A NATUREZA DA MATERIA

Transcrição

1 A NATUREZA DA MATERIA ÍNDICE 1. CAMBIOS NA MATERIA 1.1. Cambios físicos 1.2. Cambios químicos 2. CLASIFICACIÓN DA MATERIA 2.1. Substancias puras: elementos e compostos 2.2. Mesturas: homoxéneas e heteroxéneas 2.3. Separación dos compoñentes dunha mestura 3. AS LEIS PONDERAIS 3.1. Lei de conservación da masa 3.2. Lei das proporcións definidas 3.3. Teoría atómica de Dalton 4. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 3.1. Lei de conservación da masa 5. LEIS VOLUMÉTRICAS 5.1. Lei dos volumes de combinación 5.2. Hipótese de Avogadro 6. MASAS ATÓMICAS E MOLECULARES. O MOL 6.1. O mol Mol e masa Mol e volume de gases 7. OS GASES 7.1. As leis dos gases 7.2. Gas ideal. Ecuación de estado 8. CÁLCULOS CON FÓRMULAS: FÓRMULAS EMPÍRICAS E MOLECULARES 8.1. Fórmulas moleculares 8.2. Fórmulas empíricas 8.3. Relación entre fórmula molecular e fórmula empírica 8.4. Composición centesimal dunha substancia 8.5. Determinación de fórmulas empíricas e moleculares 9. NÚMERO ATÓMICO, NÚMERO MÁSICO E ISÓTOPOS 10. ESPECTROMETRÍA DE MASAS 11. ESPECTROSCOPÍA

2 1. Cambios na materia Coa materia podemos facer dous tipos de transformacións: cambios físicos e químicos Cambios físicos Se temos café en gran e o moemos seguimos tendo café, agora en po. Se temos auga sólida e a quentamos teremos auga líquida. Cando disolvemos azucre en auga seguimos tendo azucre e auga que podemos separar doadamente. Cando a materia se somete a un cambio físico non cambian as substancias que forman esa materia. En moitos casos pódese volver doadamente, por procedementos físicos, á situación inicial Cambios químicos Cando o viño se avinagra ou un anaco de madeira se queima, si cambian as substancias. O etanol do viño desaparece e fórmase o ácido acético do vinagre. Os compoñentes da madeira desaparecen, fórmanse gases e queda un resto carbonoso sólido que chamamos cinza. Cando se altera a composición da materia que experimenta o cambio, cando se altera a natureza das substancias que a forman, atopámonos ante un cambio químico. Son sinxelos de recoñecer pois fórmanse novas substancias e desaparecen as que tiñamos ao principio. Estes cambios químicos chámanse reaccións químicas e serán obxecto dun estudo detido noutros capítulos. 2. Clasificación da materia Segundo a súa composición e propiedades distínguense diferentes tipos de materia. Unha primeira clasificación permítenos distinguir entre substancias puras e mesturas Substancias puras: elementos e compostos A palabra substancia na linguaxe cotiá utilízase como sinónimo de materia pero en linguaxe científica ten un significado moi concreto, como se indica a continuación. As substancias puras teñen unha composición constante que se pode representar por unha fórmula ou un símbolo e teñen unha serie de propiedades características que permite identificalas, como a densidade, os puntos de fusión e de ebulición, a calor específica, a condutividade eléctrica, o carácter oxidante... Unha substancia pura como o cobre pódese identificar pola súa densidade, 8,96 g/cm 3 ; polo seu punto de fusión, 1083 º C, e polo seu punto de ebulición, 2567 ºC. 1

