Materia: Cualquier cosa que ocupa espacio y tiene masa.
- Masa: Es una medida de la cantidad de materia de un objeto. Con frecuencia se comete el error que la masa y el peso son lo mismo; sin embargo no es así, la masa es un valor constante y no depende de la situación del objeto, el peso de un objeto depende de la masa y la fuerza de atracción de la gravedad.
- Propiedades físicas y químicas
Las sustancias se caracterizan por sus propiedades individuales y algunas veces únicas.
Una propiedad física se puede medir y observar son modificar la composición o identidad de las sustancia. Ejemplo: punto de fusión, punto de ebullición entre otros.
Las propiedades químicas son aquellas que indican como una sustancia puede convertirse en otra y se observan sólo cuando dicha sustancia se transforma en otra. Ejemplo: Una propiedad química del hidrógeno es que este combustión con el oxígeno gaseoso para formar agua. Luego del cambio los gases originales, no se pueden recuperar por un cambio físico como la ebullición o la congelación del agua.
Todas las propiedades medibles de la materia de la materia pertenece a una de dos categorías: Propiedades extensivas y propiedades intensivas. El valor medido de una propiedad extensiva depende de la cantidad de materia considerada, la longitud, la masa y el volumen son propiedades extensivas. Los valores de una misma propiedad extensiva se pueden sumar.
El valor medido de una propiedad intensiva no depende de cuanta materia se considere. La temperatura es una propiedad intensiva. A diferencia de las extensivas, los valores de la misma propiedad intensiva no se pueden sumar.
- Sustancia: Es una forma de materia que contiene tiene una composición constantes constante o definida (el número y tipo de unidades básicas presentes) y propiedades distintivas. Ejemplos: Agua, Amoniaco, Oro, Oxígeno
Elemento: Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios por químicos. Los elementos se representan mediante símbolos que son combinaciones de letras. La primera letra del símbolo de un elemento es siempre mayúscula, pero la segunda y la tercera son siempre minúsculas.
Los símbolos de algunos elementos derivan de sus nombres en latín- por ejemplo, Au de aurum (oro), Fe de ferrum (hierro) y Na de natrium (sodio) -. Se han propuesto símbolos especiales de 3 letras para los elementos sintetizados en fechas más recientes.
Compuesto: Es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en porciones definidas. Los compuestos se representan por medio de las fórmulas, las cuales son combinaciones de los símbolos de los elementos que los componen. Ejemplo CO (monóxido de carbono)
- Mezcla: Es una combinación de dos o más sustancias en la cual estas mantienen sus identidad.
Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.
La mezcla homogénea o solución es aquella cuyas propiedades son uniformes. Ejemplo: La mezcla de una cucharada de azúcar en el agua.
La mezcla heterogénea es aquella en donde sus componentes originales se mantienen físicamente separados y se pueden ver como tales. Ejemplo: La mezcla entre arena y sal. En cualquier mezcla homogénea o heterogénea, se puede separar en sus componentes puros por medios físicos sin cambiar la identidad de dichos componentes.
No debe confundirse las mezclas homogéneas con los compuestos, estos últimos no pueden separarse en sus elementos constituyentes a través de procedimientos físicos.
Átomos.- Partículas fundamentales protones, neutrones y electrones
Concepto de átomo
. Un átomo puede definirse como la unidad básica de un elemento que puede entrar en combinación química.
Algunas características de los átomos pueden explicarse tomando en cuenta algunas de las hipótesis en las que Jhon Dalton (padre de la Química Moderna) en basó su teoría atómica.
I. Los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa, tamaño y propiedades químicas. Los átomos de un elemento difiere de todos los de los demás elementos.
II. Los compuestos están formados por átomos demás de un elemento. En cualquier compuesto, la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos es un número entero o una fracción simple.
III. Una reacción química implica sólo una separación, combinación o redisposición de átomos; estos no se crean ni se destruyen.
El concepto de átomo de Dalton fue bastante específico y detallado, este no intenta describir la estructura de esta partícula; Dalton expresa, en su primera hipótesis, que las diferencias entre las propiedades de los diversos elementos, puede explicarse suponiendo que los átomos de uno de los elementos no son los mismos que los átomos del otro elemento. La segunda hipótesis sugiere que para formar algún compuesto dado no solo se requieren átomos de una clase adecuada de elementos, sino también el número correcto de átomos. La última hipótesis es otra forma de enunciar la ley de la conservación de la masa, la cual establece que la materia no puede ser creada ni destruida.
