BLOQUE 1: CONCEPTOS FUNDAMENTALES.
Tema 1: Introducción. Átomos, elementos y compuestos. Fórmulas empíricas,
moleculares y estructurales.
1.1 Conceptos de la materia y la energía.
La Química es la ciencia que estudia la composición, estructura, y propiedades de la
materia y todos los cambios que esta experimenta.
La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa espacio.
Átomos: son las unidades distintivas químicamente más pequeñas presentes en una
muestra de materia.
Moléculas: son las unidades más grandes en las cuales dos o más átomos están
enlazados.
Composición: nos indica las partes o componentes de una muestra de materia, así
como sus propiedades relativas.
Elemento químico: si tomamos con unidad de referencia el átomo, son aquellas
sustancias que están constituidas por un solo tipo de átomos.
Compuesto químico: son aquellas sustancias que están constituidas por átomos de
diferentes elementos.
Sustancia: es aquella porción de materia que posee una composición definida ó
constante y unas propiedades químicas y físicas que la caracterizan.
Mezcla: combinación de dos o más sustancias las cuales conservan su identidad
química.
Tabla sobre las diferencias entre mezclas y sustancias.
3
,1.2 Concepto de mol.
Un mol es la unidad de una propiedad física que llamamos cantidad de materia.En otras
palabras, un mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene tantas unidades
elementales como átomos de un elemento hay en un gramo de dicho átomo. Por
ejemplo:
12 gramos de C
1 átomo de C pesa 1.99265 ∙ 10-23 gramos
Nº de átomos de C = = 6,0221∙ 10-23 átomos
. ∙ /á
Un mol es la cantidad de sustancia que contiene mismo número de unidades
elementales que átomos de C hay en 12 gramos de C.
El número de Avogadro (NA) es el número de átomos que hay, por ejemplo, en 12 g de
C y su valor numérico es de 6,023∙ 10-23. Es decir, un mol es la cantidad de sustancia
que contiene el NA de átomos, moléculas, iones…
La constante de Avogadro (NA) es igual al número de unidades elementales que hay
en un mol. Nos permite convertir la cantidad química (número de moles) en el número de
entidades (átomos, moléculas, iones…) que contiene esa cantidad.
nº de entidades elementales (N) = nº de moles (n) ∙ nº de entidades por mol (NA)
La masa molar de un elemento ó de un compuesto a la masa de 1 mol de sus átomos ó
moléculas. Se expresa en gramos/mol.
Masa de muestra (m) = nº de moles (n) ∙masa molar (M)
La masa molecular de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los átomos
que forman la molécula y la masa molar de un compuesto es su masa molecular
expresada en gramos.
4
,Relaciones entre volumen, masa, mol, nº de átomos, moléculas e iones de una especie
química.
1.3 Fórmula empírica y molecular.
Una fórmula química expresa el número relativo de cada uno de los átomos presentes
en los compuestos químicos.
En una molécula los átomos están unidos por enlaces covalentes y constituyen una
partícula independiente. En un cristal iónico como el NaCl, aunque escribimos esta
fórmula, en realidad el Cl y el Na no forman una unidad independiente, ya que un
número de iones Na+ rodean a un determinado número de iones Cl-. Para representarlo
utilizamos la fórmula unidad. Una fórmula unidad es el conjunto más pequeño de iones
positivos y negativos que se requieren para obtener la fórmula más simple que
representa el compuesto.
NaCl CsCl
5
, La fórmula empírica es la fórmula más sencilla que nos indica los elementos presentes
y la relación más pequeña en que se combinan sus átomos.
Ácido acético: CH2O
Glucosa: CH2O
La fórmula molecular nos indica las diferencias entre compuestos con la misma forma
empírica pero especificando los números de los átomos de cada elemento presentes en
una molécula.
Ácido acético: C2H4O2
Glucosa: C6H12O6
1.4 Obtención de Fórmulas Químicas a partir de la Composición Centesimal.
El procedimiento a seguir es el siguiente:
1. Convertir el porcentaje de cada elemento en una masa.
2. Convertir la masa de cada elemento en una cantidad en moles.
3. Emplear los números de moles de los elementos como subíndices para
proponer una fórmula.
4. Tratar de obtener números enteros como subíndices dividiendo cada uno de los
subíndices del paso 3 por el valor más pequeño.
5. Si alguno de los subíndices obtenidos en el paso 4 no son cantidades enteras,
multiplicar cada uno de los subíndices por el número entero más pequeño posible
que convierta a todos los subíndices en un número entero ó un valor próximo a un
número entero.
La relación entre fórmulas empíricas y fórmulas moleculares son:
Las fórmulas de compuestos iónicos son fórmulas empíricas.
Una fórmula empírica puede coincidir o no con la fórmula molecular.
Para una sustancia molecular, los subíndices enteros de la fórmula molecular pueden
ser los mismos que la fórmula empírica o bien pueden ser múltiplos sencillos de los
mismos.
Para poder establecer una fórmula molecular, necesitamos conocer la masa molar
(peso molecular) así como la masa molar (peso molecular) de la fórmula empírica.
