidos por enlaces y también
pueden ganar o perder electrones y formar iones
La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos que forman la molécula y sus
unidades la unidad de masa atómica.
Por ejemplo, la masa molecular del agua será: [H (1u)]x2 + O (16u) =18g/mol. Mira el siguiente ejemplo y comprueba si lo has entendido:
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o Dicromato potásico (K2Cr2O7)
o Ácido sulfúrico (H2SO4)
o Cloruro sódico (NaCl)
o Ácido sulhídrico (H2S)
Otro concepto importante que tenemos que conocer es el concepto de mol. ¿Qué es un mol?: es la
unidad de la magnitud “cantidad de sustancia” en el Sistema Internacional de Unidades.
La cantidad de sustancia (n) es la cantidad de moléculas, átomos, iones que contiene una sustancia. Sabiendo esto, podemos calcular los moles de una sustancia:
mol = masa (g) / masa molecular (g/mol)
4. LAS FORMULACIONES DE QUÍMICA INORGANICA
Todos los elementos se pueden combinar entre sí para formar compuestos más complejos, los compuestos
formados mayoritariamente por carbono, hidrogeno y oxígeno son estudiados por la química orgánica y
forman la materia de los seres vivos. Las combinaciones de todos los elementos en general se estudian en
la química inorgánica y forman la materia inerte.
Los compuestos inorgánicos surgen de la combinación de hidrogeno (H), oxígeno (O), metales (Me) y no
metales (NoMe). Si se forman por la combinación de dos elementos son compuestos binarios y si se forman
por la combinación de tres elementos son compuestos ternarios. Acerca de las sustancias químicas
inorgánicas, existen tres sistemas de nomenclatura, la nomenclatura sistemática, propuesta por la IUPAC
(unión internacional de química pura y aplicada), la nomenclatura tradicional y la nomenclatura en stock.
Nomenclatura de los compuestos inorgánicos y clasificación de los compuestos que se estudian en química
orgánica, continuar en tablas anexas.
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5. LAS FORMULACIONES DE QUÍMICA ORGANICA
La química orgánica estudia los compuestos en los que interviene el carbono. Salvo los carbonatos.
El átomo del carbono forma enlaces covalentes compartiendo sus cuatro electrones de valencia,
y puede compartir uno, dos o tres pares de electrones con otros átomos, formando enlaces
sencillos, dobles o triples.
Los compuestos orgánicos más destacados son los Hidrocarburos formados por carbono e hidrogeno
unidos por enlaces covalentes sencillos, dobles o triples que se obtienen del petróleo o del gas natural.
Los compuestos oxigenados que llevan oxígeno en alguno de sus grupos funcionales, y los
compuestos nitrogenados, que llevan nitrógeno en sus grupos funcionales. A continuación,
podemos ver algunos ejemplos de estos tipos de compuestos con sus distintas formulaciones.
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Tipos de hidrocarburos Alcanos, Alquenos y Alquinos.
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Tablas de compuestos nitrogenados y Aminas.
6. LAS REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química es el cambio de ser un compuesto a ser otro diferente. Científicamente hablando se
dice que uno o varios reactivos se convierten en uno o varios productos.
Las reacciones químicas consisten en un reordenamiento molecular que a veces consiste en una rotura de
algún enlace para forma otro distinto y, otras veces, en nuevas uniones.
Estas reacciones pueden ocurrir de forma espontánea o bien necesitar energía (normalmente en forma de
calor). Por este criterio, vamos a distinguir dos grandes grupos de reacciones:
a) Reacciones exotérmicas: no necesitan calor para producirse, al contrario, desprenden energía calórica.
b) Reacciones endotérmicas: necesitan energía calórica para producirse.
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Además, existe otra clasificación de las reacciones químicas muy diversa y atendiendo a su
naturaleza podemos encontrar:
o Reacción ácido-base
o Reacción de oxidación-reducción (redox)
o Reacción de síntesis
o Reacción de descomposición
o Reacción de combustión
o Reacción de sustitución
o Reacción de precipitación
7. AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS
En las reacciones químicas encontramos los reactivos y los productos. Los reactivos siempre se
colocan a la izquierda de la reacción y los productos a la derecha.
Por ejemplo, si tenemos la siguiente reacción:
NaOH + HI → Nal + H2O
La lectura sería “hidróxido de sodio más yoduro de hidrógeno reaccionan para formar yoduro
de sodio más agua”. Puede añadirse el estado físico de la sustancia: sólido (s), líquido (l),
gaseoso (g) o en disolución acuosa (aq) o (ac).
Las reacciones químicas llegan a un equilibrio denominado equilibrio de LeChâtelier (en honor
a quien lo describió). En ese momento, se dice que se cumple el principio de conservación de
la masa también conocido como principio de Lavoisier que dice que “la suma de la masa de los
reactivos debe ser igual a la suma de la masa de los productos”.
8. VELOCIDAD Y EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Para que la ecuación cumpla esta ley de conservación de la masa es imprescindible que esté
ajustada, es decir, que haya el mismo número de átomos en cada miembro de la ecuación. Para
ello, vamos a utilizar unos números, los coeficientes estequiométricos, que se colocan delante
de las fórmulas de cada elemento e indican el número relativo de moléculas. El método más
sencillo para ajustar ecuaciones químicas es el tanteo. Se deben contar los átomos de cada
elemento (tanto en reactivos como en productos) y se colocan los coeficientes delante de cada
fórmula para que los elementos queden igualados (tengan el mismo número en ambos
extremos).
Veamos un ejemplo de ajuste de reacciones en la combustión del propano
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C3H8 + O2 → CO2 + H2O
El oxígeno participa en más de un compuesto por lo que es mejor dejarlo para el final. Comenzaremos con el
carbono. Tenemos 3 carbonos en los reactivos y 1carbono en los productos; como vemos, necesitamos 3 moléculas
de CO2 para ajustarlo. Vamos a seguir con el hidrógeno: tenemos 8 hidrógenos en los reactivos y solo dos en los
productos. Por tanto, necesitamos 4 moléculas de H2O para ajustarlo.
Por último, nos quedan los oxígenos, como habría 10 moléculas a la derecha de la reacción, es decir en los
productos, colocamos un 5 como coeficiente estequiométrico a la izquierda para igualarlo y la reacción quedaría
ajustada, de esta forma:
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
La velocidad de reacción es el tiempo que tardan en desaparecer los reactivos y aparecer los productos. Se mide
en unidad de volumen y tiempo. Hay reacciones que son muy rápidas como, por ejemplo, la combustión del butano
por el fuego y otras que tardan muchos años como, por ejemplo, la oxidación del hierro por el oxígeno del aire.
La velocidad se puede ver favorecida por algunos factores como son la concentración, la temperatura, la
presencia de catalizadores (moléculas que aceleran las reacciones), etc. En la velocidad de reacción juegan un
papel muy importante los catalizadores. Son sustancias que cambian la energía de activación de una reacción,
modificando la velocidad.
Inténtalo tú con las siguientes reacciones:
Comprueba tus respuestas
Intenta identificar qué tipo de compuestos hay en reactivos y productos