4. Unión entre átomos

Principal Arriba Enunciados

COMO SE AGRUPAN OS ÁTOMOS?

Os átomos forman todas as substancias gasosas, líquidas e sólidas que coñecemos. Pero como están os átomos agrupados nestas substancias?

Os átomos case nunca aparecen illados, coa excepción dos gases nobres. Sempre aparecen en agrupacións dun número limitado de átomos que chamamos moléculas, e en agrupacións dun número inmenso de átomos que chamamos redes cristalinas. Podemos pensar entón que os átomos prefiren estar unidos que separados, pero por que?

Se os átomos prefiren estar unidos é para conseguir máis estabilidade. Como conseguen estabilidade os átomos? Podemos fixarnos nos átomos que teñen menos necesidade de estar unidos, os gases nobres, a característica que os identifica é que teñen as capas electrónicas completas. Aínda que non entendamos moi ben por que isto supón máis estabilidade, pensa no seguinte modelo, un balón de fútbol está formado de parches cosidos, cando o balón é novo con todos os seus parches en bo estado é fácil de manexar e é moi predicible nos seus movementos, pero que pasa cun balón vello que ten algún parche roto, pois que xa non bota ben, ten un comportamento inestable. Non lle pasa o mesmo aos átomos pero pódenos visualizar que ter todos os parches, perdón electróns, a un átomo na súa capa máis externa proporciónalle máis estabilidade.

A diferenza dos gases nobres, que teñen a súa capa electrónica máis externa completa, os demais átomos sóbranlle ou lle faltan electróns para completar esta capa. Como pode conseguir un átomo ter configuración de gas nobre, que lle daría maior estabilidade, pois gañando, perdendo ou compartindo electróns.

Os gases nobres teñen unha configuración electrónica que acaba en ns2 np6 estes 8 electróns son os que lle dan estabilidade aos gases nobres. Os metais alcalinos teñen unha configuración electrónica que acaba en ns1, por tanto teñen tendencia a perder este electrón para conseguir a configuración do gas nobre anterior. Os metais todos caracterizaranse por perder electróns para dar ións positivos. Os halóxenos teñen unha configuración que acaba en ns2 np5, por tanto teñen tendencia a gañar un electrón para conseguir configuración de gas nobre. Os non metais comportaranse en xeral desta maneira. Esta tendencia que teñen os átomos para completar ultímaa capa denomínase Regra do octeto.

Outra forma de conseguir completar o octeto será compartindo electróns, como lle pasa ao carbono, ten catro electróns de valencia, son moitos para perdelos e son moitos os que tería que gañar, non haberá ións con carga tan alta, en xeral, por tanto completará o octeto compartindo electróns como xa veremos.

Este número de electróns que se perden, se gañan ou se comparten cando se unen os átomos chámase Número de oxidación, e seranos moi útil á hora de formular os compostos.

ENLACE QUÍMICO

Xa vimos que os átomos se enlazan para conseguir máis estabilidade. Chamamos enlace químico á interacción que se dá entre os átomos cando se unen para dar moléculas ou redes cristalinas. 

Dependendo dos átomos que se enlacen temos os distintos tipos de enlace . Enlace iónico, enlace covalente e enlace metálico. Tamén hai outras interaccións máis débiles que estudarás en cursos posteriores.

Enlace iónico: dáse entre átomos ou grupos atómicos que teñen carga eléctrica e chamamos ións. En compostos binarios, de dous elementos, dáse entre un metal e un non metal. O metal perde electróns para dar un ión positivo, ou catión, e o non metal gaña electróns para dar un ión negativo ou anión. Os cationes ou aniones tamén poden ser grupos de átomos como xa veremos. Os compostos iónicos forman redes cristalinas e son sólidos.

Enlace covalente: dáse entre átomos non metálicos. Caracterízase porque os átomos comparten electróns. Cando dous átomos únense mediante un enlace covalente cada átomo comparte un electrón co outro átomo para dar un par de enlace , no caso máis xeral. Os compostos covalentes forman moléculas e poden ser gases, líquidos e sólidos.