3 Outra substancia pura, a auga, pódese identificar pola súa densidade, 0,998 g/cm 3 ; polo seu punto de fusión, 0 º C, e polo seu punto de ebulición, 100 º C. Á súa vez, as substancias puras pódense clasificar en elementos e compostos: Elementos: están formados por un só tipo de átomos, non se poden descompoñer en substancias máis simples. Exemplos: a prata (Ag), o aluminio (Al.)... Os elementos represéntanse mediante unha ou dúas letras (a primeira maiúscula e a segunda minúscula) que reciben o nome de símbolo do elemento. Todos os elementos coñecidos están clasificados na Táboa Periódica que tés no APÉNDICE xunto cun listado do seu nome e símbolo. Compostos: están formados por dous ou máis elementos. Por métodos químicos pódense descompoñer nos elementos que os forman. Exemplos: a auga (H 2 O), que se pode descompoñer en hidróxeno (H 2 ) e osíxeno (O 2 ); o sal común ou cloruro sódico (NaCl) que se pode descompoñer en cloro (Cl 2 ) e sodio (Na). A partícula máis pequena dun composto chámase molécula e está formada pola unión dos átomos dos elementos que forman o composto. Os compostos represéntanse mediante unha fórmula, que indica que elementos forman o composto e cantos átomos de cada un forman unha molécula de composto. P. ex. a fórmula do butano é C 4 H 10, o que indica que o butano está formado por carbono e hidróxeno e que cada molécula está formada por 4 átomos de carbono e 10 de hidróxeno Mesturas: homoxéneas e heteroxéneas Están formadas por dúas ou máis substancias puras que conservan as súas propiedades características, é dicir, as propiedades das mesturas participan das propiedades das substancias que as forman. Unha mestura de auga e azucre conserva o estado físico da auga e o sabor doce do azucre. A diferenza das substancias puras, as mesturas non teñen unha composición fixa, polo que tampouco as súas propiedades son constantes. Non teñen unha densidade constante senón que esta depende das densidades dos seus compoñentes e da proporción en que estes se atopen. Tampouco teñen, como teñen as substancias puras, puntos de fusión e de ebulición característicos. As mesturas, á súa vez, poden ser homoxéneas ou heteroxéneas: Mesturas homoxéneas: teñen aspecto uniforme e a súa composición é a mesma en toda a mestura. Chámaselles disolucións. Exemplos: a auga do mar, o viño, o aire, o aceiro inoxidable... Mesturas heteroxéneas: a simple vista pódense apreciar partes diferenciadas. A composición non é igual en toda a mestura. Exemplos: area con azucre, o granito... 2

4 2.3. Separación dos compoñentes dunha mestura En calquera mestura se poden separar as substancias que a forman utilizando procedementos físicos, baseándonos en propiedades que son diferentes para os distintos compoñentes da mestura. Para separar unha mestura de area e azucre baseariámonos na diferente solubilidade destas substancias en auga. Engadiriamos auga á mestura e o azucre disolveríase, pero a area non. Filtrando teriamos a area e se queremos recuperar o azucre, separariámola da auga baseándonos en que estas substancias pasan a estado gasoso a diferentes temperaturas. Deixariamos que se evaporase a auga e quedaríanos o azucre no fondo do recipiente. Figura 1: Clasificación da materia 3. As leis ponderais As leis ponderais correspóndense cos primeiros estudos científicos sobre os cambios químicos, realizados na segunda metade do século XVIII. Para comprender a dificultade destes primeiros pasos da química como ciencia hai que ter en conta que entón non se coñecía, como coñecemos agora, a natureza atómica da materia. Para xustificar estas leis Dalton elaborou a principios do século XIX a primeira teoría atómica de carácter científico Lei de conservación da masa Os primeiros químicos compartiron un interese especial por coñecer a relación entre as cantidades das substancias iniciais e finais que interveñen nun cambio químico. Foi Lavoisier, considerado o pai da Química, quen, tras unha utilización sistemática da balanza, establece a finais do século XVIII a primeira lei das combinacións químicas, a lei de conservación da masa: 3

