# Átomos, moléculas e iones

## Evolución de la teoría atómica

Si la materia está compuesta de átomos, ¿de qué están compuestos los átomos? ¿Son las partículas más pequeñas o hay algo más pequeño? A finales del siglo XIX, varios científicos interesados en cuestiones como estas investigaron las descargas eléctricas que podían producirse en los gases a baja presión, siendo el descubrimiento más importante el realizado por el físico inglés J. J. Thomson con un tubo de rayos catódicos. Este aparato consistía en un tubo de vidrio sellado al que se le había quitado casi todo el aire; el tubo contenía dos electrodos metálicos. Cuando se aplicaba un alto voltaje a través de los electrodos, aparecía entre ellos un rayo visible llamado rayo catódico. Este haz se desviaba hacia la carga positiva y se alejaba de la carga negativa, y se producía de la misma manera con idénticas propiedades cuando se utilizaban diferentes metales para los electrodos. En experimentos similares, el rayo fue desviado simultáneamente por un campo magnético aplicado, y las mediciones de la extensión de la desviación y la intensidad del campo magnético permitieron a Thomson calcular la relación carga-masa de las partículas del rayo catódico. Los resultados de estas mediciones indicaron que estas partículas eran mucho más ligeras que los átomos ().
Basándose en sus observaciones, esto es lo que propuso Thomson y por qué: Las partículas son atraídas por cargas positivas (+) y repelidas por cargas negativas (-), por lo que deben estar cargadas negativamente (las cargas similares se repelen y las cargas diferentes se atraen); son menos masivos que los átomos y no se distinguen, independientemente del material de origen, por lo que deben ser componentes fundamentales y subatómicos de todos los átomos. Aunque controvertida en su momento, la idea de Thomson fue aceptada gradualmente, y su partícula de rayos catódicos es lo que ahora llamamos electrón, una partícula subatómica con carga negativa y una masa más de mil veces inferior a la de un átomo. El término "electrón" fue acuñado en 1891 por el físico irlandés George Stoney, a partir de "ion eléctrico“.
En 1909, el físico estadounidense Robert A. Millikan descubrió más información sobre el electrón gracias a sus experimentos con "gotas de aceite". Millikan creó gotas de aceite microscópicas, que podían cargarse eléctricamente por fricción mientras se formaban o utilizando rayos X. Estas gotas caen inicialmente por gravedad, pero su avance hacia abajo puede ser frenado o incluso invertido por un campo eléctrico situado en la parte inferior del aparato. Al ajustar la intensidad del campo eléctrico y realizar cuidadosas mediciones y cálculos adecuados, Millikan pudo determinar la carga de las gotas individuales ().
Observando los datos de carga que recogió Millikan, se habrá reconocido que la carga de una gota de aceite es siempre un múltiplo de una carga específica, 1,6  10-19 C. Millikan llegó a la conclusión de que este valor debe ser, por tanto, una carga fundamental (la carga de un solo electrón) y que sus cargas medidas se deben a un exceso de un electrón (1 por 1,6  10-19 C), dos electrones (2 por 1,6  10-19 C), tres electrones (3 por 1,6  10-19 C), y así sucesivamente, en una determinada gota de aceite. Dado que la carga de un electrón ya se conocía gracias a las investigaciones de Millikan, y la relación carga/masa ya se conocía gracias a las investigaciones de Thomson (1759  1011 C/kg), solo hacía falta un simple cálculo para determinar también la masa del electrón.
Para ese momento, los científicos habían establecido que el átomo no era indivisible, como creía Dalton, y gracias al trabajo de Thomson, Millikan y otros, se conocía la carga y la masa de las partículas subatómicas negativas, los electrones. Sin embargo, la parte de carga positiva de un átomo aún no se comprendía bien. En 1904, Thomson propuso el modelo del "pudín de pasas" de los átomos, que describía una masa cargada positivamente con una cantidad igual de carga negativa en forma de electrones incrustados en ella, ya que todos los átomos son eléctricamente neutros. En 1903, Hantaro Nagaoka propuso un modelo que le hacía competencia y era un átomo similar a Saturno, compuesto por una esfera con carga positiva rodeada de un halo de electrones ().