Enlace metálico: dáse entre átomos metálicos. Os átomos metálicos únense en estruturas cristalinas moi compactas nas que os electróns de valencia pódense mover con moita facilidade entre os átomos favorecendo as propiedades características dos metais como a condutividade eléctrica e térmica. Son todos sólidos coa excepción do mercurio que é líquido a temperatura ambiente.

ENLACE IÓNICO

O enlace iónico fórmase cando ións de distintos signo únense por forzas electrostáticas para dar redes cristalinas.

Os ións poden ser monoatómicos ou poliatómicos. Os ións monoatómicos perden ou gañan electróns para obter configuración electrónica de gas nobre. Os ións positivos chámanse cationes e os ións negativos chámanse aniones. Na rede cristalina cada ión dun signo rodéase de ións de signo contrario para dar unha estrutura que maximiza as forzas atractivas fronte ás repulsivas.
 

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE

Os non metais para estabilizarse necesitan gañar electróns para conseguir configuración de gas nobre. Iso é fácil nos compostos iónicos, porque hai metais que poden perder electróns, pero que pasa cando os non metais interaccionan entre eles, pois que non poden gañar electróns porque ninguén os quere perder, así que os comparten para gañar electróns sen que ninguén os teña que perder, intelixente non?

Imaxínate dous átomos de flúor que se aproximan, chega un momento en que as súas nubes electrónicas solapan dando unha zona de intersección na que están os electróns que se comparten por ambos os átomos. O par de electróns que se comparten é o que chamamos par de enlace covalente.

Os pares de electróns da zona de intersección son os pares de enlace, e os demais pares de electróns son os pares non enlazantes.

Estas estruturas que nos permiten entender como se comparten os electróns nos enlaces chámanse "estruturas de Lewis". Para debuxalas pintamos os electróns de valencia ao redor de cada átomo. Podemos darlle formas diferentes aos electróns de diferentes átomos. Con círculos rodeamos os electróns dun átomo e os que debe compartir para conseguir configuración de gas nobre. Os pares da zona de intersección son os pares de enlace e os demais pares son non enlazantes. Tamén podemos substituír os pares de electróns con barras para visualizar os enlaces e pares non enlazantes. Vexamos como se debuxan as estruturas de Lewis de varias moléculas sinxelas:

Molécula de Cl2

Molécula de N2

Molécula de H2O

EXERCICIOS PARA PRACTICAR 

ENLACE METÁLICO

Os metais se caracterizan por ter estruturas moi compactas e altas densidades, os seus átomos deben estar moi xuntos. Entre as súas propiedades características están a alta condutividade eléctrica e térmica. Dado que os electróns de valencia dos metais pódense perder con facilidade podemos supoñer un modelo no que os átomos se distribúen en estruturas cristalinas compactas e os electróns de valencia desprázanse entre eles con facilidade, é o que se denomina o modelo da nube electrónica.

PROPIEDADES DAS SUSTANCIAS IÓNICAS, COVALENTES E METÁLICAS

Neste cadro resumimos algunhas das propiedades máis importantes destas substancias:

  SUSTANCIAS IÓNICAS SUSTANCIAS COVALENTES SUSTANCIAS METÁLICAS
ESTRUTURA Rede cristalina formada por ións Moléculas Rede cristalina formada por átomos non metálicos Rede cristalina formada por átomos metálicos
ESTADO DE AGREGACIÓN Sólido Gas, líquido ou sólido Sólido Sólido, agás o Hg
PUNTO DE FUSIÓN Altos Baixs en xeral Moi altos Altos en xeral
CONDUCTIVIDADE Conductoras en disolución e fundidas Non conductoras Non conductoras, con excepcións como o grafito Moi boas conductoras da electricidade
SOLUBILIDADE Solubles en auga e disolventes polares En xeral insolubles en auga e solubles en disolventes apolares Insolubles en xeral Solubles en ácidos e entre eles en estado fundido para formar aliaxes
OTRAS PROPIEDADES Fráxiles, higroscópicos Presentan interaccións entre elas Gran dureza Dúctiles e maleables
EXEMPLOS Sal común (NaCl)

Caliza (CaCO3)