5 Durante un cambio químico a masa do sistema permanece invariable ou, dito doutra forma, a masa dos corpos reaccionantes (substancias iniciais) é igual á masa dos produtos da reacción (substancias finais). Ao reaccionar 2 g de hidróxeno con 16 g de osíxeno dan 18 g de auga ( = 18) Lei das proporcións definidas Proust, ao igual que Lavoisier, utilizando sistematicamente a balanza e o método científico, chegou á conclusión de que todo composto contén sempre os mesmos elementos nas mesmas proporcións. En 1801 deu a coñecer a lei das proporcións definidas: Cando dous ou máis elementos se combinan para formar un determinado composto fano nunha relación de peso constante. Así, sempre que o hidróxeno e o osíxeno se combinan para formar auga, fano nunha relación masa de osíxeno por masa de hidróxeno (m osíxeno / m hidróxeno ) igual a 8. Isto permítenos saber, p. ex., que cantidade de osíxeno se combinará con 50 g de hidróxeno para formar auga, pois m osíxeno / 50 = 8, logo a masa de osíxeno será 400 g Lei das proporcións múltiples É posible que a combinación de dous ou máis elementos orixine máis de un único composto. O químico inglés John Dalton atopou unha relación entre as cantidades dun mesmo elemento que intervén na formación de compostos distintos: Cando unha mesma cantidade dun elemento reacciona con cantidades distintas doutro elemento para formar compostos diferentes, entón as masas do outro elemento manteñen entre si unha relación de números sinxelos. Por exemplo, o ferro e o osíxeno poden reaccionar entre eles para formar dous compostos distintos. Se collemos 100 gramos de cada un veremos que: - composto 1: contén 77,7 gramos de ferro e 22,3 gramos de osíxeno - composto 2: contén 69,9 gramos de ferro e 30,1 gramos de osíxeno Se collemos unha mesma cantidade de ferro, por exemplo 10 gramos, e miramos a cantidade de osíxeno que con el se combina para formar cada un dos dous compostos anteriores veriamos que: x 22,3 - composto 1:,, x 2, 87 g de osíxeno 10 77,7 x 30,1 - composto 2:,, x 4, 31g de osíxeno 10 69,9 Así, atendendo á lei das proporcións múltiples, sucede que: 4,31 2,87 1,

6 4. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON As leis anteriores non se puideron xustificar ata que Dalton formulou, en 1803, a súa teoría atómica, cos seguintes postulados: 1. Os elementos químicos están constituídos por partículas moi pequenas e indestrutibles chamadas átomos. 2. Todos os átomos dun mesmo elemento químico son iguais en masa e demais propiedades. 3. Os átomos de diferentes elementos teñen diferente masa e propiedades. 4. Os compostos fórmanse pola unión de átomos de diferentes elementos, nunha relación numérica sinxela. Dalton utilizou símbolos para representar os átomos, algúns deles son: Osíxeno Hidróxeno Carbono Ferro Figura 2: Algúns símbolos atómicos de Dalton Os postulados da teoría de Dalton permiten explicar doadamente, por exemplo, a lei de conservación da masa: Ao ser os átomos indivisibles, unha reacción química non cambia nin a cantidade nin o tipo de átomos, simplemente estes agrúpanse de forma diferente. Polo tanto ao non desaparecer átomos non cambia a masa. Esta teoría supuxo un grande avance ao permitir xustificar o que acontecía nas reaccións químicas, pero aínda así non explicaba ben o que sucedía co volume dos gases durante as reaccións químicas. Veremos isto no seguinte apartado. 5. LEIS VOLUMÉTRICAS Moitos elementos e compostos son gases e resulta máis doado medir o volume que a masa, polo que se realizaron multitude de experiencias medindo volumes e non masas. Tales experimentos deron como conclusión as seguintes leis: 5.1. Lei dos volumes de combinación Gay Lussac estudou as relacións entre os volumes dos gases iniciais e finais dun cambio químico e, en 1808, formulou a lei dos volumes de combinación: 5

7 En calquera reacción química os volumes de todas as substancias gasosas que interveñen na reacción gardan unha relación de números sinxelos. Exemplos: 1 litro de osíxeno e 2 litros de hidróxeno dan 2 litros de auga (1:2:2) 1 litro de nitróxeno e 3 litros de hidróxeno dan 2 litros de amoníaco (1:3:2) Isto non se podía xustificar a partir da teoría de Dalton. Así, por exemplo, para o caso da auga deberiamos agardar que se obtivera 1 litro e auga partindo de dous litros de hidróxeno e un litro de osíxeno, segundo o esquema seguinte: Figura 3: Predición da teoría de Dalton para a formación da auga Como vemos, de ningún xeito a teoría de Dalton pode explicar a relación 1:2: Hipótese de Avogadro Avogadro, en 1811, suxire que as partículas de gases elementais (hidróxeno, osíxeno, nitróxeno, flúor, cloro) non son átomos senón agrupacións de átomos ás que chamou moléculas. Ademais, para xustificar o comportamento dos volumes dos gases nas reaccións químicas introduce a súa hipótese, que di así: En volumes iguais de gases diferentes, medidos coas mesmas condicións de presión e de temperatura, existe o mesmo número de moléculas. Así, en un litro de calquera gas, sempre que midamos nas mesmas condicións de presión e temperatura, haberá o mesmo número de moléculas. Se aplicamos a hipótese de Avogadro a unha reacción entre gases, podemos xustificar a Lei dos volumes de combinación, para a auga. Segundo Avogadro, ambos gases están formados por moléculas diatómicas que ao reaccionar se combinan formando dúas moléculas de auga (cada unha delas formada por dous átomos de hidróxeno e un de osíxeno). Figura 4: Comprobación da Lei dos volumes de combinación 6

