Moléculas, iones y fórmulas químicas

Moléculas

Son agregados o grupos de por lo menos dos o más átomos, en una relación definida, que se mantienen unidos mediante fuerzas químicas denominadas "enlaces covalentes" (por compartición de electrones), se mueven y actúan juntas como si fuesen una sola identidad.

Hidrógeno	Agua	Amoníaco	Metano	Etanol
H2	H2O	NH3	CH4	CH3CH2OH

Tipo de moléculas

Diatómicas: Moléculas que contienen dos átomos.			H2, Cl2, HCl
Poliatómicas: Moléculas que contienen más de dos átomos.			CH3CH2OH, CHCl3, O3, C6H12O6,C5H5N, H2O
Homoatómicas:  Moléculas que contienen dos o más átomos de un mismo elemento (forman elementos).			H2, Cl2, O3, P4
Heteroatómicas:  Moléculas que contienen al menos dos átomos de dos o más elementos (forman compuestos).			CH3CH2OH, CHCl3, H2O, C6H12O6, C5H5N

Importante Algunos elementos existen como moléculas homoatómicas, formadas por átomos del mismo elemento, como por ejemplo el hidrógeno, H2, el cloro, Cl2, el ozono, O3, el oxígeno, O2, etc. Al igual que los átomos, las moléculas son electricamente neutras.

Iones

Están formados por un átomo o un grupo de átomos, que tienen una carga neta positiva o negativa, en consecuencia pueden ser de dos tipos:

• Los cationes: se forman cuando el átomo neutro pierde uno o varios de sus electrones, en consecuencia son iones de carga neta positiva.

átomo neutro: 11 protones 11 electrones

catión: 11 protones 10 electrones

• Los aniones: se forman cuando el átomo neutro gana uno o más electrones, en consecuenciason iones de carga neta negativa. 

átomo neutro: 17 protones 17 electrones

anión: 17 protones 18 electrones

El cloruro de sodio que consumimos con nuestros alimentos, es un compuesto iónico formado por un catión sodio, Na⁺, y un anión cloruro, Cl^-:

Ión	Monoatómicos: provienen de un sólo átomo	Poliatómicos: contienen más de un átomo
Cationes	Li+; Na+; K+; Mg2+; Ca2+; Ba2+; Al3+	NH4+; PH4+
Aniones	O2-; N3-	OH-; CN-; NO3-; CO32-; SO42-; Cr2O42-

Importante Los compuestos iónicos están formados por aniones y cationes que se mantienen unidos por el denominado enlace iónico. Los compuestos iónicos no son moléculas. En el enlace iónico el catión cede sus electrones al anión.

Fórmulas químicas

Nos indican qué elementos participan en la formación de una molécula o de un compuesto iónico y la relación que guardan entre sí los átomos que la conforman.

Nombre del compuesto	Tipo de compuesto	Elementos participantes	Relación	Fórmula global	Contenido por mol de compuesto
ácido sulfúrico	molecular	hidrógeno, H azufre, S oxígeno, O	2 : 1 : 4	H2SO4	2 moles de átomos de H 1 mol de átomos de S 4 moles de átomos de O
benceno	molecular	carbono, C hidrógeno, H	6 : 6	C6H6	6 moles de átomos de C 6 moles de átomos de H
ácido nítrico	molecular	hidrógeno,H nitrógeno, N oxígeno, O	1 : 1: 3	HNO3	1 mol de átomos de H 1 mol de átomos de N 3 moles de átomos de O
amoníaco	molecular	nitrógeno, N hidrógeno, H	1 : 3	NH3	1 mol de átomos de N 3 moles de átomos de H
cloruro de calcio	iónico	ion calcio, Ca2+ iones cloruro, Cl-	1 : 2	CaCl2	1 mol de iones Ca2+ 2 moles de iones Cl-
óxido de magnesio	iónico	ion magnesio, Mg2+ ion oxígeno, O2-	1 : 1	MgO	1 mol de iones Mg2+ 1 mol de iones O2-
óxido de aluminio	iónico	iones aluminio, Al3+ iones oxígeno, O2-	2 : 3	Al2O3	2 moles de iones Al3+ 3 moles de iones O2-
óxido férrico (herrumbre)	iónico	iones fierro, Fe3+ iones oxígeno, O2-	2 : 3	Fe2O3	2 moles de iones Fe3+ 3 moles de iones O2-

