Átomos, Moléculas, Fórmulas químicas Flashcards
1
Q
Postulados de Dalton (1. Toda la materia esta…)
A
- Toda la materia está compuesta por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos que retienen su identidad durante las reacciones químicas.
2
Q
Postulados de Dalton (2. Elemento…)
A
- Elemento es un tipo de materia compuesta por una sola clase de átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tiene igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.
3
Q
Postulados de Dalton (3. Compuesto…)
A
- Compuesto es un tipo de materia constituida por átomos de 2 o más elementos combinados químicamente en proporciones fijas. La relación del # de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un # entero o una fracción sencilla. (ley de Proust).
4
Q
Postulados de Dalton (4. Reacción química…)
A
- Reacción química consiste en la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, los cuales no son creados, ni destruidos, ni divididos en partículas menores por ninguna reacción química. (ley de Lomonósov-Lavoisier).
5
Q
Átomo
A
Parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, compuesta por partículas subatómicas que no pueden existir aisladamente, salvo en condiciones muy especiales.
6
Q
ELECTRÓN (e‐):
A
Partícula subatómica con carga negativa.
Masa pequeña = 9,10939 x 10^-28 g.
Forman la envoltura del átomo.
7
Q
PROTÓN (p+):
A
Partícula subatómica con carga positiva.
Tiene una masa de 1,67262 x 10^-24 g.
Se encuentra en el núcleo atómico.
8
Q
NEUTRÓN (n0):
A
Partícula subatómica eléctricamente neutra.
Su masa es ligeramente mayor a la de los protones.
Se encuentra en el núcleo atómico.
9
Q
RADIO ATÓMICO Y NUCLEAR
A
Radio atómico ~ 100 pm = 1 x 10^-10 m
Radio nuclear ~ 5 x 10^-3 pm = 5 x 10^-15 m
10
Q
Electrón: Comportamiento dual
A
Partícula – Onda.
11
Q
Principio incertidumbre de Heisenberg:
A
No es posible determinar con exactitud la velocidad y la posición del electrón de manera simultánea.
12
Q
Orbital:
A
Región en el espacio con alta probabilidad de encontrar un e-.
13
Q
Sln → Ψ^2 (función de onda) Schrödinger:
A
Especifica los posibles estados de energía que puede ocupar el e- de H2 y las respectivas funciones de onda. Por aproximaciones se puede extender a átomos polielectrónicos
14
Q
Ψ^2.
A
Describe distribución del e- alrededor del núcleo en un espacio 3D.
15
Q
Nivel energético o capa
A
n= 1, 2, 3…. (K, L, M…)
Distancia X e- → núcleo
16
Q
Subnivel de energía subcapa
A
l= 0,1,2,3… (no > n-‐1) (s, p, d, f)
Forma
17
Q
Orbital
A
ml = -l y +l; (# max e- = 2l +1)
Orientación 3D
18
Q
Giro del e- (spin)
A
Ms = +½ y - ½
Giro (P. Pauli)
19
Q
Principio exclusión de Wolfgang Pauli:
A
En un mismo átomo no pueden existir dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales, es decir, al menos uno de los cuatro números cuánticos, debe ser distinto.
20
Q
Regla de Hund:
A
Establece que cuando hay dos o más orbitales con la misma energía, los electrones se alojan preferiblemente en orbitales diferentes (prefieren estar desapareados). Un orbital puede contener máximo dos e‐ con espines opuestos.
21
Q
Configuración electrónica:
A
Subnivel s, 1 orbital, 2 e-
Subnivel p, 3 orbitales, 6 e-
Subnivel d, 5 orbitales, 10 e-
Subnivel f, 7 orbitales, 14 e-
22
Q
Configuración electrónica ÓRDEN:
A
1 S^2 2 S^2 2 P^6 3 S^2 3 P^6 3 D^10 4 S^2 4 P^6 4 D^10 4 F^14 5 S^2 5 P^6 5 D^10 5 F^14 …
23
Q
Mecánica cuántica se fundamenta en principios:
A
Compotamiento dual del e-
IncerPdumbre de Heisenberg
Exclusión de Pauli
Reglas de Hund
24
Q
Mecánica cuántica explica _____, permite ______ en _____ por medio de ______
A
Modelo atómico, distribución electrónica, orbitales atómicos, números cuánticos.
