1.5. Moléculas, iones y fórmulas químicas

Unidad 1: Introducción al estudio de la materia

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
hidrogeno agua amoniaco metano etanol

 

Tipo de moléculas

Diatómicas:
Moléculas que contienen dos átomos.
di-ho di-he H2, Cl2, HCl
Poliatómicas:

Moléculas que contienen más de dos átomos.
homo poli CH3CH2OH, CHCl3, O3, C6H12O6,C5H5N, H2O
Homoatómicas:
Moléculas que contienen dos o más átomos de un mismo elemento (forman elementos).
di-ho (1) homo (1) H2, Cl2, O3, P4
Heteroatómicas:
Moléculas que contienen al menos dos átomos de dos o más elementos (forman compuestos).
tri poli (1) CH3CH2OH, CHCl3, H2O, C6H12O6, C5H5N

 

recuerda

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.
Na átomo neutro:

11 protones

11 electrones

Na+ catión:

11 protones

10 electrones

 

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

17 protones

17 electrones

cloruro 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:

NaCl

 

  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-

 

recuerda

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-

 

recuerda

Importante

Si nos referimos a una molécula de ácido sulfúrico, diremos que está formada por átomos de hidrógeno, H; azufre, S; y oxígeno,O, en la relación 2 : 1 : 4 y que su fórmula global es H2SO4.

Es decir, en una molécula de H2SO4, tenemos 2 átomos de H, 1 átomo de S y 4 átomos de O.

observación

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 C6H6
etileno carbono, C

hidrógeno, H

2: 4 C2H4 CH2=CH2 CH2CH2
acetileno carbono, C

hidrógeno, H

2 : 2 C2H2 HC≡CH
etanol carbono, C

hidrógeno, H

oxígeno, O

2 : 6 : 1 C2H6O CH3CH2OH CH3CH2OH
éter carbono, C

hidrógeno, H

oxígeno, O

2 : 6 : 1 C2H6O CH3OCH3 ter
amoníaco nitrógeno, N

hidrógeno, H

1 : 3 NH3 NH3 NH3
etilamina carbono, C

hidrógeno, H

nitrógeno, N

2 : 7 : 1 C2H7N CH3CH2NH2 CH3CH2NH2
dimetilamina carbono, C

hidrógeno, H

nitrógeno, N

2: 7 : 1 C2H7N CH3NHCH3 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 la etilamina 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.

ejercicios

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 fórmulas moleculares.

Analicemos 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 también es la mínima relación posible.

Fijémonos ahora en el benceno, C6H6, donde la relación que presenta entre los átomos C : H es 6 : 6 sin 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 átomos se 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

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 en gramos, 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 información se 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:

F1

F2

F3

Para determinar la fórmula empírica necesitamos conocer cuál es la relación mínima entre los átomos participantes, recuerda 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

ejercicios

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 A y B, que se muestran a continuación, justifica cuál de ellas le corresponde a la vitamina C:

P2AP2B

                 A                                                         B