8 Máis adiante, ao estudar o concepto de mol, veremos máis consecuencias da hipótese de Avogadro. 6. MASAS ATÓMICAS E MOLECULARES: O MOL Como os átomos son extremadamente pequenos (unha mouta de po pode conter átomos), non se dispón de balanzas que midan a masa dun átomo e non son apropiadas as unidades de masa habituais (g, Kg). O que se fai é comparar a masa dun átomo coa masa doutro átomo (medir é comparar). Establécese como unidade de medida das masas dos átomos a unidade de masa atómica (u.m.a.), que é a doceava parte da masa dun átomo de carbono12. Evidentemente, un átomo de C-12 terá unha masa de 12 uma (se collemos doce 1/12 estamos a coller o átomo enteiro). Figura 5: Definición de unidade de masa atómica Se dicimos que a masa atómica do sodio Na é 23 u.m.a., isto quere dicir que a masa dun átomo de sodio é 23 veces a de unha u.m.a. ( 23 veces a doceava parte da masa dun átomo de carbono12). Na Táboa Periódica entregada no APÉNDICE tés as masas atómicas de todos os elementos. No caso dos compostos deberemos calcular a súa masa molecular, sumando as masas atómicas dos elementos que os forman e tendo en conta cantos átomos de cada elemento forman unha molécula. Por exemplo, a masa molecular dióxido de carbono (CO 2 ) será: Dado que cada molécula está formada por 2 átomos de osíxeno e 1 átomo de carbono; masas atómicas do C = 12 e do O = 16 C: 12x1 = 12 O: 16x2 = uma 6.1. O Mol Como os átomos e as moléculas son pequenos, no laboratorio nunca imos traballar cun átomo ou unha molécula ou uns poucos átomos ou moléculas, senón que 7

9 traballaremos sempre con millóns destas partículas, polo tanto, teremos que contar cunha unidade especial para describir unha cantidade tan grande de partículas. Igual que para contar cantidades de cousas pequenas manexamos conceptos como ducia (unha ducia de ovos), cento (un cento de pementos)..., en química utilizaremos o mol. Un mol é a cantidade de materia (de calquera substancia) que contén 6, partículas. Así, un mol de electróns representa a 6, electróns, 1 mol de ferro a 6, átomos de Fe (porque os átomos son as partículas dun elemento como o ferro), 1 mol de auga a 6, moléculas de H 2 O (porque as moléculas son as partículas dun composto como a auga). O mol, como irás vendo, é unha unidade básica para realizar cálculos en química, aínda que serviría para medir calquera tipo de materia e así 1 mol de persoas serían 6, persoas ou 1 mol de euros serían 6, euros. Este número é tan grande ( ) que aínda non foi emitida esa cantidade de euros (serían millóns de euros... un billón de veces). O número 6, , que indica as unidades que contén un mol, chámase Número de Avogadro e adóitase representar por NA Mol e masa NA non é un número arbitrario, posto que nos vai facilitar o noso traballo con masas no laboratorio, xa que o número que nos indica a masa dun átomo en u.m.a. vai coincidir co número que nos indica a masa dun mol en gramos. Polo tanto, se a masa dun átomo de calcio é 40 u.m.a., a masa de un mol de átomos de calcio é 40 gramos. Un mol de calquera substancia pura ten unha masa en gramos igual á súa masa atómica ou molecular en uma. Así, sabemos que 6, átomos de Ca = 1 mol de Ca = 40 g de Ca; de xeito similar temos que 6, moléculas de CO 2 = 1 mol de CO 2 = 44 g de CO 2 Agora poderemos relacionar a masa dunha substancia pura co número de moles da mesma: Por exemplo, se nos preguntan cantos moles son 200 g de auga, procederemos así: - Cos datos de masas atómicas calculamos a masa de un mol de auga, H 2 O: 1x2 + 16x1 = 18 g (masa molecular Mm) - Escribimos unha proporción ou regra de tres, 1 mol de auga ten unha masa de 18 g X mol de auga terán unha masa de 200 g X = 1x200/18 = 11,1 mol de auga. 8