Importante Si nos referimos a una molécula de ácido sulfúrico, diremos que está formada porátomos de hidrógeno, H; azufre, S; y oxígeno,O, en la relación 2 : 1 : 4 y que su fórmula global es H2SO4. Debemos tener en cuenta que si nos referimos a una molécula de H2SO4, en ella tendremos 2 átomos de H, 1 átomo de S y 4 átomos de O.

Observación Los compuestos iónicos no forman moléculas como tales, en realidad sonagregados iónicos donde los cationes y los aniones se mantienen unidos por fuerzas de carácter electrostáticas (cargas opuestas que se atraen) y se representan como unidades formulares neutras donde las cargas opuestas son equivalentes.

Muchas veces nos es más útil representar los compuestos químicos mediante las fórmulas estructurales, que nos muestran la forma cómo están enlazados los átomos dentro del compuesto, tal como se muestra a continuación:

Nombre del compuesto	Elementos participantes	Relación	Fórmula global	Fórmula semidesarrollada	Fórmula estructural
benceno	carbono, C hidrógeno, H	6 : 6	C6H6	C6H6
etileno	carbono, C hidrógeno, H	2: 4	C2H4	CH2=CH2
acetileno	carbono, C hidrógeno, H	2 : 2	C2H2	HC≡CH
etanol	carbono, C hidrógeno, H oxígeno, O	2 : 6 : 1	C2H6O	CH3CH2OH
éter	carbono, C hidrógeno, H oxígeno, O	2 : 6 : 1	C2H6O	CH3OCH3
amoníaco	nitrógeno, N hidrógeno, H	1 : 3	NH3	NH3
etilamina	carbono, C hidrógeno, H nitrógeno, N	2 : 7 : 1	C2H7N	CH3CH2NH2
dimetilamina	carbono, C hidrógeno, H nitrógeno, N	2: 7 : 1	C2H7N	CH3NHCH3

Observemos el caso del etanol y el éter, vemos que ambas sustancias tienen los mismos elementos participantes y en las mismas proporciones; C : H : O en 2 : 6 : 1; lo mismo ocurre en el caso de laetilamina y la dimetilamina donde C : H : N es 2 : 7 : 1. Debemos tener en cuenta que en cada caso, ambas sustancias tienen distintas propiedades y comportamiento químico.

Ejercicio 1.7 En base a lo planteado y lo observado en las tablas, ¿cómo definirías: fórmula global? fórmula estructural? fórmula semidesarrollada? ¿En qué casos consideras que es más conveniente usar una u otra fórmula?

Fórmulas empírica y molecular

Las fórmulas que hemos visto, nos indican la cantidad de átomos de cada tipo que están presentes en la molécula en estudio, así como cuál es la relación existente entre ellos, éstas se denominan fómulas moleculares. 

Analizemos por ejemplo, el caso del amoníaco, NH₃, donde podemos observar que la relación entre los átomos de N : H es de 1 : 3, que es la relación mínima posible entre ellos. Por otra parte, en el caso del ácido sulfúrico, H₂SO₄, vemos que la relación entre átomos de H : S : O es 2 : 1 : 4, que tambiénes la mínima relación posible. 

Fijémonos ahora en el benceno, C₆H₆, donde la relación que presenta entre los átomos C : H es 6 : 6sin embargo podemos establecer que la relación mínima sería de 1 : 1. Veamos también el caso del acetileno, C₂H₂, cuya relación entre átomos C : H es de 2 : 2 pero su relación mínima es de 1 : 1. 