25
TABLA PERIÓDICA se basa en _____; agrupa _____ representados por _____ que además representan _____ y _____ que es ____________. Además de agruparlos los ordena conforme a propiedades químicas como: ______, _____, ______ y ______ las cuales son consecuencia de _____ y_____.
Configuración electrónica, elementos químicos, símbolos, un átomo del elemento, su masa atómica, el promedio de la masa de cada isótopo. Radio atómico, Energía de ionización, Afinidad electrónica, Electronegatividad. Número atómico, configuración electrónica.
26
Número atómico (Z):
p+ presentes en el núcleo de un elemento.
27
Número de masa (A):
total de nucleones (p+ sumados a n0) en el núcleo de un átomo de un elemento. A = Z + n0
28
35
Cl
17
```
A = 35 nucleones
Z = 17 protones
N = 18 neutrones
```
29
Isótopos:
Tienen el mismo Z pero ≠ A: ≠ # neutrones
30
El cloro natural tiene dos isótopos:
• 75.77% de 35Cl (con masa isotópica = 34,9689 u)
• 24.23% de 37 Cl (con masa isotópica = 36,9659 u)
• Calcule la masa atómica del Cl.
Se hace la media ponderal de masas de c/isótopo: c/u por abundancia natural y se expresa como fracción másica:
A Cl = (34,9689u x 75.77%/100%) + (36,9659u x 24.23%/100%) = 35,45 u
31
Peso atómico de un elemento:
Igual a la masa atómica promedio para el elemento natural, expresado en u.m.a. (unidades de medida).
32
Configuración electrónica del 17Cl y explicar.
```
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
• Se encuentra en la zona p de la tabla periódica
• Se encuentra en el periodo 3
• Se encuentra en el grupo 7
• Tiene 7 electrones de valencia
```
33
Configuración electrónica del 20Ca y explicar.
```
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
• Se encuentra en la zona s de la tabla periódica
• Se encuentra en el periodo 4
• Se encuentra en el grupo 2
• Tiene 7 electrones de valencia 2
```
34
RADIO ATÓMICO:
Equivale a la mitad de la longitud entre los núcleos de dos átomos adyacentes. Representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa).
35
Radio atómico en la tabla periódica:
* Grupos, el radio atómico ↑ con el # atómico (Z) → hacia ↓
| * Períodos, el radio atómico ↓ al ↑ Z, hacia la derecha.
36
ELECTRONEGATIVIDAD:
Propiedad química que mide la capacidad de un átomo para atraer y RETENER hacia él los e- de un enlace químico (propiedad de los átomos enlazados). Afectada fundamentalmente por dos magnitudes, su masa atómica y la distancia promedio de los e- de valencia con respecto al núcleo atómico.
37
Electronegatividad (χ) y tipos de enlace:
Los diferentes valores de χ de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las χ de éstos se puede determinar, según la escala de Linus Pauling, si el enlace será:
* Iónico: diferencia superior o igual a 1,7
* Covalente polar: diferencia entre 1,7 y 0,4
* Covalente no polar: diferencia inferior a 0,4
38
Clasifique los siguientes enlaces: Si-Si, Si-Cl, Ca-F y N-H.
| Cl (3.0 Pauling), Si (1.8 Pauling), F (4.0 Pauling), Ca (1.0 Pauling), N (3.0 Pauling), H (2.1 Pauling).