El siguiente gran avance en la comprensión del átomo vino de la mano de Ernest Rutherford, un físico neozelandés que desarrolló gran parte de su carrera científica en Canadá e Inglaterra. Realizó una serie de experimentos utilizando un haz de partículas alfa (partículas α) de alta velocidad y carga positiva que se producían por el decaimiento radiactivo del radio; las partículas α están formadas por dos protones y dos neutrones (aprenderá más sobre el decaimiento radiactivo en el capítulo sobre química nuclear). Rutherford y sus colegas Hans Geiger (más tarde famoso por el contador Geiger) y Ernest Marsden dirigieron un haz de partículas α, cuya fuente estaba incrustada en un bloque de plomo para absorber la mayor parte de la radiación, a una pieza muy fina de lámina de oro y examinaron la dispersión resultante de las partículas α utilizando una pantalla luminiscente que brillaba brevemente cuando era golpeada por una partícula α.
¿Qué descubrieron? La mayoría de las partículas atravesaron la lámina sin ser desviadas en absoluto. Sin embargo, algunas se desviaron ligeramente, y un número muy pequeño se desvió casi directamente hacia la fuente (). Rutherford describió el hallazgo de estos resultados: "Fue el acontecimiento más increíble que me ha ocurrido en mi vida. Era casi tan increíble como si disparara un proyectil de 15 pulgadas a un trozo de papel de seda y este volviera y lo golpeara”.Ernest Rutherford, "The Development of the Theory of Atomic Structure" ("El desarrollo de la teoría de la estructura atómica"), ed. J. A. Ratcliffe, en
Esto es lo que Rutherford dedujo: dado que la mayoría de las partículas α de movimiento rápido atravesaron los átomos de oro sin desviarse, deben haber viajado a través de un espacio esencialmente vacío dentro del átomo. Las partículas alfa están cargadas positivamente, por lo que las desviaciones surgieron cuando se encontraron con otra carga positiva (las cargas similares se repelen). Como las cargas similares se repelen, las pocas partículas α con carga positiva que cambiaron bruscamente de trayectoria debieron chocar, o acercarse, a otro cuerpo que también tenía una carga positiva muy concentrada. Debido a que las desviaciones se produjeron una pequeña fracción de tiempo, esta carga solo ocupó una pequeña cantidad del espacio en la lámina de oro. Analizando detalladamente una serie de estos experimentos, Rutherford llegó a dos conclusiones:
1. El volumen ocupado por un átomo debe consistir en una gran cantidad de espacio vacío.
2. En el centro de cada átomo debe haber un cuerpo pequeño, relativamente pesado y con carga positiva, el núcleo.
Este análisis llevó a Rutherford a proponer un modelo en el que un átomo consiste en un núcleo muy pequeño, cargado positivamente, en el que se concentra la mayor parte de la masa del átomo, rodeado por los electrones cargados negativamente, de modo que el átomo es eléctricamente neutro (). Después de muchos más experimentos, Rutherford también descubrió que los núcleos de otros elementos contienen el núcleo de hidrógeno como un "bloque de construcción", y llamó a esta partícula más fundamental el protón, la partícula subatómica de carga positiva que se encuentra en el núcleo. Este modelo nuclear del átomo, propuesto hace más de un siglo, se sigue utilizando hoy en día, con un pequeño añadido que aprenderá a continuación.
Otro hallazgo importante fue el descubrimiento de los isótopos. A principios del siglo XX, los científicos identificaron varias sustancias que parecían ser nuevos elementos, aislándolas de minerales radiactivos. Por ejemplo, un "nuevo elemento" producido por el decaimiento radiactivo del torio recibió inicialmente el nombre de mesotorio. Sin embargo, un análisis más detallado demostró que el mesotorio era químicamente idéntico al radio (otro producto de decaimiento), a pesar de tener una masa atómica diferente. Este resultado, junto con hallazgos similares para otros elementos, llevó al químico inglés Frederick Soddy a darse cuenta de que un elemento podía tener tipos de átomos con masas diferentes que eran químicamente idénticos. Estos diferentes tipos se denominan isótopos, es decir, átomos del mismo elemento que difieren en masa. Soddy recibió el Premio Nobel de Química en 1921 por este descubrimiento.
Aún quedaba un enigma: Se sabía que el núcleo contenía casi toda la masa de un átomo, y que el número de protones solo aportaba la mitad, o menos, de esa masa. Se hicieron diferentes propuestas para explicar lo que constituía la masa restante, incluida la existencia de partículas neutras en el núcleo. Como es de esperar, detectar partículas sin carga es un gran reto, y no fue hasta 1932 cuando James Chadwick encontró pruebas de la existencia de neutrones, partículas subatómicas sin carga con una masa aproximadamente igual a la de los protones. La existencia del neutrón también explica los isótopos: Difieren en masa porque tienen diferente número de neutrones, pero son químicamente idénticos porque tienen el mismo número de protones. Esto se explicará con más detalle más adelante en este capítulo.