10 Fíxate no cálculo final: obtivemos o número de moles dividindo a masa da auga (200 g) entre a súa masa molecular (18 g/mol significa que son 18 g por cada mol que collamos). Entón podemos establecer como norma, que para calcular o número de moles dunha substancia pura, basta dividir a súa masa en gramos pola masa molecular: n = m/mm onde n = nº de moles; m = masa de substancia Así, se queremos saber cantos moles son 500 g de dióxido de carbono (CO 2 ): m = 440 g ; Mm = 44 g/mol (xa a temos calculada con anterioridade) n= m/mm n= 440/44 = 10 mol de dióxido de carbono No caso de que nos pediran os gramos de CO 2 que hai en 0,025 mol de CO 2 : n = 0,025 mol; Mm = 44 g/mol n= m/mm m = n Mm m = 0,025x44 = 1,1 g de dióxido de carbono Mol e volume de gases. Ecuación de estado dos gases ideais No caso dos gases, como consecuencia da Hipótese de Avogadro, (volumes iguais de gases - en idénticas condicións de presión e temperatura - teñen o mesmo número de moléculas) un mol de calquera gas ten que ocupar sempre o mesmo volume, pois un mol sempre ten o mesmo número de moléculas. En particular, cando a temperatura é de 0 ºC e a presión de 1 atmosfera (son as chamadas condicións normais ) resulta que: Un mol de calquera gas, en condicións normais, ocupa 22,4 litros. Entón, 1 mol de hidróxeno en condicións normais ocupa 22,4 L, un mol de helio ou de butano, nas mesmas condicións, tamén ocupan 22,4 L. Sen embargo 1 mol de ouro ou de alcohol etílico, en condicións normais, non ocupan 22,4 L simplemente porque non son gases a esa presión e temperatura (o alcohol é líquido e o ouro é sólido). Se o gas non está en condicións normais, poderemos medir o volume que ocupan n moles de gas, mediante a ecuación de estado dos gases ideais: P V = n R T onde P é a presión, medida en atmosferas, V o volume, medido en litros, T a temperatura, medida en Kelvins, e R =0,082 atm L / K mol, é unha constante que se coñece como constante dos gases. Un gas ideal é un gas hipotético no que as moléculas non exercen entre si ningunha interacción e o volume destas moléculas é desprezable fronte ao volume do recipiente. Aínda que na natureza non existen gases ideais, o comportamento dos gases reais descríbese ben con esta ecuación, sen apenas erro, para unhas marxes amplas de temperatura e presión. 9

11 Exemplo de aplicación: Que volume ocupan 25 moles de monóxido de carbono, a 27º C e 950 mm de Hg?. En primeiro lugar, debemos dispor dos datos necesarios e coas unidades debidas: n= 25 mol; T= 27º C que debemos pasar a K, T= K= 300 K; P=950 mmhg que debemos pasar a atm, P=950/760 atm = 1,25 atm Agora xa podemos utilizar a ecuación de estado dos gases ideais: P.V = n R T. V = n R T/P V = 25 0, /1,25 V = 492 L 8. CÁLCULOS CON FÓRMULAS: FÓRMULAS EMPÍRICAS E MOLECULARES Para expresar a composición da materia, os químicos utilizan fórmulas químicas. Úsanse símbolos químicos para indicar que tipo de átomos forman unha os substancia e subíndices numéricos para indicar a cantidade ou proporción en que se atopan os diferentes átomos. Empréganse, fundamentalmente, dous tipos de fórmulas: fórmulas moleculares e fórmulas empíricas Fórmulas moleculares Tan só no caso das substancias que presentan enlace covalente se poden formar moléculas. Para expresar a composición destas moléculas utilízanse as fórmulas moleculares. Unha fórmula molecular indica a cantidade exacta de cada tipo de átomos que forman unha molécula. Vexamos uns exemplos: a fórmula NH 3 indica que nunha molécula de amoníaco hai unicamente un átomo de nitróxeno e tres átomos de hidróxeno; H 2 indícanos que a molécula de hidróxeno contén unicamente dous átomos do devandito elemento; O 3 indícanos que a molécula de ozono contén unicamente tres átomos de osíxeno Fórmulas empíricas Unha fórmula empírica indica que elementos están presentes nunha substancia e a menor proporción que hai entre eles. Por exemplo, NaCl indica que o cloruro sódico contén cloro e sodio e que hai o mesmo número de átomos de cloro que de sodio. No caso do cuarzo, SiO 2 indícanos que o cuarzo está formado por silicio e por osíxeno e que contén o dobre de átomos de osíxeno que de silicio. 10