Estructura del átomo.- Partículas fundamentales
Dalton imaginó al átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible, pero investigaciones posteriores demostraron que los átomos poseen estructura interna; es decir que el átomo está formado por partículas más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. Las investigaciones condujeron al descubrimiento de tres de esas partículas: electrones, protones y neutrones.
El electrón
Partículas subatómicas de masa muy pequeña y carga unitaria negativa.
En el siglo XIX, J.J Thomson encontró la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón la cual es de –1.76*108 C/g, donde C significa Columb, que es la unidad de la carga eléctrica. Posteriormente R.A Millikan encontró que la carga del electrón es de –1.6*10-9 C.
El protón y el núcleo
Ernest Rutherford, a través de un experimento que consistía en medir la dispersión de los rayos a al pasar por una lámina delgada de oro, dedujo la existencia de un conglomerado central dentro del átomo al que llamó núcleo, en el cual se encontraban ubicadas las partículas de carga positiva del átomo.
Dichas partículas son llamadas protones. Estas poseen la misma carga (en módulo) que los electrones, pero poseen una masa (1.67252 *10-24 g) que es 1840 veces mayor que la de estos.
El neutrón
El modelo de Rutherford, sin embargo no resolvía otro problema importante. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más simple, tiene sólo un protón y que el helio tiene dos. En consecuencia se esperaría que la relación entre la masa de estos átomos fuese 2:1 (dado que los electrones son mucho más ligero que los protones, su contribución puede ignorarse), sin embargo la relación es de 4:1. A pesar de que Rutherford y otros investigadores plantearon la presencia de otras partículas subatómicas en el núcleo, no fue sino a 1932 cuando Chadwick demostró la existencia de partículas eléctricamente neutra con masa ligeramente mayor que la de los protones, las cuales recibieron el nombre de neutrones.
El misterio de la relación de masas podía ahora explicarse. El núcleo de helio hay dos protones y dos neutrones, y en núcleo de hidrógeno hay sólo un protón y ningún neutron.
En la siguiente tabla se resumen la masa y la carga de tres partículas subatómicas.
Número atómico, número de masa, isótopos, iones monoatómicos
Número atómico
El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento. En un átomo neutro, número de electrones es igual al número de electrones de tal manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. La identidad química de un átomo se puede determinar a partir de su número de atómico. Por ejemplo, el número atómico del nitrógeno es 7; esto significa que cada átomo neutro de nitrógeno tiene siete protones y siete electrones. O bien, visto de otra manera, cada átomo en el universo que contenga siete protones se llama correctamente “nitrógeno”.
Número de masa
El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. A excepción del hidrógeno en su forma más común, que tiene un protón y ningún neutrón, todos los núcleos atómicos, contienen ambos, protones y neutrones. En general, el número de masa está dado por:
Número de masa = número de protones + número de neutrones
= número atómico + número de neutrones
Isótopos
En la mayoría de los casos no todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. Los isótopos son átomos que tiene el mismo número atómico paro diferentes números de masa.
La forma aceptada para anotar el número atómico y el número de masa de un átomo de un elemento X es la que sigue:
Número de masa A
X
Número atómico Z
Sólo los isótopos de hidrógenos reciben nombres: protio (isótopo de hidrógeno 1) deuterio (isótopo de hidrógeno 2) y tritio (isótopo de hidrógeno 3). Los isótopos de los otros elementos se identifican por su número de masa.
Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento tienen el mismo comportamiento químico: forman el mismo tipo de compuesto y presentan reactividad similar.
Iones monoatómicos
Los iones son átomos o moléculas neutros que pierden o se le agregan electrones de tal manera que dicha partícula queda cargada. Un ión de carga positiva se llama catión y un ión con carga positiva se llama anión.
Cabe destacar que la manera de cargar tanto positiva como negativamente, a una partícula es a través de la pérdida o adición del electrones, lo cual ocurre fácilmente durante los cambios químicos, no así los protones, los cuales permanecen en el núcleo del átomo.