### Conceptos clave y resumen

Aunque nadie ha visto realmente el interior de un átomo, los experimentos han demostrado mucho sobre la estructura atómica. El tubo de rayos catódicos de Thomson demostró que los átomos contienen pequeñas partículas con carga negativa llamadas electrones. Millikan descubrió que existe una carga eléctrica fundamental: la carga de un electrón. El experimento de la lámina de oro de Rutherford demostró que los átomos tienen un núcleo pequeño, denso y con carga positiva; las partículas con carga positiva dentro del núcleo se llaman protones. Chadwick descubrió que el núcleo también contiene partículas neutras llamadas neutrones. Soddy demostró que los átomos de un mismo elemento pueden diferir en masa, lo que se denomina isótopos.

### Ejercicios de Química del final del capítulo


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## Estructura atómica y simbolismo

El desarrollo de la teoría atómica moderna reveló mucho sobre la estructura interna de los átomos. Se aprendió que un átomo contiene un núcleo muy pequeño compuesto por protones con carga positiva y neutrones sin carga, rodeado por un volumen de espacio mucho mayor que contiene electrones con carga negativa. El núcleo contiene la mayor parte de la masa de un átomo porque los protones y los neutrones son mucho más pesados que los electrones, mientras que estos ocupan casi todo el volumen del átomo. El diámetro de un átomo es del orden de 10-10 m, mientras que el diámetro del núcleo es de aproximadamente 10-15 m, aproximadamente unas 100,000 veces menor. Para tener una perspectiva sobre sus tamaños relativos, tome en cuenta esto: si el núcleo fuera del tamaño de un arándano, el átomo tendría el tamaño de un estadio de fútbol ().
Los átomos, y los protones, neutrones y electrones que los componen, son extremadamente pequeños. Por ejemplo, un átomo de carbono pesa menos de 2  10-23 g, y un electrón tiene una carga inferior a 2  10-19 (culombio). Al describir las propiedades de objetos diminutos como los átomos, utilizamos unidades de medida adecuadamente pequeñas, como la unidad de masa atómica (uma o su equivalente u) y la unidad de carga fundamental (e). La u se definió originalmente en función del hidrógeno, el elemento más ligero, y posteriormente en función del oxígeno. Desde 1961, se define con respecto al isótopo más abundante del carbono, cuyos átomos tienen asignadas masas de exactamente 12 u. (Este isótopo se conoce como "carbono-12", como se verá más adelante en este módulo). Por lo tanto, una u es exactamente  de la masa de un átomo de carbono-12: 1 u = 1,6605  10-24 g. (El Dalton (Da) y la unidad de masa atómica unificada (u) son unidades alternativas equivalentes a la uma). La unidad fundamental de carga (también llamada carga elemental) es igual a la magnitud de la carga de un electrón (e) donde e = 1,602  10-19 C.
Un protón tiene una masa de 1,0073 u y una carga de 1+. Un neutrón es una partícula ligeramente más pesada con una masa de 1,0087 u y una carga de cero; como su nombre indica, es neutral. El electrón tiene una carga de 1, y es una partícula mucho más ligera con una masa de aproximadamente 0,00055 u (se necesitarían unos 1800 electrones para igualar la masa de un protón). Las propiedades de estas partículas fundamentales se resumen en la . (Un estudiante observador podría notar que la suma de las partículas subatómicas de un átomo no es igual a la masa real del átomo: la masa total de seis protones, seis neutrones y seis electrones es de 12,0993 u, ligeramente mayor que 12,00 u. Esta masa "ausente" se conoce como defecto de masa, y lo aprenderá en el capítulo de química nuclear).
El número de protones en el núcleo de un átomo es su número atómico (Z). Es el rasgo que define a un elemento: Su valor determina la identidad del átomo. Por ejemplo, cualquier átomo que contenga seis protones es el elemento carbono y tiene el número atómico 6, independientemente del número de neutrones o electrones que pueda tener. Un átomo neutro debe contener el mismo número de cargas positivas y negativas, por lo que el número de protones es igual al número de electrones. Por lo tanto, el número atómico también indica el número de electrones de un átomo. El número total de protones y neutrones de un átomo se denomina número de masa (A). El número de neutrones es, por tanto, la diferencia entre el número de masa y el número atómico: A – Z = número de neutrones.
Los átomos son eléctricamente neutros si contienen el mismo número de protones con carga positiva y de electrones con carga negativa. Cuando los números de estas partículas subatómicas no son iguales, el átomo está cargado eléctricamente y se llama ion. La carga de un átomo se define de la siguiente forma:
Carga atómica = número de protones − número de electrones
Como se verá con más detalle más adelante en este capítulo, los átomos (y las moléculas) suelen adquirir carga al ganar o perder electrones. Un átomo que gana uno o más electrones mostrará una carga negativa y se llama anión. Los átomos con carga positiva, llamados cationes, se forman cuando un átomo pierde uno o más electrones. Por ejemplo, un átomo de sodio neutro (Z = 11) tiene 11 electrones. Si este átomo pierde un electrón, se convertirá en un catión con carga 1+ (11 - 10 = 1+). Un átomo de oxígeno neutro (Z = 8) tiene ocho electrones, y si gana dos electrones se convertirá en un anión con carga 2 (8 - 10 = 2-).

