martes, 10 de julio de 2007

Moléculas. Compuestos moleculares y Formulas químicas.

En química, una molécula es una partícula formada por un conjunto de átomos ligados o unidos por enlaces covalentes o metálicos (en el caso del enlace iónico no se consideran moléculas, sino redes cristalinas) , de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar un número considerable de vibraciones moleculares.


Hay moléculas de un mismo elemento, como O2, O3, N2, P4..., pero la mayoría de ellas son uniones entre diferentes elementos.



La química orgánica y gran parte de la química inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química física y, especialmente, la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad de las moléculas. La bioquímica se conoce también como biología molecular, ya que estudia a los seres vivos a nivel molecular.


Molécula de ADN (orgánica).

La estructura molecular puede ser descrita de diferentes formas. La fórmula química es útil para moléculas sencillas, como H2O para el agua o NH3 para el amoníaco. Contiene los símbolos de cada elemento que contiene la molécula, así como su proporción por medio de los subíndices.

Para moléculas más complejas, como las que se encuentran comúnmente en química orgánica, la fórmula química no es suficiente, y vale la pena usar una fórmula estructural, que indica gráficamente la disposición espacial de los distintos grupos funcionales.




Cuando se quieren mostrar otras propiedades moleculares (como el potencial eléctrico en la superficie de la molécula), o se trata de sistemas muy complejos, como proteínas, ADN o polímeros, se utilizan representaciones especiales, como los modelos tridimensionales (físicos o representados por ordenador). En proteínas, por ejemplo, cabe distinguir entre estructura primaria (orden de los aminoácidos), secundaria (primer plegamiento en hélices, hojas, giros...), terciaria (plegamiento de las estructuras tipo hélice/hoja/giro para dar glóbulos) y cuaternaria (organización espacial entre los diferentes glóbulos).

El Mol.

Puesto de manera simple, el mol representa un número. Tal como el término 'docena' se refiere al número 12, el mol representa el número 6.02 x 1023.

El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol.

Comúnmente nos referimos al número de objetos en un mol, o sea, el número 6.02 x 1023, como el número de Avogrado. Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contienen un número igual de moléculas.


Amadeo Avogadro.

Masa Molar
Una muestra de cualquier elemento
con una masa igual al peso atómico de ese elemento (en gramos) contiene precisamente un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos). Por ejemplo, el helio tiene un peso atómico de 4.00. Por consiguiente, 4.00 gramos de helio contienen un mol de átomos de helio.

Otros pesos atómicos están enumerados en la tabla periódica. Para cada elemento enumerado, que mide una cantidad del elemento igual a su peso atómico en gramos, se producirá 6.02 x 1023 átomos de ese elemento.

El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.



Átomo de hidrógeno.

Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas.

Peso Molecular
Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.

Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.

Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes

2 moles H

+

1 mol O

=

1 mol de agua

hydrogen-small hydrogen-small
oxygen-small
water molecule-small

2 * 1.01 g

+

16.00 g

=

18.02 g


Una botella llenada con exactamente 18.02 g de agua debería contener 6.02 x 1023 moléculas de agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos descrito con anterioridad, tambíen se aplica a las moléculas. De esta manera, 9.01 g de agua debería contener 1/2 de mol, o 3.01 x 1023 moléculas. Se puede calcular el peso molecular de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos que conforman el compuesto.

El cálculo del peso molecular es sencillo. Tomamos la fórmula molecular de un compuesto, tomamos los pesos atómicos de los elementos que lo componen y multiplicamos cada peso atómico por el subíndice que corresponde al elemento según la fórmula molecular. Veamos, como ejemplo, el caso de la sal de mesa, cloruro de sodio (NaCl). Los pesos atómicos de los elementos son: Na, 22,9898 y Cl, 35.5. Según la fórmula molecular, tenemos un subíndice igual a 1 en ambos casos. Entonces hagamos una tabulación:

Na 22,9898 \times 1 = 22,9898

Cl 35.5 \times 1 = 35.5

Suma 58.4898 g/mol

Intentemos con la sacarosa, C12H22O11, y hacemos la siguiente tabulación

C 12.0 \times 12 = 144.0

H 1.0 \times 22 =  22.0

O 16.0 \times 11 = 176.0

Suma 342.0 g/mol.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen. Por ejemplo, una molécula de metano CH4 contiene 1 átomo de C y 4 de H. Por consiguiente, un mol de CH4 contiene un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos de hidrógeno. El tanto por ciento (porcentaje) es la parte dividida por el total y multiplicada por 100 (o simplemente partes por 100), por ello puede representarse la composición centesimal del metano, CH4 como:


Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.
% elemento = masa del elemento x 100
masa total del compuesto

Ejemplo: H2SO4

Masa molecular = 98 grs









Formulación química es la disciplina que regula las convenciones a emplear en la utilización de fórmulas químicas. Una fórmula química se compone de símbolos y subíndices, correspondiéndose los símbolos con los de los elementos que formen el compuesto químico a formular y los subíndices con las necesidades de átomos de dichos elementos para alcanzar la estabilidad molecular. Así, sabemos que una molécula descrita por la fórmula H2SO4 posee dos átomos de Hidrógeno, un átomo de Azufre y 4 átomos de Oxígeno.

Tipos de fórmulas

  • Fórmula empírica o fórmula mínima: determina los átomos que componen a la sustancia y la relación mínima entre ellos. Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería C2H5.
  • Fórmula molecular: indica los átomos que componen a la sustancia y la cantidad exacta de cada uno en una molécula (no puede simplificarse). Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería C4H10O2.
  • Fórmula semidesarrollada: es la que se utiliza con preferencia en química, sólo se desarrollan algunos enlaces, manteniendo algunas partes con la fórmula molecular. Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería CH3-CH2-CH(OH)-CH2OH.
  • Fórmula desarrollada o Fórmula estructural: es una representación de la molécula que indica qué átomo se une con cuál, y mediante qué enlace. Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería:

H  H  H  H
| | | |
H——C——C——C——C——OH
| | | \
H H O-H H
Fórmula del 1,2-butadiol
Fórmula empírica:

A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen.
Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O.

En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.

La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica.

Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6 y su fórmula empírica CH3.

Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades moleculares y sólo es posible hablar de fórmula empírica: NaCl.

La fórmula empírica es aquella que indica 1. los elementos que componen la molécula y 2. en qué proporción están entre sí. Se llama empírica porque es la que se deduce de los experimentos de combustión. Veamoslo con un ejemplo:

Tenemos un compuesto cuya combustión revela que contiene un 25,7% de C, un 1,43% de H y un 50,0% de Cl en peso ¿Cuál es su fórmula empírica?

Pasos a seguir:

  1. Primero. El contenido en O se obtiene por diferencia: 100 - 25,7 - 1,43 - 50,0 = 22,8%
  2. Segundo. Calcular el contenido de cada elemento en moles (si no sabes hacer esto dirigete a un curso de química básica). C = 25,7/12 = 2,14; H = 1,43/1; Cl = 50/35,5 = 1,43 y O = 22,8/16 = 1,43.
  3. Tercero. Dividir cada uno de los número obtenidos por el menor. Debemos obtener un números enteros o casi enteros. Redondeamos y obtenemos C = 2,14/1,43 = 1,5; H = 1; Cl = 1; O = 1. En este caso hemos obtenido un semientero. Toda la serie se puede convertir en enteros multiplicando por 2. Y tenemos C = 3, H = 2; Cl = 2 y O = 2.
  4. Escribimos la fórmula empírica: C3H2O2Cl2.

La fórmula molecular indica qué elementos forman parte de una molécula y qué cantidad de ellos hay. No confundir el número de átomos de una molécula (fórmula molecular) con la proporción de los mismos (fórmula empírica). Así, si tenemos una molécula que contiene dos átomos de carbono y cuatro de hidrógeno su fórmula molecular sería C2H4 mientras que la empírica sería CH2

La fórmula estructural revela, además de los elementos que componen la molécula y su número, cómo están dispuestos y enlazados entre sí.

La fórmula estructural hace una representación de cómo se encuentran unidos los átomos, es decir, cual está unido a cual, a cuantos y en que orden.

Por ejemplo, el agua sería H-O-H



La fórmula estructural da la misma información que la fórmula empírica a la que se añade toda la información relativa a la topología.

En el caso del agua poco más se puede decir. Sin embargo, las fórmulas estructurales son muy importantes en química orgánica (especialmente) y en química inorgánica. La fórmula estructural es la que permite diferenciar unos isómeros de otros. Por ejemplo, el C2H6O es un compuesto orgánico que corresponde con dos fórmulas estructurales:

-etanol CH3-CH2-OH




-éter CH3-O-CH3




A las tres anteriores podemos añadir la fórmula espacial que indica lo mismo que la fórmula estrucural y además, la disposición de sus átomos en las tres dimensiones del espacio.

1 comentario:

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