Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas

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1 Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas Química General para Ingeniería Tema: Átomos, moléculas y iones 1

2 : ATOMOS, MOLECULAS, IONES Y COMPUESTOS Historia: teorías atómicas, partículas subatómicas Estructura del átomo, sus componentes, simbología, masas atómicas Moléculas, compuestos moleculares, fórmulas, composición Iones, compuestos iónicos, fórmulas 2

3 2.1.- HISTORIA, estudiar los aspectos relacionados con: Teorías o modelos atómicos: Demócrito, Dalton Estudios experimentales con radiaciones: Rayos catódicos Rayos X Radiación alfa Rayos beta Rayos gama Partículas subatómicas Modelos atómicos: Thomson, Rutherford 3

4 Modelo del átomo sugerido por Thomson: Porción de materia carga positiva Electrones distribuidos uniformemente para mantener neutro al átomo 4

5 Experimento de Rutherford (1) Muestra radiactiva emite un rayo de partículas α Bloque de plomo (2) Rayo de partículas α choca la lámina de oro (5) Deflección severa, se ve raramente (4) Deflección pequeña, se ve ocasionalmente Lámina de oro muy delgada (3) Chispas de luz cuando partículas α chocan contra la superficie recubierta de sulfuro de cinc, muestran que la mayoría de las partículas alfa se transmiten sin deflección. 5

6 Modelos de Thomson y Rutherford A. Hipótesis: Resultado esperado en base a un modelo de Thomson B. Explicación del resultado por el modelo de Rutherford Partículas α incidentes Partículas α incidentes Cero deflección Deflección severa Pequeña deflección Sección transversal de una lámina de oro compuesta de átomos tipo pastel de pasas. Sección transversal de una lámina de oro compuesta de átomos con un núcleo diminuto, macizo y positivo. 6

7 2.2.- Estructura del átomo, sus componentes, simbología. Partículas subatómicas Los átomos están formados por más de 30 clases de partículas, pero sólo tres de ellas son de interés en Química: protón neutrón electrón 7

8 Masa y carga de partículas subatómicas Partícula Masa (g) Carga (C) Carga unitaria Electrón 9,1095x ,6022 x (e - ) Protón 1,67252 x ,6022x (p + ) Neutrón (n ) 1,67495x

9 El ATOMO consiste en un NUCLEO y el ALREDEDOR del núcleo. NUCLEO: protones, neutrones, otras EXTERIOR AL NUCLEO: electrones protones y neutrones electrones 9

10 El tamaño del núcleo es pequeñísimo comparado con el tamaño del átomo. Orden de magnitud de las masas de: protón = neutrón = 10 3 electrón por lo tanto la masa del átomo está prácticamente toda concentrada en el núcleo. Masa átomo = masa protones + masa neutrones 10

11 Identificación de los átomos: Se identifican por el número de protones y de neutrones que contiene su núcleo. Cada clase de átomos tiene: NÚMERO ATÓMICO (Z): corresponde al número de protones en el núcleo. NÚMERO de MASA (A): corresponde al número total de protones y neutrones en el núcleo. 11

12 Z y A son números enteros y positivos. El menor valor de Z es 1. (Todos los átomos del elemento cuyo Z = 1 tienen 1 protón en su núcleo) Hay tantos valores de Z como elementos existen (alrededor de 109) (Los elementos tienen NOMBRE y SIMBOLO) 12

13 Para los átomos del elemento con Z y A se cumple: N de protones = Z N de electrones = Z (porque el átomo es neutro) N de neutrones = A Z 13

14 Simbología para identificación de una clase de átomos: SIMBOLO A Z Ejemplo: El símbolo del elemento Flúor es F, su número atómico es 9 y su número de masa es 19. Luego se sabe que: Z = 9 y A = 19. Estos átomos de flúor se simbolizan y tienen 9 protones (Z) 10 neutrones (A-Z) 9 electrones (Z) 19 9 F 14

15 Ejemplo: Ba El nombre del elemento es BARIO Estos átomos de bario tienen: 56 protones en el núcleo (Z) 74 neutrones en el núcleo (A Z) 56 electrones fuera del núcleo (Z) neutro 15

16 En la mayoría de los casos, un elemento posee algunas distintas clases de átomos. Estas clases de átomos difieren sólo en la masa de sus núcleos. En otras palabras las distintas clases de átomos de un elemento difieren sólo en el número de neutrones en el núcleo. 16