### Símbolos químicos

Un símbolo químico es una abreviatura que utilizamos para indicar un elemento o un átomo de un elemento. Por ejemplo, el símbolo del mercurio es Hg (). Utilizamos el mismo símbolo para indicar un átomo de mercurio (en un dominio microscópico) o para marcar un contenedor de muchos átomos del elemento mercurio (en un dominio macroscópico).
Los símbolos de varios elementos comunes y de sus átomos se muestran en la . Algunos símbolos se derivan del nombre común del elemento; otros son abreviaturas del nombre en otro idioma. La mayoría de los símbolos tienen una o dos letras, pero se han utilizado símbolos de tres letras para describir algunos elementos que tienen números atómicos superiores a 112. Para evitar confusiones con otras notaciones, solo se escribe en mayúsculas la primera letra de un símbolo. Por ejemplo, Co es el símbolo del elemento cobalto, pero CO es la notación del compuesto monóxido de carbono, que contiene átomos de los elementos carbono (C) y oxígeno (O). Todos los elementos conocidos y sus símbolos se encuentran en la tabla periódica en la  (que también se encuentra en el Apéndice A).
Tradicionalmente, el descubridor (o los descubridores) de un nuevo elemento le da el nombre. Sin embargo, hasta que el nombre sea reconocido por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), el nombre recomendado del nuevo elemento se basa en las palabras latinas de su número atómico. Por ejemplo, el elemento 106 se llamó unnilhexium (Unh), el elemento 107 se llamó unnilseptium (Uns) y el elemento 108 se llamó unniloctium (Uno) durante varios años. Estos elementos reciben ahora el nombre de los científicos (u ocasionalmente de los lugares), por ejemplo, el elemento 106 se conoce ahora como seaborgio (Sg) en honor a Glenn Seaborg, un premio Nobel que participó en el descubrimiento de varios elementos pesados. El elemento 109 recibió su nombre en honor a Lise Meitner, que descubrió la fisión nuclear, un fenómeno que tendría repercusiones en todo el mundo. Meitner también contribuyó al descubrimiento de algunos isótopos importantes, que se comentan a continuación.

### Isótopos

El símbolo de un isótopo específico de cualquier elemento se escribe colocando el número de masa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento (). El número atómico se escribe a veces como un subíndice que precede al símbolo, pero como este número define la identidad del elemento, al igual que su símbolo, a menudo se omite. Por ejemplo, el magnesio existe como una mezcla de tres isótopos, cada uno con un número atómico de 12 y con números de masa de 24, 25 y 26, respectivamente. Estos isótopos pueden identificarse como 24Mg, 25Mg, y 26Mg. Estos símbolos de isótopos se leen como "elemento, número de masa" y se pueden simbolizar de acuerdo con esta lectura. Por ejemplo, 24Mg se lee como "magnesio 24", y puede escribirse como "magnesio-24" o "Mg-24" 25Mg se lee como "magnesio 25", y puede escribirse como "magnesio-25" o "Mg-25" Todos los átomos de magnesio tienen 12 protones en su núcleo. Solo se diferencian porque un átomo de 24Mg tiene 12 neutrones en su núcleo, un átomo de 25Mg tiene 13 neutrones y un 26Mg tiene 14 neutrones.
La información sobre los isótopos naturales de los elementos con números atómicos del 1 al 10 se encuentra en la . Observe que, además de los nombres y símbolos estándar, los isótopos del hidrógeno suelen denominarse con nombres comunes y los símbolos que los acompañan. El hidrógeno-2, simbolizado como 2H, también se llama deuterio y a veces se simboliza como D. El hidrógeno-3, simbolizado como 3H, también se llama tritio y a veces se simboliza como T.

