Tema 4

Masa de un átomo de oxígeno

  • La masa de un átomo de oxígeno es 16 u.

  • En agua (H₂O):

    • Proporción en masa H:O es 1:8.

Compuesto químico

Definición

  • Un compuesto químico es una sustancia pura que se forma al unir varios tipos de átomos (diferentes números atómicos).

  • Los átomos de distintos elementos químicos se combinan en proporciones fijas para formar un compuesto.

    • Ejemplo: En el agua (H₂O), cada gramo de hidrógeno (H) se combina con ocho gramos de oxígeno (O).

    • Estructura microscópica del agua:

    • Formada por moléculas:

      • 2 átomos de hidrógeno (1 u cada uno).

      • 1 átomo de oxígeno (16 u).

Fórmulas de compuestos

  • La proporción de átomos en un compuesto se expresa mediante una fórmula.

    • Si el compuesto está formado por moléculas independientes:

    • La fórmula indica qué átomos y cuántos forman cada molécula.

    • Si es una red iónica:

    • La fórmula expresa la proporción de átomos de cada clase en la red.

Ejemplo: Gas metano

  • Fórmula: CH₄

    • H (hidrógeno) y C (carbono) presentes.

    • Cada molécula de metano está formada por:

    • 1 átomo de carbono (C).

    • 4 átomos de hidrógeno (H).

Declaraciones y justificaciones

  1. Cualquier sustancia pura es un elemento. (Falsa)

  2. Los elementos se encuentran en estado gaseoso. (Falsa)

  3. Un elemento está formado por el mismo tipo de átomos. (Verdadera)

  4. Todos los elementos se presentan combinados en la naturaleza. (Falsa)

  5. Un compuesto debe contener al menos dos elementos distintos. (Verdadera)

Ejercicio: Peróxido de hidrógeno

  • Fórmula: H₂O₂

  • Semejanzas y diferencias con el agua:

    • Semejanzas: contiene hidrógeno y oxígeno.

    • Diferencias: número de átomos y propiedades.

Interpretación cualitativa y cuantitativa de fórmulas

  1. Ácido sulfúrico: H₂SO₄

  2. Carbonato de sodio: Na₂CO₃

  3. Fosfato de potasio: K₂PO₄

Elementos y la tabla periódica

Función de la tabla periódica

  • Herramienta indispensable para estudiar conceptos del comportamiento químico de los elementos.

  • Contiene información clave sobre cada elemento químico.

Historia

  • A mediados del siglo XVII: solo 13 elementos conocidos.

  • A finales del siglo XVIII: 33 elementos.

  • A mediados del siglo XIX: 55 elementos.

  • Método de descomposición de sustancias para encontrar elementos.

Clasificación de elementos

  • Clasificación según propiedades físicas o químicas comunes.

  • Metales vs. No metálicos:

    • Metales:

    • Brillo metálico.

    • Buenos conductores de electricidad y calor.

    • Maleables y dúctiles.

    • Alta densidad.

    • Altos puntos de fusión.

    • No metales:

    • Opacos y mates.

    • Aislantes eléctricos.

    • Frágiles.

    • Bajas densidades y puntos de fusión.

    • Semimetales: propiedades intermedias.

Ley periódica

  • Observación de propiedades similares en grupos de elementos en el siglo XIX.

  • Mendeleiev y Meyer organizaron la tabla por masas atómicas.

  • Moseley ordenó por números atómicos.

  • Ley periódica: propiedades que se repiten periódicamente al ordenar elementos por número atómico.

Tabla periódica actual

  • 118 elementos conocidos.

  • Ordenados por números atómicos (Z).

  • Dispuestos en filas (períodos) y columnas (grupos o familias).

Grupos y períodos

  • 18 grupos numerados.

    • Propiedades químicas similares en un mismo grupo.

  • 7 períodos numerados de arriba a abajo.

    • Propiedades varían dentro de un período.

Grupos de interés en la tabla periódica

Reactividad química

  • Elementos altamente reactivos:

    • Grupos 1 (metales alcalinos) y 17 (halógenos).

  • Gases nobles (grupo 18) son inertes.

Configuración electrónica

  • La ley periódica está relacionada con la configuración electrónica.

  • Incremento de número atómico = protón y electrón adicional.

  • Propiedades químicas similares en grupos debido a configuraciones externas similares.

Concepto de mol

Número de Avogadro

  • Un mol = 6.022 x 10²³ partículas.

  • Definición de mol: unidad del Sistema Internacional para cantidad de materia.

Masa de partículas

  • Masa atómica (A) para átomos.

  • Masa molecular para moléculas: suma de masas de elementos que las forman.

  • Masa fórmula en compuestos iónicos.

Ejemplo de cálculo de moles

  • Si hay 3.011 x 10²⁴ moléculas: equivalente a 5 moles.

  • Con 9 moles en total: 5.4198 x 10²⁴ moléculas.

Masa molar

  • Relación entre masa y número de partículas.

  • Masa molar (M): gramos de sustancia que tienen 6.022 x 10²³ partículas.

  • Relación entre M (g/mol) y n (moles).

Ejemplo de masa molar

  • Agua: M (H₂O) = 18 g/mol.

    • 18 g de agua = 1 mol = 6.022 x 10²³ moléculas.

Cálculos a partir de masa molar

  • Relación:

    • n = \frac{m}{M}

  • Ejemplo: 136 g de amoníaco (NH₃) equivale a 8 moles.

Ejercicios prácticos

  1. Identificar si las afirmaciones son verdaderas o falsas.

  • Un mol de hidrógeno tiene menos masa que un mol de oxígeno.

  • La masa molar y la masa molecular son representadas por el mismo número.

  • La masa molar no depende de las moléculas.

  1. Cálculos de masas y moles de varias sustancias.