Si-Si enlace covalente homopolar o puro (no polar)
Si-Cl enlace covalente polar
Ca-F Enlace ionico
N-H Enlace covalente Polar
39
Molécula:
Agregado de ≥ 2 átomos (del mismo elemento o ≥ 2 elementos) en una disposición definida, manteniéndose unidos a través de fuerzas químicas (enlaces químico).
40
Compuesto:
Constituido por dos o más elementos (ej. H2O)
| Una molécula no siempre es un compuesto (H2).
41
Moléculas Monoatómicas
Solo existen en la naturaleza como átomos sencillos los 6 gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn
42
H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, HCl, CO, CaO
Moléculas Diatómicas
43
CO2, MgCl2, NO2, O3, H2O.
Moléculas Triatómicas:
44
H2O2, NH3 , CH4, H2SO4, C6H6, CH4
Moléculas Poliatómicas (≥ 2):
45
Ion:
Átomo, grupo de átomos o molécula con carga neta + o –
46
Catión:
Átomo neutro pierde ≥ 1 e- → ion con carga +
47
Anión:
Átomo neutro gana = 1 e- ? ion con carga -
48
Catión Vs Anión:
Catión siempre más pequeño que el átomo del cual proviene (Tendencia de metales). Anión siempre más grande que el átomo del cual proviene (Tendencia de No metales)
49
Iones Monoatómicos:
Na+ , Cl- , Ca2+ , O2- , Al3+ , N3-
50
OH- , CN- , NH4+ , NO3-
Iones Poliatómicos
51
Cuántos p + y e - hay en:
27
Al 3+
13
78
Se 2 -
34
13 p + , 10 (13 – 3) e-
| 34 p + , 36 (34 + 2) e-
52
Fórmulas químicas
Representación de compuestos químicos. Expresa la composición de los compuestos: elementos presentes y la proporción en que se combinan.
53
Tipos de fórmulas químicas:
* Empíricas
* Moleculares
* Estructurales
54
Fórmulas empíricas
Indica los elementos presentes y la proporción mínima posible, en números enteros, entre sus átomos. No indica necesariamente el número real de átomos en una molécula. Ejemplos: H2O2 ? HO
55
Fórmula molecular.
Indica exactamente el tipo y # de átomos de c/elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.
56
Fórmulas estructurales
* > desarrolladas
* Composición exacta
* Posición espacial
* Idea de enlaces entre los átomos
* estructura real
57
¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de las siguientes moléculas?:
1) Acetileno, C 2 H 2 (soldadura)
2) Glucosa, C 6 H 12 O 6 (azúcar sanguíneo)
3) Óxido nitroso, N 2 O (anestésico, gas hilarante…).
1) CH, 2) CH2O, 3) N2O
58
Masa atómica:
Masa de un átomo, en uma
59
unm:
Masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de C-12
60
Masa atómica promedio:
Masa promedio de la mezcla natural de los isótopos.
61
Espectro masas del carbono: 98,892% át-C-12 con una masa de 12 uma. + 1,108% át-C-13 con una masa de 13,00335 uma. Calcular masa del C:
(98,892% x 12uma)/100% + (1,108%x13,00335uma)/100% = 11,867uma+0,1441uma = 12,011 u
62
Mol
SI: “Cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, partículas, etc.) como átomos hay en exactamente 12 g de 12 C”.
Experimentalmente: # átomos en 12 g de 12 C = 6,0221367 x 10^23 = # Avogadro
63
Litio Natural tiene:
7.42% 6 Li (6.015 uma)
92.58% 7 Li (7.016 uma)
Masa atómica promedio del Litio es:
(7.42% x 6.015 uma + 92.58% x 7.016 uma)/100 = 6.941 uma
64
Masa molar
Es la masa de 1 mol de _________ en gramos
| 1 mol de átomos 12 C = 6.022 x 10 23 átomos = 12.00 g
65
Masa molecular SO2
(O peso molecular) es la suma de la masa atómica (en uma) en una molécula.
1S 32.07 uma
2º 2 x 16.00 uma
SO2 64.07 uma
66
¿Cuántos átomos hay en 0,551 g de potasio (K)?