Masa molar fórmula empírica ∙factor numérico = masa molecular
Factor numérico (n) =
ó í
6
Tema 1: Introducción. Átomos, elementos y compuestos. Fórmulas empíricas,
moleculares y estructurales.
1.1 Conceptos de la materia y la energía.
La Química es la ciencia que estudia la composición, estructura, y propiedades de la
materia y todos los cambios que esta experimenta.
La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa espacio.
Átomos: son las unidades distintivas químicamente más pequeñas presentes en una
muestra de materia.
Moléculas: son las unidades más grandes en las cuales dos o más átomos están
enlazados.
Composición: nos indica las partes o componentes de una muestra de materia, así
como sus propiedades relativas.
Elemento químico: si tomamos con unidad de referencia el átomo, son aquellas
sustancias que están constituidas por un solo tipo de átomos.
Compuesto químico: son aquellas sustancias que están constituidas por átomos de
diferentes elementos.
Sustancia: es aquella porción de materia que posee una composición definida ó
constante y unas propiedades químicas y físicas que la caracterizan.
Mezcla: combinación de dos o más sustancias las cuales conservan su identidad
química.
Tabla sobre las diferencias entre mezclas y sustancias.
3
,1.2 Concepto de mol.
Un mol es la unidad de una propiedad física que llamamos cantidad de materia.En otras
palabras, un mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene tantas unidades
elementales como átomos de un elemento hay en un gramo de dicho átomo. Por
ejemplo:
12 gramos de C
1 átomo de C pesa 1.99265 ∙ 10-23 gramos
Nº de átomos de C = = 6,0221∙ 10-23 átomos
. ∙ /á
Un mol es la cantidad de sustancia que contiene mismo número de unidades
elementales que átomos de C hay en 12 gramos de C.
El número de Avogadro (NA) es el número de átomos que hay, por ejemplo, en 12 g de
C y su valor numérico es de 6,023∙ 10-23. Es decir, un mol es la cantidad de sustancia
que contiene el NA de átomos, moléculas, iones…
La constante de Avogadro (NA) es igual al número de unidades elementales que hay
en un mol. Nos permite convertir la cantidad química (número de moles) en el número de
entidades (átomos, moléculas, iones…) que contiene esa cantidad.
nº de entidades elementales (N) = nº de moles (n) ∙ nº de entidades por mol (NA)
La masa molar de un elemento ó de un compuesto a la masa de 1 mol de sus átomos ó
moléculas. Se expresa en gramos/mol.
Masa de muestra (m) = nº de moles (n) ∙masa molar (M)
La masa molecular de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los átomos
que forman la molécula y la masa molar de un compuesto es su masa molecular
expresada en gramos.
4
,Relaciones entre volumen, masa, mol, nº de átomos, moléculas e iones de una especie
química.
1.3 Fórmula empírica y molecular.
Una fórmula química expresa el número relativo de cada uno de los átomos presentes
en los compuestos químicos.
En una molécula los átomos están unidos por enlaces covalentes y constituyen una
partícula independiente. En un cristal iónico como el NaCl, aunque escribimos esta
fórmula, en realidad el Cl y el Na no forman una unidad independiente, ya que un
número de iones Na+ rodean a un determinado número de iones Cl-. Para representarlo
utilizamos la fórmula unidad. Una fórmula unidad es el conjunto más pequeño de iones
positivos y negativos que se requieren para obtener la fórmula más simple que
representa el compuesto.
NaCl CsCl
5
, La fórmula empírica es la fórmula más sencilla que nos indica los elementos presentes
y la relación más pequeña en que se combinan sus átomos.
Ácido acético: CH2O
Glucosa: CH2O
La fórmula molecular nos indica las diferencias entre compuestos con la misma forma
empírica pero especificando los números de los átomos de cada elemento presentes en
una molécula.
Ácido acético: C2H4O2
Glucosa: C6H12O6
1.4 Obtención de Fórmulas Químicas a partir de la Composición Centesimal.
El procedimiento a seguir es el siguiente:
1. Convertir el porcentaje de cada elemento en una masa.
2. Convertir la masa de cada elemento en una cantidad en moles.
3. Emplear los números de moles de los elementos como subíndices para
proponer una fórmula.
4. Tratar de obtener números enteros como subíndices dividiendo cada uno de los
subíndices del paso 3 por el valor más pequeño.
5. Si alguno de los subíndices obtenidos en el paso 4 no son cantidades enteras,
multiplicar cada uno de los subíndices por el número entero más pequeño posible
que convierta a todos los subíndices en un número entero ó un valor próximo a un
número entero.
La relación entre fórmulas empíricas y fórmulas moleculares son:
Las fórmulas de compuestos iónicos son fórmulas empíricas.
Una fórmula empírica puede coincidir o no con la fórmula molecular.
Para una sustancia molecular, los subíndices enteros de la fórmula molecular pueden
ser los mismos que la fórmula empírica o bien pueden ser múltiplos sencillos de los
mismos.
Para poder establecer una fórmula molecular, necesitamos conocer la masa molar
(peso molecular) así como la masa molar (peso molecular) de la fórmula empírica.
Masa molar fórmula empírica ∙factor numérico = masa molecular
Factor numérico (n) =
ó í
6