17 Ejemplo: El elemento HIDROGENO, Z = 1, tiene las siguientes tres clases de átomos: H H H 1 protón + 0 neutrón 1 protón + 1 neutrón 1 protón + 2 neutrones I S O T O P O S 17

18 Los átomos que tienen igual número de protones pero distinto número de neutrones se denominan ISÓTOPOS. 18

19 Otros ejemplos: Carbono: 12 6 C 13 6 C 14 6 C Oxígeno: 16 8 O 18 8 O Tarea: Cuántos isótopos tiene el cloro? Cuáles son? 19

20 Problema Determine el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos X e Y Qué elementos son X e Y? 20

21 Masas atómicas La masa de un átomo es una de sus propiedades fundamentales. Cómo se determina la masa de una partícula tan pequeña? Se determinan en un espectrómetro de masas. 21

22 Las masas de los átomos se establecen en forma relativa a la masa de una clase de átomos que se elige como estandar, (patrón de referencia). Las actuales masas atómicas están referidas a la masa del isótopo 12 C. 22

23 Cómo funciona el espectrómetro de masa? Se trabaja una muestra de átomos cuya masa se desea determinar. La muestra se bombardea con haz de electrones sacando electrones de los átomos generando partículas con carga positiva. Estas se aceleran pasando por campo eléctrico. Se desvían de su trayectoria por acción de campo magnético. La desviación depende del valor de la razón masa/carga de las partículas. Se registra la posición en una placa previamente calibrada en escala de masa. La calibración se hace con isótopo de 12 C, a cuyos átomos se le asigna una masa atómica = 12 uma 23

24 Se DEFINE la masa de 1 átomo de 12 C igual a 12 uma (unidades de masa atómica) De esta definición se deduce que: 1uma= 1 masaátomo 12 C 12 24

25 En el espectrómetro de masa se compara la masa de 12 C con la masa de otros átomos. Ejemplo: masa masa Si C = 2, por lo tanto masa 28 Si = 2, masa 12 C masa 28 Si = 2, uma masa 28 Si = 27,97693 uma 25

26 Así se han determinado las masas de cada clase de átomos. Y a partir de estas masas, deben determinarse las masas atómicas de los elementos. 26

27 Cómo se determina la masa atómica de un elemento? Para determinar la masa atómica de un elemento se requiere conocer: La abundancia de cada uno de ellos. Todos sus isótopos 51,82 % Ejemplo: isótopo 107 Ag 109 Ag Masa (uma) 106, ,90476 % abundancia 51,82 % 48,16 % 27

28 La masa atómica de la plata es: Sea M = masa atómica de Ag, M = masa 107 Ag x abundancia de 107 Ag + masa 109 Ag x abundancia 109 Ag Si se usa base de cálculo (BC) 1 átomo de plata: M = 106,90509 uma x 0, ,90476 uma x 0,4816 M = 108,87 uma 28

29 Algunos valores de masa atómicas: Elemento S Cr Ge I Pt Rb N Masa atómica (uma) 32,066 51,996 72,59 126,90 195,08 85,468 14,008 29

30 Problema: Dada la siguiente información, determine las abundancias de los isótopos del boro: Masa atómica de B = 10,81 uma Masa atómica de 10 B = 10,0129 uma Masa atómica de 11 B = 11,0093 uma ( Respuesta: 10 B tiene 20% de abundancia) 30

31 El átomo es la unidad más pequeña que contiene la identidad de un elemento. La materia está formada por: Átomos Moléculas Iones 31

32 2.3.- y Compuestos moleculares, compuestos iónicos, fórmulas y composición. Los compuestos están formados por elementos diferentes. Los compuestos pueden ser: Moleculares Iónicos 32

33 Compuestos moleculares: su unidad más pequeña son las moléculas y éstas son agrupaciones de átomos. Ejemplos: NO 2 PH 3 C 6 H 6 CO 2 En estos compuestos las moléculas existen como partículas individuales. 33

34 Compuestos iónicos: Están formados por iones. Los iones son átomos que han perdido o han ganado electrones: átomo + electrones = ion de carga negativa (anión) átomo electrones = ion de carga positiva (catión) Los compuestos iónicos también son neutros por lo que la proporción anión a catión debe asegurar carga neta cero. 34

