Fundamentos de Química: Átomos, Enlaces y Cálculos Moleculares Esenciales

Conceptos Fundamentales de Química

El Átomo y la Unidad de Masa Atómica

Los átomos son partículas extremadamente pequeñas, por lo que su masa no se mide en gramos, ya que esta es una unidad demasiado grande para ellos. Para su medición, se toma como referencia el átomo de carbono-12. Este se divide en 12 partes, y cada una de estas partes constituye la Unidad de Masa Atómica (u.m.a. o u).

Unidad de Masa Atómica (UMA)

La doceava parte de la masa del átomo de carbono-12.

Masa Atómica Relativa de un Elemento Químico

Este concepto se refiere a la masa promedio de los átomos de un elemento, comparada con la unidad de masa atómica.

Configuración Electrónica o Estructura Electrónica

La configuración electrónica describe cómo se distribuyen los electrones en los diferentes niveles y subniveles de energía alrededor del núcleo de un átomo. Una simplificación común para los primeros niveles es:

• Primera capa: 2 electrones
• Segunda capa: 8 electrones
• Tercera capa: 18 electrones

Compuestos Químicos

En la naturaleza, la mayoría de los elementos químicos (E.Q.) no se encuentran de forma aislada (como átomos). En su lugar, los átomos se agrupan entre sí para formar moléculas e iones, dando origen a los compuestos químicos.

Gases Nobles

Los gases nobles son los únicos elementos que se encuentran en la naturaleza como átomos aislados. Esto se debe a que poseen una estructura electrónica muy estable, generalmente con 8 electrones en su última capa (conocida como octeto), a excepción del helio (He), que tiene 2 electrones en su única capa.

El Enlace Químico: Unión y Estabilidad Atómica

Definición de Enlace Químico

Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos aislados para formar moléculas o iones. Cuando se forma un enlace, los átomos tienden a adquirir la estructura electrónica de un gas noble, es decir, con 8 electrones en su última capa (regla del octeto), ya sea ganando, perdiendo o compartiendo electrones.

Tipos de Enlace Químico

Existen tres tipos principales de enlaces químicos:

• Enlace Iónico
• Enlace Covalente
• Enlace Metálico

Enlace Iónico

Se forma por la unión entre metales y no metales. Implica una transferencia completa de electrones:

• Metales: Tienen tendencia a perder electrones, formando iones positivos llamados cationes.
• No Metales: Tienen tendencia a ganar electrones, formando iones negativos llamados aniones.

Enlace Covalente

Se forma entre átomos de elementos no metálicos, mediante el compartir de pares de electrones.

Enlace Metálico

Se establece entre átomos de elementos metálicos. Estos átomos tienen tendencia a perder electrones, y cuando los pierden, se transforman en cationes que permanecen en posiciones fijas. Los electrones perdidos forman una "nube electrónica" que se encuentra en continuo movimiento sobre el cristal metálico, lo que confiere a los metales sus propiedades características.

Propiedades de los Compuestos Metálicos

Los compuestos metálicos, debido a su enlace particular, presentan las siguientes propiedades:

• Son sólidos a temperatura ambiente, con la notable excepción del mercurio (Hg), que es líquido.
• Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
• Son deformables:
  • Dúctiles: Se pueden estirar en hilos muy finos.
  • Maleables: Se pueden extender en láminas muy finas.
• Son muy densos.

Fórmulas Químicas y Cálculos de Masa

Fórmulas Químicas

Las fórmulas químicas sirven para representar a los compuestos químicos. Hay dos tipos principales:

Fórmula Empírica

Muestra los símbolos químicos de los elementos que forman el compuesto en la proporción más sencilla. Por ejemplo: NaCl (cloruro de sodio), donde por cada átomo de Na hay un átomo de Cl.

Fórmula Molecular

Cuando el subíndice es uno, no se escribe. Esta fórmula nos indica el número exacto de átomos de cada elemento que hay en una molécula del compuesto químico. Por ejemplo:

• H₂O: Dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
• C₆H₆: Una molécula de benceno contiene seis átomos de carbono y seis de hidrógeno.

La fórmula molecular representa la composición real de la molécula, mientras que la empírica es la proporción más simplificada.

Masa Molecular Relativa (Mr)

Nos indica cuántas veces contiene la masa de una molécula a la unidad de masa atómica (u). Se calcula sumando las masas atómicas relativas de los átomos que constituyen la molécula.

El Mol: La Unidad de Cantidad de Sustancia

El mol es la unidad de cantidad de sustancia en el Sistema Internacional. Un mol corresponde a la cantidad de sustancia que contiene 6.022 x 10²³ entidades elementales. Por ejemplo:

• 1 mol de moléculas = 6.022 x 10²³ moléculas
• 1 mol de átomos = 6.022 x 10²³ átomos
• 1 mol de iones = 6.022 x 10²³ iones
• (Incluso) 1 mol de naranjas = 6.022 x 10²³ naranjas

Número de Avogadro (N_A)

El valor de 6.022 x 10²³ entidades elementales por mol se conoce como el Número de Avogadro.

Masa Molar (M)

Es la masa de un mol de una sustancia, expresada en gramos por mol (g/mol).

• Para un elemento químico (E.Q.), la masa molar es numéricamente igual a su masa atómica relativa (Ar).
  • Ej.: Ar(O) = 16 u; Masa Molar (O) = 16 g/mol.
• Para un compuesto químico (C.Q.), la masa molar es numéricamente igual a su masa molecular relativa (Mr).
  • Ej.: Mr(H₂O) = 18 u; Masa Molar (H₂O) = 18 g/mol.

Volumen Molar

Para dos gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura, 1 mol de dichos gases ocupa el mismo volumen.

Condiciones Normales de Presión y Temperatura (CNPT)

Son un conjunto de condiciones estándar utilizadas para comparar propiedades de gases:

• Presión (P): 1 atm (atmósfera)
• Temperatura (T): 0 ºC (273 K)