Auga (H2O)

Sacarosa (C12H22O11)

Diamante (C)

Cuarzo (SiO2)

Ouro (Au)

Bronce (Cu/Sn)

 

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

FÓRMULAS QUÍMICAS

Todas as substancias puras podémolas representar polas súas fórmulas químicas, que nos indican os átomos que as forman así como o número ou proporción destes átomos na devandita substancia. Por exemplo: H2O, NaCl, C4H10, CO2, etc

Temos dous tipos de fórmulas: 

A) As fórmulas moleculares que representan ás substancias covalentes que forman moléculas. Indícannos os elementos que forman a molécula e o número de átomos de cada elemento na mesma. Por exemplo, H2Ou, a fórmula da auga, non indica que cada molécula esta formada de dous átomos de hidróxeno e un de osíxeno.

B) As fórmulas empíricas que representan ás substancias cristalinas, xa sexan iónicas, covalentes ou metálicas. Como son estruturas dun número inmenso de átomos representamos só os elementos que as forman e a proporción entre os mesmos. Por exemplo, NaCl, o sal común, indícanos que na súa rede cristalina hai tantos átomos de sodio como de cloro.

Para identificar as substancias químicas usaremos as súas fórmulas químicas. Para iso debemos sabelas nomear e formular. Usaremos para iso a web www.alonsoformula.com

MASA MOLECULAR

Xa sabemos cal é a masa atómica dun elemento, é a masa media ponderal de todos os isótopos dese elemento en unidades de masa atómica. Podémolas atopar na Táboa periódica. Para calcular a masa molecular bastará sumar as masas atómicas dos elementos. Cando se trate de fórmulas empíricas de elementos cristalinos, como os sales, tamén falaremos de masa molecular, aínda que sería máis correcto chamala masa fórmula.

Para representar a masa atómica ou a masa molecular usaremos a letra M e entre paréntese indicaremos a substancia á que se refire, lembra que é moi importante indicar a unidade, u = unidade de masa atómica.

Exemplo 1: Indica a masa atómica do sodio (Na), do cloro (Cl), do osíxeno (O) e do hidróxeno (H).

Buscámolas na táboa periódica.

M(Na) = 22,99u      M(Cl) = 35,45u      M(O) = 16,00u      M(H) = 1,008u      

Exemplo 2: Indica a masa molecular da auga (H2O), do cloruro de sodio (NaCl), do dióxido de carbono (CO2) e do carbonato de calcio (CaCO3).

M(H2O) = 2·1,008u + 16,00u = 18,016u = 18u   Poderemos redondear estes valores para facilitar o cálculo.

M(NaCl) = 23u + 35,5u = 58,5u

M(CO2) = 12u + 2·16u = 44u

M(CaCO3) = 40u + 12u + 3·16u = 100u

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

O MOL

Ata aquí estamos a falar dos átomos e moléculas coma se puidésemolos ver e tocar, pero isto non é posible, son moi pequenos. O que se podemos ver e tocar son cantidades grandes de átomos e moléculas que medimos en gramos, por exemplo. Cando realizamos unha reacción dicimos reaccionan tantos gramos desta substancia con tantos destoutra, ou reacciona unha molécula desta substancia con dúas moléculas destoutra. Como relacionar a visión macroscópica (o que vemos e medimos en gramos) coa visión microscópica (os átomos e moléculas reais) dunha reacción química?

Enfrontámonos a un problema fundamental para os químicos. Se temos unha masa dunha substancia cantas partículas ten? Ou se temos un determinado número de moléculas que masa ten? Relacionar masa con número de partículas é esencial para realizar cálculos ao químico. Pero como facelo?

Hai dúas alternativas. Unha é fixar un número de partículas para cada substancia e medir a súa masa, por exemplo un cuatrillón de partículas, 1024, e medir a masa de 1024 partículas de calquera substancia, obteriamos unha táboa de innumerables valores tantos como substancias coñezamos.

Outra alternativa é partir dunha masa fixa de substancia, por exemplo 1 g e determinar cantas partículas contén. Tamén nos xera unha táboa de valores inmensa.