35 Compuestos iónicos: Ejemplos de compuestos iónicos: NaCl CaO Al 2 O 3 Na + Cl - Ca 2+ O 2- (Al 3+ ) 2 (O 2- ) 3 En los compuestos iónicos no existen unidades independientes. En los ejemplos dados no existen partículas NaCl, ni CaO, ni Al 2 O 3. Existe un ordenamiento de los iones en tres dimensiones: Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na +. 35

36 Los compuestos se representan por FORMULAS: Las fórmulas se escriben: A x B y C z A, B y Crepresentan los símbolos de los elementos que forman el compuesto los subíndices x, y, z son números enteros que indican la proporción de átomos de cada elemento que forma el compuesto. Los compuestos tienen proporción definida en números enteros de átomos o de iones. 36

37 Ejemplos: C 2 H 6 O átomos C : átomos de H : átomos O = 2 : 6 : 1 P 2 O 5 átomos P : átomos O = 2 : 5 H 2 O 2 Átomos H : átomos O = 2 : 2 = 1 : 1 Por qué no se escribe HO? 37

38 Masa moleculares y masas fórmulas A partir de las masas atómicas de los elementos se pueden determinar: las masas moleculares (para las moléculas) las masas fórmulas (para compuestos iónicos) 38

39 Las masas moleculares y las masas fórmulas se calculan como se indica: Para compuesto A a B b C c M compuesto = a M A + b M B + c M C Ejemplo: La fórmula molecular de la glucosa es C 6 H 12 O 6 entonces su masa molecular es: M glucosa = 6x12, x1, x16,000 M glucosa = 180,162 (uma) 39

40 De las masas moleculares o masas fórmulas se deduce que: Los compuestos tienen proporción definida de masa de cada elemento, (no de enteros). Ejemplo. En la glucosa, la proporción en masa de C, H y O es: m de C : m de H : m de O = 72,066 : 12,096 : 96,000 Sólo ésta proporción de masas es válida para la glucosa. 40

41 otros ejemplos: C 2 H 6 O m C : m H : m O = 2 x 12,011 g C : 6 x 1,008 g H : 16,000 g O m C : m H : m O = 24,022 g C : 6,048 g H : 16,000 g O Fe 3 O 4 Masa Fe : masa O = 3 x 55,85 g : 4 x 16,000 g Masa Fe : masa O = 167,55 g Fe : 64,000 g O = 2,617 La proporción en masa NO es de enteros. 41

42 Fórmulas de compuestos: Fórmulas (reales) y Fórmulas empíricas. Compuestos moleculares: La fórmula que se escribe para un compuesto molecular indica el número verdadero de átomos que forman la molécula del compuesto. Todos los compuestos tienen una FÓRMULA REAL o verdadera. La fórmula de un compuesto molecular escrita con la mínima proporción de átomos que tiene la molécula se denomina FÓRMULA EMPÍRICA. Puede suceder que la FÓRMULA EMPÍRICA coincida con la FÓRMULA REAL. 42

43 Compuestos iónicos: La fórmula de compuestos iónicos indica siempre la proporción mínima de iones que forman el compuesto, por lo tanto la fórmula de un compuesto iónico es siempre una FÓRMULA EMPÍRICA. 43

44 Composición de compuestos. La composición es una propiedad importante. La composición de un compuesto es la información cuantitativa del contenido de cada elemento que lo forma. Para expresar la composición de un compuesto es necesario referir la cantidad de cada elemento a una cantidad definida de compuesto. (Base de cálculo). La unidades de cantidad pueden ser de volumen, masa o mol. Si la cantidad de compuesto elegida como referencia es 100 de estas unidades, la composición del compuesto quedaría expresada como: % en volumen % en masa % en moles 44

45 Antes de trabajar con fórmulas y composición se definirá la unidad de cantidad MOL. 45

46 Por qué definir otra unidad de cantidad? Para saber de cuánta materia se dispone: - contar las partículas -pesarlas Como estas partículas son tan pequeñas resulta imposible contarlas, luego es más práctico pesar el conjunto de partículas que forman la materia. Pero cómo saber cuántas partículas se pesaron? 46

47 Para dar respuesta a esta última pregunta se define MOL MOL es una unidad de cantidad de materia DEFINICION: MOL es la cantidad de sustancia que contiene un N de partículas igual al N de átomos que hay en exactamente 12 g de 12 C. El número de átomos que hay en 12 g de 12 C es 6,022x10 23 se denomina NUMERO de AVOGADRO, N o. 47

