Profesora: Teresa Esparza Araña LA CANTIDAD DE SUSTANCIA EN QUÍMICA. UNIDAD 5: La cantidad de sustancia. El mol

Transcripción

1 Departamento de Física y Química Profesora: Teresa Esparza Araña CEAD P. Félix Pérez Parrilla LA CANTIDAD DE SUSTANCIA EN QUÍMICA UNIDAD 5: La cantidad de sustancia. El mol

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3 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA Las unidades más pequeñas que constituyen los elementos son los átomos y una agrupación de átomos (de igual o diferente tipo) forman una molécula. Una molécula se caracteriza porque mantiene íntegras todas las propiedades de la sustancia original. La materia está formada por combinaciones de moléculas y/o átomos, y en ocasiones nos encontramos un solo tipo de molécula o átomo en determinadas sustancias. Atendiendo a esto, la materia se clasifica en: Sustancias puras, cada una de las cuales tiene una composición fija y un único conjunto de propiedades. Mezclas, compuestas de dos o más sustancias puras. Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos, mientras que las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas: Mezclas: Una mezcla es una porción de materia formada por dos o más componentes. Nos podemos encontrar con dos tipos de mezclas. a. Mezclas homogéneas (disoluciones): Se caracterizan por estar formadas por dos o más componentes que no se pueden distinguir visualmente. Otros ejemplos: agua +alcohol; latón (cobre +cinc); aire Las mezclas homogéneas presentan las mismas propiedades en todas sus partes. b. Mezclas heterogéneas: Se caracterizan por estar formadas por dos o más porciones fácilmente distinguibles a simple vista. Otros ejemplos: Gasolina +agua ; arena +sal; granito 1

4 En las mezclas heterogéneas, las propiedades varían de una parte a otra de la muestra. En general, los componentes de una mezcla pueden hallarse en cualquier proporción, y se pueden recuperar empleando métodos físicos de separación. Sustancias puras: Una sustancia pura es una porción de materia que está formada por un solo tipo de partícula (átomos o moléculas) y por ello, tiene las mismas propiedades en todas sus partes. Las propiedades físicas características, densidad, temperatura de fusión, temperatura de ebullición, etc. permanecen invariables en todas sus partes. Las sustancias puras se pueden clasificar en: a. Elementos: Son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras sustancias puras más sencillas por ningún procedimiento. Ejemplos: Todos los elementos de la tabla periódica: Oxígeno, hierro, carbono, sodio, cloro, cobre, etc. Se representan mediante su símbolo químico. b. Compuestos: Son sustancias puras formadas por dos o más elementos y pueden descomponerse en éstos empleando procedimientos químicos. Ejemplos: Agua (H 2O), azúcar (C 6H 12O 6), sulfuro de hierro (II) (FeS),... 2

5 MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR Es fácil contar los garbanzos que hay en un puñado. Para contar los granos que hay en una taza de arroz, hay que tener más paciencia. Con una balanza de las que se utilizan en casa puede que no podamos medir la masa de un garbanzo, pero si suponemos que todos los garbanzos tienen la misma masa, podemos pesar un puñado de garbanzos, contarlos y dividir la masa del puñado entre el número de garbanzos y, así, sabríamos cuánto pesa un sólo garbanzo. El mismo razonamiento se utiliza en Química para calcular cantidades de sustancia. Cómo se mide la masa de los átomos? Es imposible contar las moléculas que hay en un vaso de agua. También es imposible contar los átomos que hay en una viga de hierro. Los átomos son extraordinariamente pequeños y su masa, en consecuencia, es pequeñísima. Tanto que si usamos como unidad para medirla las unidades de masa a las que estamos acostumbrados, obtendríamos valores muy pequeños, difícilmente manejables. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una masa de 1, kg y el de carbono 2, kg. Por esta razón para medir la masa de los átomos se adopta una nueva unidad: la unidad de masa atómica (uma o u) La uma se define de la siguiente manera: Consideremos un átomo del isótopo más abundante de C: el 12 C, lo dividimos en doce partes iguales y tomamos una de ellas. La masa de esta parte sería la unidad de masa atómica. Unidad de masa atómica 1/12 parte del átomo de 12 C (1, kg) Considerando esta nueva unidad el 12 C tiene una masa de 12 u. Como nuestras balanzas no miden umas sino gramos, es lógico que relacionemos u (umas) con gramos. Se define la unidad de masa atómica como la doceava parte de la masa del átomo de 12 C 1 u = masa de un átomo del isótopo 12 = 1, g La masa de los átomos se determina comparándola con la de la unidad de masa atómica. 3