0,551 g K (1 mol K/ 39,10 g K) (6,022 x 10^23 at- K/1 mol K) = 8,49 x 10^21 at- K
67
¿Cuántos átomos de H hay en 72,5 g de isopropanol (C3H8O)?
1 mol C3H8O = (3x12) + (8x1) + 16 = 60 g C3H8O
1 mol C3H8O moléculas = 8 mol H atoms
1 mol H = 6,022 x 10^23 átomos H
72.5 g C3H8O (1 mol C3H8O /60 g C3H8O) (8 mol H atoms/ 1 mol C3H8O) (6.022 x 10 23 H atoms/ 1 mol H atoms) = 5,82 x 10^24 atoms H
68
Fórmula de la cafeína
C8H10N4O2
69
Composición porcentual de un elemento en un compuesto:
```
n x (masa molar del elemento/masa molar del compuesto) x 100%
n = # de moles del elemento en 1 mol del compuesto
```
70
Composición porcentual de Etanol C2H6O
```
%C = 2 x (12,01 g/46,07 g) x 100% = 52,14%
%H = 6 x (1,008 g/46,07 g) x 100% = 13,13%
%O = 1 x (16,00 g/46,07 g) x 100% = 34,73%
```
71
Determinación de fórmula de un análisis de una muestra de un azúcar aislado del DNA que dio los siguientes resultados: 44.77% C; 7,52% H; 47,71% O.
1. Se toman 100 gramos de muestra como base de cálculo. Así, la masa = %. 44.77g C; 7,52g H; 47,71g O.
2. Convertir masa a moles:
44,77g C x 1molC/ 12,01g = 3,727 mol de C
H= 7,46mol; O = 2,98 mol
3. Fórmula de prueba basada en moles: C 3,727 H 7,46 y O 2,98
4. Convertir a #s enteros para lo cual se divide por el menor: C= 3,727/2,98; H= 7,46/2,98 y O = 2,98/2,98
* C 1,25 H 2,50 O.
5. Aproximación # entero (x 4): C5H10O4 (desoxirribosa)
72
Determine la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente composición en masa.
K 24,75 %, Mn 34,77 %, O 40,51 %
n K = 24,75 g x (1 mol K/39,10 g K) = 0,6330 mol K
n Mn = 34,77 g Mn x (1 mol Mn/54,94 g Mn) = 0,6329 mol Mn
n O = 40,51 g O x (1 mol O/16,00 g O) = 2,532 mol O
n K = 0,6330, n Mn = 0,6329, n O = 2,532 ?/ 0,6329
KMnO 4
73
Combustión de etanol: 11,5 g
| Productos: 22,0 g CO 2 y 13,5 g H 2 O
g CO2 → mol CO2 → mol C → g C = 6,0 g C = 0,5 mol C
g H2O → mol H2O → mol H → g H = 1,5 g H = 1,5 mol H
g de O = g de muestra – (g de C + g de H) = 4,0 g O = 0,25 mol O
Fórmula empírica C 0,5 H 1,5 O 0,25 →/0.25
Fórmula empírica C2H6O
74
Una muestra de un compuesto contiene 1,52 g de N y 3,47 g de O. Se sabe que la masa molar de este compuesto está entre 90 y 95 g. Determine la fórmula molecular y la masa molar del compuesto.
g →moles
n N = 1,52 g de N x (1mol de N/ 14,01 g de N) = 0,108 moles de N
n O = 3,47 g de O x (1mol de O/ 16,00 g de O) = 0,217 moles de O
Fórmula empírica: N 0,108 O 0,217 → NO2
Masa molecular empírica= 14,01g + 2(16,00g) = 46,01g
(Masa molar/ Masa molar empírica) = (90g/46,01g) ≈ 2
F.M. = (FE) 2 =(NO 2 ) 2 = N 2 O 4
mmc= 2(46,01g) = 92,02g