48 El número de Avogadro se ha determinado a partir de mediciones experimentales. 1 MOL de una sustancia es la cantidad de sustancia que contiene 6,022x10 23 unidades de ella. MOL relaciona cantidad de sustancia con N de partículas de la sustancia. 48

49 Ejemplos: 1 mol de Cu contiene 6,022x10 23 átomos de Cu. 1 mol de H contiene 6,022x10 23 átomos de H. 1 mol de H 2 contiene 6,022x10 23 moléculas de H 2. 1 mol de NH 3 contiene 6,022x10 23 moléculas de NH 3. 1 mol de Na + contiene 6,022x10 23 iones Na +. 1 mol de sillas => 6,022x10 23 sillas = N o sillas 1 mol de electrones => 6,022x10 23 electrones = N o e -. etc. 49

50 Como las masas atómicas están referidas a la masa atómica del 12 C (12 uma), si se escoge como unidad de masa gramo, de la definición de MOL se desprende que: 1 mol (en g) de 12 C tiene masa = 12 g y en consecuencia: 1 mol de Cu tiene masa = 63,54 g 1 mol de H tiene masa = 1,008 g 1 mol de C tiene masa = 12,011 g 50

51 1 mol de átomos tiene masa = masa atómica (g) 1 mol moléculas tiene masa = masa molecular (g) 51

52 La definición de mol se puede esquematizar: N de partículas Mol Masa (g) 1 mol de Cu 6,022x10 23 átomos 63,54 g 1 mol de H 2 O 6,022x10 23 moléculas 18,016 g 52

53 Problema. La masa atómica del Fe es 55,85 uma. a) Cuántos átomos hay en 1 mol de Fe? b) Cuál es la masa de 1 mol de Fe? c) Cuál es la masa de 1 átomo de Fe? d) En 1 kg de Fe: i. cuántos moles hay? ii. cuántos átomos hay? 53

54 Compuestos: Mol, Masas y fórmulas. La masa de 1 mol de un compuesto molecular o iónico es = M compuesto (g). Se denomina Masa molar o Masa Fórmula, respectivamente. La masa de 1 mol de una fórmula empírica es = M fórmula (g) y se denomina Masa Fórmula Empírica, M FE. 54

55 Problema. La fórmula de la glucosa es C 6 H 12 O 6. a) En 250 g de glucosa hay: i.. moles de glucosa. ii... moléculas de glucosa. iii. moles de H. iv. átomos de C. b) A partir de 250 g de glucosa se podría obtener como máximo: i. moles de O 2. ii. moles de H 2 O. iii... moles de CO 2. 55

56 M glucosa = 6x12, x1, x16,000 M glucosa = 180,162 g/mol a) i. 1 mol glucosa x mol glucosa = 180,162 g 250 g x = 1,39 moles de glucosa moles = masa(g) M(g/mol) 56

57 ii. 1 mol 6, glucosa 23 moléculas = 1,39 mol glucosa x moléculas x = 8, moléculas Nº moléculas = moles x N o 57

58 iii. A partir de la fórmula de la glucosa, C 6 H 12 O 6 se deduce que: 1 mol de glucosa tiene 12 moles de H Por lo tanto: Moles de H = 12 x moles de glucosa = 12 x 1,39 de i. = 16,68 Respuesta: en 250 g de glucosa hay 16,68 moles de átomos de H Resuelva Ud. el resto del problema. 58

59 Problema. La masa atómica del Fe es 55,85 uma. a) Cuántos átomos hay en 1 mol de Fe? b) Cuál es la masa de 1 mol de Fe? c) Cuál es la masa de 1 átomo de Fe? d) En 1 kg de Fe: i. cuántos moles hay? ii. cuántos átomos hay? 59

60 Masas y fórmulas. La masa de 1 mol de un compuesto molecular o iónico es = M compuesto (g). Se denomina Masa molar o Masa Fórmula, respectivamente. La masa de 1 mol de una fórmula empírica es = M fórmula (g) y se denomina Masa Fórmula Empírica, M FE. 60

61 Problema. La fórmula de la glucosa es C 6 H 12 O 6. a) En 250 g de glucosa hay: i.. moles de glucosa. ii... moléculas de glucosa. iii. moles de H. iv. átomos de C. b) A partir de 250 g de glucosa se podría obtener como máximo: i. moles de O 2. ii. moles de H 2 O. iii... gramos de CO 2. 61