Desde luego, un átomo puede ganar o perder más de un electrón, como los casos de Mg2+, Fe3+, S2-. Más aun, un grupo de átomos se pueden unir en una molécula, pero también pueden formar un ión de carga neta positiva o negativa, OH- (ión hidróxido) CN- (ión cianuro). Los iones que tienen un solo átomo se llaman iones monoatómicos, y los que tienen más de uno se llaman iones poliatómcos.
Unidad de masa atómica (u.m.a)
Debido a que los átomos son partículas extremadamente pequeñas que no se hace posible medir la masa de un único átomo, pero existen métodos experimentales para determinar la masa de un átomo en relación con la de otro. Así que debe asignarse valor a la masa de un átomo de elemento dado para que pueda ser utilizado como patrón.
Por acuerdo internacional, un átomo del isótopo de carbono que tiene seis protones y seis neutrones (llamado carbono 12) presenta una masa exactamente igual de 12 unidades de masa atómica (uma). Este carbono 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica (uma)se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12.
1 uma = (masa de un átomo de carbono 12)/12
Masa atómica o peso atómico
La masa atómica no es más que la masa del átomo en unidades de masa atómica.
La masa atómica del hidrógeno, por ejemplo, se puede determinar de la siguiente manera: En experimentos anteriores se ha demostrado que el hidrógeno tiene sólo 8.400% de la masa del átomo patrón de carbono 12. Si se acepta que la masa de un átomo de carbono 12 es exactamente 12 uma, entonces la masa atómica del hidrógeno debe ser 0.08400*12= 1.008 uma.
Masa atómica promedio
Cuando se busca la masa atómica del carbono en una tabla periódica, se observa que esta no es 12 uma sino 12.01 uma. La razón de tal diferencia es que la mayoría de los elementos naturales, incluyendo el carbono, tienen más de un isótopo. Esto significa que cuando se mide la masa atómica de un elemento, se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos.
Por ejemplo, la abundancia natural del carbono 12 y del carbono 13 es de 98.89% y 1.11% respectivamente, entonces la masa atómica promedio del carbono es igual:
Masa atómica promedio del carbono = (0.9889)* (12.00000 uma)+ (0.0111)* (13.00335 uma)
= 12.0 uma.
Una determinación más exacta establece que la masa del carbono es 12.01 uma.
Masa molar, peso molecular, peso fórmula
Masa molecular de un elemento y número de Avogrado
Debido a que los átomos son partículas de masa muy pequeña, no es posible diseñar una balanza práctica alguna para pesarlos usando unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real se manejan muestras de sustancias que poseen muchos átomos, por lo que resulta conveniente contar con una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos.
La unidad definida por el sistema SI es el mol, que es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas y otras partículas) como átomos hay en exactamente en 12 gramos de carbono 12. Sin embargo esta definición sólo define el método para determinar el número de partículas elementales. El número real se determina experimentalmente. El valor aceptado en la actualidad es:
1 mol = 6.022045 x 10^23 ~ 6.022 x 10^ 23
A este número se le llama el número de Avogrado
Se ha visto que 1 mol de átomos de carbono 12 contiene 6.022x 1023 átomos y una masa exactamente de 12 g. Esta cantidad se llama masa molar del carbono 12 y es la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas ) de la sustancia. Dado que cada átomo de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 uma, es útil observar que la masa molar de un elemento en gramos es igual a su masa atómica expresada en uma. Ejemplo: la masa atómica del Na es igual a 22.99 uma y su masa molar es 22.99 g; la masa atómica del Cu es de 63.55 uma y su masa molar es de 63.55g.
Peso molecular o masa molecular.
Ya conocida las masas atómicas, es posible proceder a calcular las masas de las moléculas. La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula
Ejemplo: Cálculo de la masa molecular del agua H2O
La molécula de agua posee: 2 (masa atómicas de Hidrógeno) + 1 (masa atómica del oxígeno)
Cálculo de la masa molecular del ácido ascórbico o vitamina C
La fórmula del ácido ascórbico es C6H8O6, lo que implica que la molécula de ácido posee:
6 (masas atómicas de C)+ 8 (masas atómicas de H)+ 6 (masas atómicas de O), es decir:
6x (12.01 uma)+8x (1.01 uma)+6x (16 uma) = 176.12 uma
La masa molar de un compuesto es la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol del compuesto.
Es útil recordar que la masa molar de un compuesto en gramos es numéricamente igual a la masa molecular del compuesto en uma.
Mol y cálculos químicos (Correlaciones)
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