12 8.3. Relación entre fórmula molecular e fórmula empírica Hai moitas substancias que nunca forman moléculas e sempre se representan por fórmulas empíricas, por exemplo calquera substancia iónica (como é o caso dos sales). No caso das substancias que forman moléculas, ás veces pódese diferenciar entre fórmula empírica e fórmula molecular. H2O2 é a fórmula molecular da auga osixenada. Cada molécula contén dous átomos de hidróxeno e dous átomos de osíxeno. HO é a fórmula empírica da auga osixenada, indícanos que nesta substancia hai o mesmo número de átomos de hidróxeno que de osíxeno. C6H6 é a fórmula molecular do benceno, cada molécula contén seis átomos de hidróxeno e seis átomos de carbono. CH é a fórmula empírica do benceno, indícanos que nesta substancia hai o mesmo número de átomos de hidróxeno que de carbono. O3 é a fórmula molecular do ozono, cada molécula contén tres átomos de osíxeno. O é a fórmula empírica do ozono, indícanos que só contén átomos de osíxeno. Noutros casos, fórmula molecular e fórmula empírica coinciden: H2O é a fórmula molecular e tamén a fórmula empírica da auga, cada molécula contén dous átomos de hidróxeno e un de osíxeno. Nesta substancia por cada átomo de osíxeno hai dous de hidróxeno. O mesmo acontece con CO 2, SO 3, HNO 3, HCl... Se observas todos os casos anteriores e outros que se che ocorran, pódese dicir que a fórmula molecular é sempre un número enteiro de veces a fórmula empírica: a fórmula molecular do benceno C 6 H 6 é 6 veces a súa fórmula empírica CH, C6H6 6(CH) (CH)6 a fórmula molecular do ozono O 3 é 3 veces a súa fórmula empírica O, a fórmula molecular do CO2 é unha vez a súa fórmula empírica CO2. Por todo iso, podemos xeneralizar e escribir: Fórmula molecular = n (Fórmula empírica), onde "n" é un número enteiro. 11

13 8.4. Composición centesimal dunha substancia Do mesmo xeito que unha fórmula nos indica a proporción existente entre os átomos que forman unha substancia, a composición centesimal dunha substancia nos indica a proporción entre as masas dos elementos que forman a unha substancia (expresada en forma de porcentaxe). Dito doutra forma, se tomamos 100 g. dun composto, a composición centesimal virá dada pola masa de cada elemento que hai neses 100 g de composto. Imaxinemos que nos piden a composición centesimal da auga (H 2 O). Na táboa periódica buscamos as masas atómicas, H=1 g/mol; O=16 g/mol; a masa molecular da auga (H 2 O) será = 18 g/mol. Polo tanto: 18 g de H 2 O ----> 2 g H g de H 2 O ----> x g de H 2 18 g de H 2 O ----> 16 g O g de H 2 O ----> x g de O 2 x =100 2/18 = 11,1 % de H 2 x =100 16/18 = 88,9 % de O 2 O mesmo resultado se obtería para o osixeno se lle restamos ao 100 % os 11,1 % de hidróxeno. Isto é debido a que, neste caso, a molécula só está formada por dous elementos Determinación de fórmulas empíricas e moleculares A análise química dunha substancia no laboratorio permítenos coñecer a cantidade de gramos de cada elemento presente nunha determinada cantidade dun composto. A partir destas cantidades, en masa, pódese calcular a súa fórmula empírica o que axuda a identificar a substancia. Coñecendo a fórmula empírica é sinxelo coñecer a fórmula molecular, pois xa vimos que: Fórmula molecular = n (Fórmula empírica). Sabida a fórmula molecular podemos, cos datos da táboa periódica, coñecer masa molar Mm. Se coñecemos esta relación entre as masas molares coñecemos a relación entre as fórmulas empírica e molecular. Exemplo: Determina a fórmula molecular dun composto orgánico de composición centesimal 52,17 % de C; 34,78 % de O e 13 % de H e con masa molecular 46 g/mol. Datos: H= 1 g/mol ; C= 12 g/mol ; O= 16 g/mol. 12