En base a lo analizado podemos establecer que la fórmula empírica nos indica cuál es la relación mínima existente entre los átomos que están presentes en la molécula en estudio:

Compuesto	Fórmula molecular	Fórmula empírica
benceno	C6H6	CH
acetileno	C2H2	CH
glucosa	C6H12O6	CH2O
ácido acético	CH3COOH	CH2O

Problema 1.4 Podemos determinar fácilmente la masa de una molécula de cualquier sustancia, conociendo las masas atómicas de cada uno de los átomos que la conforman, por ejemplo, para el ácido acético:

2 átomos de C   ⇒	2 átomos C x 12 uma / átomo C    =	24 uma
4 átomos de H   ⇒	4 átomos H x 1 uma / átomo H      =	4 uma
2 átomos de O   ⇒	2 átomos O x 16 uma / átomo O    =	32 uma
masa de 1 molécula de CH3COOH		60 uma

Como vimos anteriormente, la masa de un átomo se expresa en uma y la masa de un mol de átomosse expresa en gramos, análogamente, la masa de una molécula se expresa en uma y la masa de un mol de moléculas se expresa en gramos.

En consecuencia, podemos afirmar que la masa de un mol de moléculas de ácido acético (o simplemente un mol de ácido acético) es de 60 g/mol, que se le denomina, masa molar.

Recuerda La masa de una partícula (átomo o molécula) se expresa en unidades de masa atómica, uma La masa de un mol de partículas (de átomos o de moléculas) se expresa engramos, g

Normalmente cuando se analiza una sustancia, se obtiene la composición porcentual de la misma, es decir el porcentaje en que están presentes cada uno de los elementos detectados. Con esta informaciónse puede determinar cuál es la fórmula empírica de la sustancia en estudio y, conociendo la masa molar de dicha sustancia, es posible conocer cuál es la fórmula molecular de la misma, por ejemplo:

Problema 1.5 El azúcar  es una sustancia capaz de modificar las propiedades del concreto, así en dosificaciones mayores a 0,25 % del peso del cemento acelera el proceso de fraguado y menores a 0,25 % del peso del cemento actúa como retardador del proceso. El azúcar que consumimos es la sacarosa, cuya composición química es de 42,11 % de carbono, C; 6,43 % de hidrógeno, H y 51,46 % de oxígeno, O. Determinemos la fórmula empírica de la sacarosa:

Lo primero que debemos hacer es fijar una determinada masa de sacarosa para poder trabajar, dado que la composición es porcentual, lo más sencillo es considerar 100 g de sacarosa, por lo tanto, tendremos 42,11 g de C; 6,43 g de H y 51,46 g de O y con esta información determinamos cuántas moles de cada elemento están presentes:

Para determinar la fórmula empírica necesitamos conocer cuál es la relación mínima entre los átomos participantes, teniendo en cuenta que deben ser valores enteros, para ello hallamos el mínimo común divisor (dividimos entre el menor de los valores):

C : 3,51 ÷ 3,22 = 1,090     este valor no podemos aproximarlo a 1,0

H : 6,43 ÷ 3,22 = 1,997     este valor podría aproximarse a 2,0

O : 3,22 ÷ 3,22 = 1,000

Dado que buscamos valores enteros, buscamos el múltiplo menor que cumpla con el requisito de ser la mínima relación, en nuestro caso se trata del 11, por lo tanto obtenemos:

C : 1,090 x 11 = 11,99  ⇒ 12,00

H : 1,997 x 11 = 21,97  ⇒  22,00

O : 1,000 x 11 = 11,00

Por lo tanto, la relación de átomos C : H : O es 12 : 22 : 11 y la fórmula empírica, FE, de la sacarosa será C₁₂H₂₂O₁₁

Para poder determinar la fórmula molecular, FM, de la sustancia en estudio, es necesario conocer la masa molar, para saber cuántas veces contiene a la masa de la fórmula empírica. En el caso de la sacarosa, se sabe que su masa molar es de 342 g/mol, por lo que debemos determinar cuál es la masa de la fórmula empírica:

masa FE = 12 mol C(12 g C/mol C) + 22 mol H(1 g H/mol H) + 11 mol O(16 g O/mol O)

masa FE = 342 g

En consecuencia, encontramos que en este caso : FM = FE

Ejercicio 1.8 En la leyenda de una caja e gelatina se afirma que contiene vitamina C, que previene la formación del escorbuto. Se sabe que su masa molar es de 178 g/mol y tiene una composición porcentual de 40,45 % de carbono, 5,62 % de hidrógeno y 53,93 % de oxígeno. Determinar, para la vitamina C: la fórmula empírica la fórmula molecular De las fórmulas estructurales Ay B, que se muestran a continuación, justifica cuál de ellas le corresponde a la vitamina C:                      A                                                     B

MODELOS ATÓMICOS

Átomo de Leucipo y Demócrito. S IV aC

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.

Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración por John Dalton y su Teoría atómica.

Modelo atómico de Dalton. 1808

El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en 1808 por John Dalton (1766-1844).

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples.

Postulados de Dalton

• La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
• Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
• Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
• Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Modelo atómico de Thomson. 1904

En 1904, Joseph John Thomson (1856-1940), descubridor del electrón, supuso que la mayor parte del átomo era una masa cargada positivamente y dentro de ella estaban los electrones colocados al azar, de tal manera que el conjunto era neutro. Es como si imaginamos una sandía donde todo lo rojo es una masa positiva y las pepitas son los electrones.

Experimento de Thomson

Modelo atómico de Rutherford. 1911

En 1911 Ernest Rutherford (1871-1937), descubridor del protón, hizo el siguiente experimento que no pudo explicar el modelo atómico de Thomson. Bombardeo con partículas α, positivas, a gran velocidad una lámina de oro muy fina y observó:

• Que la mayor parte de las partículas atravesaban la lámina sin desviar su dirección.
• Algunas se desviaban considerablemente
• Unas pocas partículas rebotaron hacia la fuente de emisión

                                    

A partir de este experimento Rutherford enunció los siguientes postulados:

• El átomo está prácticamente vacío, ya que la mayoría de las partículas lo atraviesan sin variar su dirección.
• Tiene un núcleo central donde está toda la carga positiva (protones) y prácticamente toda la masa. Esta carga positiva es la responsable de la desviación de las partículas α, también positivas.
• Alrededor del núcleo, a una enorme distancia de él y girando a gran velocidad en órbitas circulares están los electrones.

(modelo planetario)

Modelo atómico de Bohr. 1913

El físico danés Niels Bohr (1885-1962), Premio Nobel de Física 1922, propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.que se basa en tres postulados:

Primer Postulado:

Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía

Segundo Postulado:

Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2*PI, siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.








Tercer postulado:
Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía absorbida o emitida será: E2 - E1 = h.f
En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía

Modelo atómico de Sommerfeld. 1916

En 1916, Arnold Sommerfeld (1868-1951) modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.

a ecuación de onda de Schrödinger. 1925

El físico austríaco, Erwin Schrödinger (1887-1961), desarrolló en 1925 la conocida ecuación que lleva su nombre. Esta ecuación es de gran importancia en la mecánica cuántica, donde juega un papel central, de la misma manera que la segunda ley de Newton (F= m.a) en la mecánica clásica.

Son muchos los conceptos previos implicados en la ecuación de Schrödinger, empezando por los modelos atómicos. Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld… todos ellos contribuyeron al modelo atómico actual, ideado por Erwin Schrödinger, modelo conocido como “Ecuación de onda”. 

Esta es una ecuación matemática que tiene en consideración varios aspectos:

• La existencia de un núcleo atómico, donde se concentra la gran cantidad del volumen del átomo.
• Los niveles energéticos donde se distribuyen los electrones según su energía.
• La dualidad onda-partícula
• La probabilidad de encontrar al electrón

Aunque con la mecánica cuántica queda claro que no se puede saber dónde se encuentra un electrón (Heisenberg), sí define la región en la que puede encontrarse en un momento dado. Cada solución de la ecuación de ondas de Schrödinger, Ψ, describe un posible estado del electrón. El cuadrado de la función de onda, Ψ2, define la distribución de densidad electrónica alrededor del núcleo. Este concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región del átomo, llamada orbital atómico, concepto análogo al de órbita en el modelo de Bohr.