62 M glucosa = 6x12, x1, x16,000 M glucosa = 180,162 g/mol a) i. moles de glucosa? 1 mol glucosa 180,162 g = x mol glucosa 250 g x = 1,39 moles de glucosa moles = masa(g) M(g/mol) 62

63 ii. moléculas de glucosa? de i. 1 mol 6, x = 8,37 glucosa = 23 moléculas moléculas 1,39 mol glucosa x moléculas Nº moléculas = moles x N o 63

64 iii. moles de H? A partir de la fórmula de la glucosa, C 6 H 12 O 6 se deduce que: 1 mol de glucosa tiene 12 moles de H Por lo tanto: Moles de H = 12 x moles de glucosa = 12 x 1,39 de i. = 16,68 Respuesta: en 250 g de glucosa hay 16,68 moles de átomos de H 64

65 iv. átomos de C? de ii. 1 molécula glu cos a 8,37 = 6 átomos de C moléculas glu cos a x átomos de C x = 5,022 x átomos de C 65

66 b) A partir de 250 g de glucosa se podría obtener como máximo: i. moles de O 2? 1 mol C 6 H 12 O 6 3 moles O 2 luego: moles de O 2 = 3 x moles glucosa moles de O 2 = 3 x 1,39 moles a) i. moles de O 2 = 4,17 66

67 ii. moles de H 2 O? (máximo) 1 mol C 6 H 12 O 6 6 moles H 2 O por lo tanto: moles H 2 O = 6 x moles glucosa moles H 2 O = 6 x 1,39 moles H 2 O = 8,34 67

68 iii. gramos de CO 2? (máximo) 1 mol C 6 H 12 O 6 3 moles CO 2 Por lo tanto: moles de CO 2 = 3 x moles glucosa moles de CO 2 = 3 x 1,39 moles de CO 2 = 4,17 masa CO 2 = moles CO 2 x M CO 2 masa CO 2 = 4,17 moles x 44,011 g/mol masa CO 2 = 183,5 g 184 g de CO 2 68

69 Composición de compuestos. La composición de un compuesto se determina experimentalmente. El análisis consiste en determinar en forma cuantitativa el contenido de cada elemento que forma el compuesto. Existen diferentes procedimientos experimentales de análisis químico. El resultado de un análisis químico se informa, generalmente, expresado en masa o en moles. 69

70 Composición en masa. Expresa el contenido en masa de cada elemento en el compuesto referido a una cantidad determinada de masa de compuesto. Si se refiere a 100 unidades de masa de compuesto se habla de composición porcentual de masa. Con frecuencia se elige como unidad de masa gramo. 70

71 Composición en moles. Expresa el contenido en moles de átomos de cada elemento en el compuesto referido al total de moles de átomos que forman el compuesto. Si el contenido de moles de átomos de cada elemento se refieren a un total de 100 átomos en el compuesto, la composición se denomina % en moles. 71

72 A partir de la composición del compuesto se puede determinar su fórmula empírica. Si además se conoce la masa molar del compuesto, se puede determinar su fórmula molecular. Composición FE Composición y Masa molar (FE) FM Por el contrario, si se conoce la fórmula del compuesto se puede determinar su composición. FM Composición 72

73 Ejemplos de cálculo: COMPOSICIÓN FÓRMULAS 73

74 Fórmula Composición 1.- Exprese la composición de la glucosa, C 6 H 12 O 6, en % en masa. Solución. Si se trabaja en gramos, lo que se pide determinar es cuántos gramos de cada elemento (C, H y O) hay en 100 g de glucosa. De la fórmula de la glucosa se sabe que: 1 mol de C 6 H 12 O 6 contiene: 6 x 12,011 = 72,066 g de C 12 x 1,008 = 12,096 g de H 6 x 16,000 = 96,00 g de O 180,162 g glucosa Luego: % masa de C = (72,066 g /180,162 g) x 100 = 40,00% % masa de H = (12,096 g /180,162 g) x 100 = 6,71% % masa de O = (96,00 g / 180,162 g) x 100 = 53,29% 74