14 Pasos a seguir: 1. Dividimos a porcentaxe de cada elemento pola masa atómica (o facemos para obter o número de moles de cada elemento) C = 52,17 / 12 = 4,35 ; O = 34,78 / 16 = 2 ; H = 3 /1 = Dividimos cada número obtido polo máis pequeno para determinar o número de átomos de cada elemento na fórmula empírica (así vemos cantos moles hai de cada elemento por cada mol do elemento menos abundante) C: 4,35 / 2,17 = 2 ; H: 13 / 2,17 = 6 ; O: 2,17 / 2,17 = 1 polo tanto a fórmula empírica sería C2OH6 3. No caso de que algunha relación nos dera decimal, como non podemos ter átomos partidos, é evidente que debemos multiplicar por un número enteiro (2, 3, 4, 5, ) de tal xeito que nos desaparezan os decimais e queden todos os números enteiros. Neste exemplo non se dá tal circunstancia. 4. Calculamos a masa molar da fórmula empírica cos datos das masas atómicas C 2 OH 6 = = 46 g/mol 5. Aplicamos a ecuación Mm = n Mm(fórmula empírica) de xeito que quedaría 46 = n 46 n=1 6. Aplicamos agora Fórmula molecular = n (Fórmula empírica) co que Fórmula molecular = 1 (C2OH6) = C2OH6 así pois, neste caso en particular, coincide a fórmula molecular coa empírica. 9. NÚMERO ATÓMICO, NÚMERO MÁSICO E ISÓTOPOS Na actualidade coñécense os diferentes átomos que constitúen a materia, mesmo se chegaron a crear artificialmente, mediante procesos nucleares, algúns novos que non atopamos na Natureza. Todos están formados por tres partículas: electróns (carga negativa), protóns (carga positiva) e neutróns (sen carga), en distintas cantidades. 13

15 Os protóns e os neutróns atópanse no centro do átomo (núcleo) e os electróns na zona externa (codia). Así, o Hidróxeno ten un protón no núcleo e un electrón na codia, 0 Helio ten dous protóns e dous neutróns no núcleo e dous electróns na codia. Os átomos de diferentes elementos teñen distinto número de protóns no núcleo e este número define cada elemento químico. Chámase número atómico dun elemento químico ao número de protóns do seu núcleo e represéntase pola letra Z. Este número atómico coincide co número de electróns da súa codia no caso habitual de que os átomos sexan electricamente neutros. A masa do átomo concéntrase no núcleo e débese aos protóns e aos neutróns. A masa dos electróns é desprezable fronte á deles. A masa dos protóns e dos neutróns é practicamente igual e coincide coa unidade de masa atómica. Chámase número másico á suma do número de protóns e do número de neutróns, é dicir, ao número de partículas que hai no núcleo (nucleóns) e represéntase coa letra A. Cada elemento químico desígnase por un símbolo, formado por unha ou dúas letras que teñen relación co seu nome. Ás veces estes símbolos acompáñanse dos números atómicos e másicos escritos como subíndice e superíndice respectivamente ( A Z X ; onde X é o símbolo do elemento), ou co símbolo seguido dun guión e o número 4 másico A ( Exemplo: 2 He ; Cl-35). Coñecendo estes dous números Z e A temos a información necesaria para coñecer o número e clase de partículas que forman os átomos neutros dun elemento. Todos os átomos dun elemento químico teñen igual número atómico (Z), e igual número de protóns no núcleo, pero o número de neutróns pode variar. Na natureza existen átomos do mesmo elemento que teñen diferente masa, é dicir diferente número de neutróns, estes átomos de igual número atómico (Z) e diferente número másico (A) chámanse isótopos, ou o que é o mesmo, átomos co mesmo número de protóns e diferente número de neutróns. Figura 6: Representación gráfica e simbólica dos tres isótopos do hidróxeno Calquera elemento químico pode ter diferentes isótopos que se atopan na natureza nunha proporción determinada. De feito, o número que aparece nas táboas como masa atómica dun elemento, é unha media ponderada da masa dos seus isótopos. Por exemplo: o Boro está formado por dous isótopos B-10 e B-11 que se atopan nunha proporción do 20% e 80% respectivamente (abundancia isotópica). A súa masa media é: ,80 uma