Pero neste caso temos unha mellor solución. Xa coñecemos un valor de masa para cada partículas como é a súa masa atómica ou a súa masa molecular, Por exemplo:

M(H) = 1u
M(O) = 16u
M(Fe) = 55,8u
M(H2O) = 18u
M(C6H12O6) = 180u
M(PCl5) = 208,25u

Un átomo de osíxeno ten unha masa 16 veces maior que a do hidróxeno, ou unha molécula de auga ten unha masa 18 veces maior que a do hidróxeno. Se usamos estas masas, que xa coñecemos, en gramos:

M(H) = 1g
M(O) = 16g
M(Fe) = 55,8g
M(H2O) = 18g
M(C6H12O6) = 180g
M(PCl5) = 208,25g

Todas deben conter o mesmo número de partículas. Pero cantas? Este é un dos valores determinado de máis formas diferentes polos químicos e o seu valor é 6,02·1023 Coñécese como número de Avogadro.

MASA Nº DE PARTÍCULAS
1g de H 6,02·1023 átomos de H
16g de O 6,02·1023 átomos de O
55,8g de Fe 6,02·1023 átomos de Fe
18g de H2O 6,02·1023 moléculas de H2O
180g de C6H12O6 6,02·1023 moléculas de C6H12O6
208,25g de PCl5 6,02·1023 moléculas de PCl5

É un valor inmenso, pero é real. 

Propóñoche un exercicio, supón que tes unha cullerada de auga, que poden ser uns 18 g de auga, é dicir un mol. Se puideses ir quitando moléculas de millón en millón cada segundo canto tardarías en baleirar a culler? Se che parece moito canto se tardaría de baleirala de billón en billón cada segundo.

O número de Avogadro ( NA) defínese como o número de átomos de carbono que hai en 12 g de 12C. E ten un valor de 6,02·1023 partículas, xa sexan átomos moléculas ou calquera outra. É dicir,

NA · M(12C) = 12g 

NA · 12u = 12g 

1u = 1/NA g

Polo tanto o Mol é a magnitude que relaciona a masa co número de partículas.

Para dar unha definición de Mol debemos ter en conta tanto a masa como o número de partículas.

Mol dun sistema material é a cantidade de substancia que contén un número de Avogadro ( NA) de partículas dese sistema, é dicir, 6,02·1023 partículas, e ten unha masa en gramos que coincide coa masa atómica, se as súas partículas son átomos, ou coa masa molecular se as súas partículas son moléculas.

Así un mol de átomos de sodio serán NA átomos de sodio, un mol de moléculas de cloro NA moléculas de cloro, mesmo, un mol de electróns son NA electróns, etc. 

Fíxate que así como unha ducia indica 12 obxectos, un mol indica para o químico 6,02·1023 obxectos.

Para calcular o número de moles dunha substancia podemos dividir o número de partículas entre o número de Avogadro. O número de moles representámolo pola letra n.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

MASA MOLAR

A masa molar dunha substancia é a masa dun mol desa substancia. Coincide coa masa atómica ou coa masa molecular expresada en gramos. Representarémola por Mm. As súas unidades son g/mol.

Mm(H) = 1g/mol
Mm(O) = 16g/mol
Mm(Fe) = 55,8g/mol
Mm(H2O) = 18g/mol
Mm(C6H12O6) = 180g/mol
Mm(PCl5) = 208,25g/mol

Para calcular o número de moles dunha substancia tamén podemos dividir a masa desa substancia entre a masa molar.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

VOLUME MOLAR

En sólidos e líquidos o volume molar está relacionado coa masa molar a través da densidade. d = Mm/Vm

Máis interese ten o volume molar dos gases, xa que segundo a lei de Avogadro volumes iguais de diferentes gases, a igualdade de presión e temperatura, teñen o mesmo número de partículas. Pode parecer raro pero pensa que nos gases as partículas están a grandes distancias unhas doutras, polo tanto o seu tamaño non inflúe no volume do gas.

O volume molar de calquera gas a 0ºC de temperatura e unha atm de presión é 22,4L. Esta presión e esta temperatura son o que se coñecen como condicións normais de presión e temperatura.