6 Imaginemos una balanza capaz de pesar átomos (es una ficción, no es real). Si quisiéramos determinar la masa de un átomo de oxígeno lo pondríamos en un platillo e iríamos añadiendo unidades de masa atómica al otro. Cuando se equilibrara la balanza sólo tendríamos que contar cuántas umas hemos colocado en el otro platillo y tendríamos la masa del átomo de oxígeno en umas o u. En el ejemplo de la derecha, la masa del átomo de oxígeno considerado serían dieciséis umas (16 u). Cuando se habla de la masa atómica de un elemento hemos de tener en cuenta que los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales. Existen isótopos que, aunque tienen idéntico comportamiento químico, son un poco más pesados unos que otros (ya que tienen distinto número de neutrones). La masa atómica se obtiene entonces como media ponderada de los isótopos naturales del elemento. Ejemplo: El cloro se encuentra en la naturaleza como mezcla de dos isótopos: 35 Cl y 37 C. El primero de ellos tiene una masa de 34,97 u y una abundancia del 75,53%, mientras que el segundo tiene una masa atómica de 36,97 u y una abundancia de 24,47%. Teniendo en cuenta estos datos la masa del elemento cloro se calcula de la siguiente forma: (0,7553 x 34,97) + (0,2447 x 36,97) = 35,46 u La masa molecular de un compuesto se obtiene sumando las masas atómicas de los elementos que forman ese compuesto. Ejemplos: El NÚMERO DE AVOGADRO (N A) Teniendo en cuenta lo anterior podríamos preguntarnos: Cuántos átomos de 12 C sería necesario reunir para tener una masa manejable en el laboratorio, por ejemplo, 12,0 g (valor de la masa atómica expresada en gramos)? 4

7 El número 6, es muy importante en Química. Recibe el nombre de Número o Constante de Avogadro (N A) Es el número de átomos de C que hay que reunir para que su masa sea igual a 12 g (el valor de la masa atómica en gramos).por tanto: Comparemos ahora las masas de un átomo de C y uno de H: Masa de 1 átomo de C: 12 u Masa de 1 átomo de H: 1 u Observa que un átomo de H tiene una masa 12 veces inferior a uno de C. Si ahora tomamos 6, átomos de C y el mismo número de átomos de H, resultará que éstos tendrán una masa 12 veces menor: Masa de 6, átomos de C: 12,0 g Masa de 6, átomos de H: 1,0 g Si repetimos este razonamiento para otros átomos llegaríamos a idénticas conclusiones: Masa de 6, átomos de O: 16,0 g Masa de 6, átomos de N: 14,0 g Masa de 6, átomos de S: 32,0 g Como se ha dicho antes, si se toma una cantidad de carbono, tal que contenga 6, átomos, y la pesamos, su masa será de 12,0 g. Invirtiendo el razonamiento: si pesamos 12,0 g de carbono, podemos asegurar que en esa cantidad habrá 6, átomos de C. EL MOL Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene 6, unidades elementales. Cuando se usa el mol las unidades elementales pueden ser átomos, moléculas, iones etc. El mol es la unidad de cantidad de sustancia del Sistema Internacional de Unidades (S.I.) 1 mol = 6, unidades (un 6 seguido de 23 ceros, de átomos, moléculas...) es decir, seiscientos dos mil trillones! 5

8 Debe quedar claro que un mol es una unidad de cantidad, como el par, la docena o la gruesa, pero referida a una muestra de sustancia. Como se trata de cantidades muy grandes de partículas, el mol es un número muy grande. La masa de 1 mol de sustancia es su masa atómica (si se trata de un elemento) o molecular (si se trata de un compuesto) expresada en gramos. 6

