Capítulo 2: Átomos, Moléculas y Iones

2.1 Teoría Atómica

La teoría atómica es la base de la química moderna y explica la naturaleza fundamental de la materia. Desde la antigüedad, filósofos como Demócrito propusieron que toda la materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos. John Dalton formalizó la teoría atómica en el siglo XIX, estableciendo postulados que aún son relevantes hoy en día.

• Definición de átomo: Partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades químicas.

• Postulados de Dalton:

  • Los elementos están formados por átomos.

  • Los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades.

  • Los compuestos se forman por la combinación de átomos en proporciones fijas y sencillas.

  • Las reacciones químicas implican reorganización de átomos, no su creación o destrucción.

• Leyes derivadas:

  • Ley de proporciones definidas (Proust): Un compuesto siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción de masa.

  • Ley de proporciones múltiples: Si dos elementos forman más de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del otro lo hacen en proporciones de números enteros pequeños.

  • Ley de conservación de la masa: La materia no se crea ni se destruye en una reacción química.

2.2 Estructura del Átomo

El átomo está compuesto por partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. Los experimentos científicos permitieron descubrir y caracterizar estas partículas.

• Electrón: Partícula con carga negativa, descubierta mediante experimentos con tubos de rayos catódicos.

• Protón: Partícula con carga positiva, localizada en el núcleo.

• Neutrón: Partícula sin carga eléctrica, también localizada en el núcleo.

Descubrimiento del electrón

El electrón fue descubierto por J.J. Thomson usando tubos de rayos catódicos, demostrando que los átomos contienen partículas negativas.

Modelos atómicos históricos

• Modelo de Thomson: El átomo es una esfera con carga positiva en la que se incrustan los electrones (modelo del pudín de pasas).

• Modelo nuclear de Rutherford: El átomo tiene un núcleo central pequeño y denso con carga positiva (protones), rodeado por electrones.

2.3 Número Atómico, Número de Masa e Isótopos

Los elementos se distinguen por su número atómico (Z), que es el número de protones en el núcleo. El número de masa (A) es la suma de protones y neutrones. Los isótopos son átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones.

• Número atómico (Z): Número de protones en el núcleo.

• Número de masa (A): Suma de protones y neutrones.

• Isótopos: Átomos con igual Z pero diferente A.

2.4 Masa Atómica

La masa atómica se expresa en unidades de masa atómica (uma) y corresponde a la masa promedio ponderada de los isótopos de un elemento según su abundancia natural.

• Cálculo de masa atómica promedio:

  • Se multiplica la masa de cada isótopo por su abundancia fraccionaria y se suman los resultados.

2.5 Número de Avogadro y Masa Molar

El número de Avogadro (NA) es el número de partículas en un mol de sustancia, igual a . La masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas o iones, expresada en gramos.

• Mol: Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 g de carbono-12.

• Masa molar: Masa (en g) de un mol de partículas; numéricamente igual a la masa atómica en uma.

2.6 Moléculas y Iones

Los átomos se combinan para formar moléculas y iones. Las moléculas pueden ser diatómicas o poliatómicas, mientras que los iones pueden ser cationes (carga positiva) o aniones (carga negativa).

• Molécula: Agregado de dos o más átomos unidos por enlaces químicos.

• Ion: Átomo o grupo de átomos con carga neta.

• Catión: Ion con carga positiva.

• Anión: Ion con carga negativa.

2.7 Fórmulas Químicas y Modelos Moleculares

Las fórmulas químicas expresan la composición de moléculas y compuestos iónicos. Existen diferentes formas de representar las moléculas: fórmulas moleculares, estructurales y modelos tridimensionales.

• Fórmula molecular: Indica el número exacto de átomos de cada elemento en una molécula.

• Fórmula estructural: Muestra cómo están unidos los átomos.

• Modelos moleculares: Representan la geometría y los enlaces de las moléculas.

2.8 Masa Molecular y Masa Fórmula

La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos en una molécula. Para compuestos iónicos, se utiliza el término masa fórmula.

• Cálculo de masa molecular:

  • Ejemplo para el agua:

2.9 Composición Porcentual y Fórmula Empírica

La composición porcentual indica el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. A partir de estos datos, se puede determinar la fórmula empírica, que muestra la proporción más simple de los átomos presentes.

• Fórmula empírica: Proporción mínima de números enteros de los elementos en un compuesto.

2.10 Determinación Experimental de Fórmulas Empíricas

La fórmula empírica se determina a partir de la composición porcentual experimental, aplicando la ley de conservación de la masa y calculando la cantidad de cada elemento presente.

2.11 Determinación de Fórmulas Moleculares

Para obtener la fórmula molecular a partir de la empírica, se requiere conocer la masa molar del compuesto. La fórmula molecular es un múltiplo entero de la empírica.

• Relación: , donde

Resumen

Este capítulo proporciona los fundamentos para comprender la estructura de la materia a nivel atómico y molecular, la importancia de los isótopos, el uso del mol y la masa molar, y la representación de compuestos químicos mediante fórmulas y modelos. Estos conceptos son esenciales para el estudio de la química general.