Para calcular o número de moles dun gas tamén podemos dividir o volume dese gas entre o seu volume molar.

Déixovos este vídeo de resumo:

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

COMPOSICIÓN CENTESIMAL DUNHA SUSTANCIA

A fórmula dun composto permítenos coñecer a cantidade de cada un dos elementos que participan no composto. A masa de cada un dos elementos nun mol podémola comparar coa masa molar, se esta relación dámola en porcentaxe temos o que chamaremos a composición centesimal. 

A composición centesimal dun composto é a cantidade de cada elemento que hai en 100 g de composto.

 

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

COMPOSICIÓN DUNHA DISOLUCIÓN

As disolucións son mesturas homoxéneas, que poden ser sólidas, líquidas ou gasosas.

As disolucións compóñense de soluto e disolvente. O soluto é o compoñente que está en menor proporción e o disolvente o que está en maior proporción. Aínda que non sempre é así, hai sales que se disolven tanto en auga que temos máis peso de sal que de auga, pero como a disolución ten o mesmo estado físico que a auga, é dicir líquido, esta será o disolvente.

A composición dunha disolución podémola dar de forma cualitativa dicindo se é diluída ou concentrada, pero se queremos ser máis precisos debemos dar a concentración. 

A concentración dunha disolución é a relación entre a cantidade de soluto e a cantidade de disolución.

Dependendo das unidades en que deamos a cantidade de soluto e disolución temos as distintas formas de dar a concentración. Moitas se usan na nosa vida diaria.

Concentración en porcentaxe en masa

Esta é a forma de expresar a concentración que tamén aparece nas etiquetas dos produtos do supermercado. Os compoñentes dun produto ordénanse na etiqueta en orde descendente da súa concentración en porcentaxe en masa, nalgúns casos cuantifícase esta concentración. Vexamos esta etiqueta:

Observa que neste cacao soluble o ingrediente que contén en maior porcentaxe é o azucre. Se buscamos na información nutricional observamos que a cantidade de azucre é de 70 g por cada 100 g totais, é dicir do 70% en masa. 

Hai marcas que aínda conteñen máis azucre:

Lembra, os ingredientes indícanche os compoñentes ordenados pola porcentaxe en masa, pero non sempre indican esta porcentaxe:

Podemos atopar as porcentaxes na información nutricional:

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

   Concentración en porcentaxe en volume

Esta forma de expresar a concentración aparece nas bebidas alcohólicas, son equivalentes os graos alcohólicos á porcentaxe en volume. Se unha cervexa é de 6º significa que é do 6% en volume de alcol. Hoxe xa o indican con % vol.

Coidado coas cervexas, as cervexas SEN poden ter ata o 1% de alcol, enganoso non?

Hai que ser conscientes de que o alcol é un tóxico sexa na cantidade que sexa. Non é bo para a saúde aínda que sexa en pequenas doses. Pero se observamos os altos contidos en alcol dalgunhas bebidas compréndese a preocupación que o uso social do alcol pode ter na saúde das persoas. Ser conscientes do alcol que se inxere pode ser motivo de reflexión e disuadirnos dun costume social nada sa.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

Concentración en masa entre volume

Esta forma de concentración tamén é moi común nas etiquetas. Fíxate nas etiquetas da auga mineral por exemplo. As unidades dependen de en que unidades expresemos a masa e o volume.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

Molaridade

A molaridade non adoita aparecer na vida diaria, é unha forma de expresar a concentración típica do mundo da química. As súas unidades son mol/L.

SIMULACIÓN: MOLARIDADE, en phet.colorado.edu

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

Arriba Enunciados

 

WWW.ALONSOFORMULA.COM
Formulación Inorgánica  Formulación Orgánica 
Formulación Inorgánica  Formulación Orgánica 
Formulació Inorgánica  Formulació Orgánica 
Ezorganikoaren Formulazioa  Nomenclature of Inorganic Q. 
Física y Química de ESO  Física e Química de ESO 
FQ de 1º de Bachillerato  FQ de 1º de Bacharelato 
Química de 2º de Bachillerato  Prácticas de Química