75 2.- Exprese la composición de la glucosa en % en moles. Solución. De la fórmula de la glucosa se obtiene: 1 mol de C 6 H 12 O 6 contiene 6 moles de C 12 moles de H 6 moles de O total de moles de átomos = 24 moles En consecuencia: % moles de C = (6 moles / 24 moles) x 100 = 25% % moles de H = (12 moles / 24 moles) x 100 = 50% % moles de O = (6 moles /24 moles) x 100 = 25% 75

76 Composición Fórmulas Problema 1. Durante la actividad física se forma ácido láctico en el tejido muscular y este ácido es el responsable del dolor muscular que se siente. La masa molar del ácido láctico es 90,08 g/mol. El análisis elemental del ácido láctico da el siguiente resultado: 40,0% masa de C; 6,71% masa de H y 53,3% masa de O. Determine la fórmula empírica (FE) y la fórmula molecular (FM) del ácido láctico. (Resuelto y comentado en clase) 76

77 Problema 2. Uno de los carcinógenos más diseminados en el ambiente es el benzo[alfa]pireno, cuya masa molar es 252,309 g/mol. Se lo encuentra en humo de cigarrillo, en polvo de carbón y también en carne asada a la parrilla. Al analizar 20,00 g de este compuesto, formado sólo por C e H, se encontró que contenía 0,958 0 g de H. Determine la fórmula molecular del compuesto. (Comentado en clase) 77

78 Problema (este es el problema 1 de Problemas 3, no se resolvió en clase, trabájelo Ud.) 1. La vitamina C (M = 176,12 g/mol) es un compuesto formado por C, H y O que se encuentra en muchas fuentes naturales como vegetales y frutas cítricas. 1,000g de vitamina C se sometió a combustión, en un equipo de análisis por combustión (se esquematiza en la figura), obteniéndose los siguientes resultados: 1) masa del absorbedor de CO 2 antes de la combustión = 83,85g 2) masa del absorbedor de CO 2 después de la combustión = 85,35g 3) masa del absorbedor de H 2 O antes de la combustión = 37,55g 4) masa del absorbedor de H 2 O después de la combustión = 37,96g Cuál es la fórmula molecular de la vitamina C? Horno Absorbedor de Absorbedor de Otras sustancias CO 2 H 2 O no absorbidas corriente de O 2 Muestra de compuesto que contiene C, H y otros elementos??? Esquema de equipo de análisis por combustión de compuestos. 78

79 Comentarios finales sobre Fórmulas moleculares y Fórmulas empíricas. La tabla que sigue muestra los compuestos con fórmula empírica CH 2 O. Todos estos compuestos tiene la misma composición en masa: 40,0 % C 6,71 % H 53,3 % O 79

80 FM M (g/mol) Nombre Algunas propiedades CH 2 O 30,03 Formaldehido Desinfectante; preservante biológico C 2 H 4 O 2 60,05 Ácido acético Forma polímeros de aceta-to; vinagre (en solución al 5%) C 3 H 6 O 3 90,08 Ácido láctico Acidifica la leche; se for-ma en músculos durante ejercicio. C 4 H 8 O 4 120,10 Eritrosa Se forma en el metabolismo de azúcar C 5 H 10 O 5 150,13 Ribosa Componente de varios ácidos nucleicos y de vitamina B 2 C 6 H 12 O 6 180,16 Glucosa Mayor nutriente energético en células 80

81 Compuestos con la misma fórmula molecular. Hay compuestos que teniendo la misma fórmula molecular tienen propiedades absolutamente diferentes, es decir, son compuestos diferentes. Los compuestos que tienen la misma fórmula molecular se denominan ISOMEROS ESTRUCTURALES. Con FM N de compuestos C 2 H 6 O C 3 H 8 O 3 C 4 H C 16 H 19 O 4 N 3 S 2: Etanol y dimetiléter. Muchísimos, uno de ellos es la ampicilina Mientras mayor es el número de átomos en el compuesto, mayor es el número de isómeros estructurales. 81

82 Dos compuestos con fórmula molecular C 2 H 6 O; M = 46,0 g/mol. Propiedad Color Punto normal de fusión Punto normal de ebullición Densidad a 20ºC Uso Fórmula estructural Tóxico en bebidas alcohólicas H H H C C O H H H Etanol Incoloro -117 ºC 78,5 ºC 0,789 g/ml Dimetileter 0,00195 g/ml En refrigeración H H H C O C H H H Incoloro -138,5 ºC -25 ºC 82