16 10. ESPECTROMETRÍA DE MASAS A espectrometría pode definirse como un conxunto de técnicas que permiten a separación de partículas ou radiacións así como a medida da proporción na que existen ou se producen. Neste apartado centrarémonos nos fundamentos da espectrometría de masas, que permite: - Medir masas atómicas - Medir masas moleculares - Separar e identificar átomos (sexan isótopos ou non) - Medir a abundancia dun isótopo nunha mostra Vexamos como funciona para o caso dun elemento: primeiro, se introduce o elemento vaporizado na cámara de ionización, onde os átomos neutros se transforman en ións positivos. Logo son sometidos, simultaneamente, a un campo eléctrico E e a un magnético B 1, dispostos de tal xeito que só pasan aqueles ións que teñen a mesma velocidade, para despois entrar nunha zona onde se lles aplica un campo magnético B 2 perpendicular a ela. A forza magnética fai que os ións describan unha traxectoria curva cun raio que depende da relación entre a masa e a carga de cada ión. Introdución da mostra Cámara de ionización Placa detectora Campos E, B1 Campo B2 Figura 7: Fundamento dun espectrómetro de masas Supoñamos que estamos a introducir hidróxeno no espectrómetro (recordemos os seus isótopos), segundo o que acabamos de ver, o ión de cada un dos isótopos (todos con carga +1 pero con masa diferente) se detectará nun lugar diferente da placa, tal como se representa no debuxo de arriba. Resulta que, para unha mesma carga, describirán curvas de maior raio aqueles ións de maior masa, polo que caerán antes os máis lixeiros ( 1 H) logo os intermedios ( 2 H) e finalmente os máis pesados ( 3 H). Isto é así porque as forzas eléctricas e magnéticas dependen só da carga, o que significa que todos os ións H + están sometidos á mesma forza. Tamén sabemos que todos van á mesma velocidade, así que se recordamos que F = Fc = mv 2 /r é inmediato ver que r = m v 2 /F onde v 2 /F é constante. Entón, a maior masa, maior raio. 15

17 11. ESPECTROSCOPÍA A espectroscopía é unha técnica utilizada para a identificación de substancias químicas que se basea na interacción entre a radiación electromagnética (luz) e a materia Espectroscopía de absorción atómica. Susténtase no feito de que os átomos dun mesmo elemento absorben radiación en determinadas frecuencias características, ofrecendo unha especie de impresión dixital propia para cada elemento. Tal circunstancia permite distinguir os distintos elementos que forman parte dunha mostra. Tamén é posible unha análise cuantitativa (dicir en que cantidade está cada elemento) polo feito de que a cantidade de radiación absorbida por cada elemento é proporcional ao número de átomos presentes de cada un. O seu funcionamento é o seguinte: disponse dunha fonte de luz que emite en multitude de frecuencias que logo se irán seleccionando e facendo pasar pola mostra (previamente disolvida e atomizada). A mostra absorberá determinadas frecuencias (dependendo da súa composición) en distinto grao, propiedades que se recollen con nun detector e que logo se comparan coas procedentes dunha referencia (formada polo disolvente atomizado) e se analizan mediante un procesado de datos. Toda esta información se sintetiza nun gráfico que amosa a absorbencia (cantidade de radiación absorbida) e a frecuencia (ou lonxitude de onda) correspondente. Figura 8: Fundamento dun espectroscopio de absorción atómica Espectroscopía infravermella (IR) É un tipo de espectroscopía de absorción que utiliza a zona infravermella do espectro (unha rexión próxima á luz vermella pero con frecuencias menores) e 16

18 que está relacionada coa vibración dos átomos enlazados covalentemente (compartindo electróns). Así, cada tipo de enlace absorberá radiación infravermella a una frecuencia distinta, o que permite recoñecer os distintos tipos de enlace que están presentes na mostra. Luz l 1 l 2 Figura 9: Absorción da enerxía da luz IR por un enlace covalente Figura 10: Espectro IR do etanol (alcohol) 17