9 FÓRMULAS QUÍMICAS. INFORMACIÓN QUE SUMINISTRAN Las fórmulas usadas en química suministran gran información sobre los compuestos que representan. Ejemplo: H 2 CO 3 La fórmula representa una molécula (unidad básica de un compuesto) de ácido carbónico. Esta molécula está formada por 2 átomos de H, 1 de C y 3 de O unidos mediante enlace covalente. La masa de una molécula de H 2 CO 3 es 62,0 u (sumando las masas de los átomos) La masa de 1 mol (de moléculas) será 62,0 g a. Cálculo de la composición centesimal de un compuesto: Apoyándonos en la fórmula podemos establecer la composición centesimal del compuesto. Esto es, su composición en tanto por ciento. Ejemplo 1 Obtener la composición centesimal del ácido carbónico (H 2 CO 3 ) Solución: Calculamos primero la masa molecular del compuesto: H : 1. 2 = 2 u La masa de un mol de H 2 CO 3 es 62 g. H 2 CO 3 C: 12.1 = 12 u O: 16.3 = 48 u 62 u Esos 62 g, se distribuyen de la siguiente manera: 2 g de H 12 g de C 48 g de O Podemos plantear, por tanto, los siguientes cálculos para establecer el tanto por ciento de cada elemento: 62 g de 2g de H = 100 g de x x = / 62 = 3,23 3,23 % de H 62 g de 12g de C = 100 g de x x = / 62 = 19,35 19,35 % de C 62 g de 48g de O = 100 g de x x = / 62 = 77,42 19,35 % de O 7

10 Ejemplo 2 Qué compuesto es más rico en oxígeno el KClO 3 o el N 2O 4? K ClO 3 K : 39,1. 1 = 39,1 u Cl: 35,5.1 = 35,5 u N 2 O 4 N : = 28 u O: = 48 u O: 16.4 = 64 u 122,6 u 92 u 1 mol de K ClO3 = 122, 6 g 1 mol de N2 O4 = 92 g En 122, 6 g hay: 48 g de O En 92 g hay 64 g de O 122,6 g de 48g de O = 100 g de x x = / 122,6 = 39,15 39,15 % de O en 92 g de 64g de O = 100 g de x x = / 92 = 69,57 69,57 % de O en N 2 O 4 Es más rico en O el N 2O 4 b. Determinación de la fórmula de un compuesto conocida su composición centesimal Ejemplo 3 Se analiza un compuesto de C e H obteniéndose un 80,0 % de C y un 20,0 % de hidrógeno. La determinación de su masa molecular dio un valor de 30 g/mol. Determinar la fórmula de la sustancia. Partimos del significado de la composición centesimal. Que el compuesto tenga un 80 % de C y un 20% de H, significa que si tomamos 100,0 g de compuesto, 80,0 g serán de C, y 20,0 g de H. Calculamos a continuación los moles de cada elemento contenidos en 100 g de compuesto. Para ello, dividimos el % de cada elemento entre su masa atómica: moles de C = 80/ 12 = 6,67 moles de H = 20/ 1 = 20 Luego los átomos contenidos en 100,0 g de compuesto estarán en esa relación. Si tomamos el más pequeño de los valores como unidad, podemos determinar en qué relación están combinados. Para lograrlo dividimos todos los valores por el menor y aproximamos al valor entero: C : 6, ,67 H : 20,0 2,9 3 6,67 Por tanto una fórmula posible para la molécula será CH 3, pero hay que tener en cuenta que en las siguientes moléculas: C 2 H 6 C 3 H 9 y C 4 H 12, también los átomos están combinados en proporción 1 : 3. Es decir, si no conocemos más datos sólo podemos afirmar que la fórmula probable o empírica del compuesto será (CH 3 ) n 8

11 El conocimiento de la masa molecular del compuesto permite establecer cuál es la fórmula molecular: n = Mm del compuesto / Mm de la f. empírica = 30/15 = 2 La fórmula molecular será: (CH 3) 2 = C 2H 6 9