### Masa atómica

Dado que cada protón y cada neutrón contribuyen aproximadamente con una u a la masa de un átomo, y cada electrón contribuye con mucho menos, la masa atómica de un solo átomo es aproximadamente igual a su número de masa (un número entero). Sin embargo, las masas medias de los átomos de la mayoría de los elementos no son números enteros porque la mayoría de los elementos existen de forma natural como mezclas de dos o más isótopos.
La masa de un elemento que aparece en una tabla periódica o en una tabla de masas atómicas es una masa promedio ponderada de todos los isótopos presentes en una muestra natural de ese elemento. Es igual a la suma de la masa de cada isótopo individual multiplicada por su abundancia fraccionada.
Por ejemplo, el elemento boro está compuesto por dos isótopos: Alrededor del 19,9 % de todos los átomos de boro son 10B con una masa de 10,0129 u, y el 80,1 % restante son 11B con una masa de 11,0093 u. Se calcula que la masa atómica promedio del boro es:
Es importante entender que ningún átomo de boro pesa exactamente 10,8 u; 10,8 u es la masa media de todos los átomos de boro, y los átomos de boro individuales pesan aproximadamente 10 u o también 11 u.
También podemos hacer variaciones de este tipo de cálculo, como se muestra en el siguiente ejemplo.
Como podrá descubrir, los isótopos son importantes en la naturaleza y, sobre todo, en la comprensión humana de la ciencia y la medicina. Consideremos un solo isótopo natural y estable: el oxígeno-18, que aparece en la tabla anterior, es uno de los isótopos ambientales. Es importante en paleoclimatología, por ejemplo, porque los científicos pueden utilizar la relación entre el oxígeno-18 y el oxígeno-16 en un núcleo de hielo para determinar la temperatura de las precipitaciones a lo largo del tiempo. El oxígeno-18 también fue fundamental para descubrir las vías metabólicas y los mecanismos de las enzimas. Mildred Cohn fue pionera en el uso de estos isótopos para que actuaran como trazadores, de modo que los investigadores pudieran seguir su trayectoria a través de las reacciones y comprender mejor lo que ocurre. Uno de sus primeros descubrimientos permitió conocer la fosforilación de la glucosa que tiene lugar en las mitocondrias. Además, los métodos de utilización de los isótopos para esta investigación contribuyeron a campos de estudio enteros.
La presencia y la abundancia natural de los isótopos pueden determinarse experimentalmente mediante un instrumento llamado espectrómetro de masas. La espectrometría de masas (EM) se utiliza ampliamente en química, medicina forense, ciencias medioambientales y muchos otros campos para analizar y ayudar a identificar las sustancias de una muestra de material. En un espectrómetro de masas típico (), la muestra se vaporiza y se expone a un haz de electrones de alta energía que hace que los átomos (o moléculas) de la muestra se carguen eléctricamente, normalmente perdiendo uno o más electrones. A continuación, estos cationes atraviesan un campo eléctrico o magnético (variable) que desvía la trayectoria de cada catión en una medida que depende tanto de su masa como de su carga (de forma similar a como se desvía la trayectoria de una gran bola de acero que rueda junto a un imán en menor medida que la de una pequeña bola de acero). Los iones se detectan y se realiza un gráfico del número relativo de iones generados frente a sus relaciones masa/carga (un espectro de masas). La altura de cada característica vertical o pico en un espectro de masas es proporcional a la fracción de cationes con la relación masa/carga especificada. Desde su uso inicial durante el desarrollo de la teoría atómica moderna, la EM ha evolucionado hasta convertirse en una potente herramienta de análisis químico en una amplia gama de aplicaciones.

### Conceptos clave y resumen

Un átomo está formado por un pequeño núcleo con carga positiva rodeado de electrones. El núcleo contiene protones y neutrones; su diámetro es aproximadamente unas 100.000 veces menor que el del átomo. La masa de un átomo suele expresarse en unidades de masa atómica (u), lo que se denomina masa atómica. Una u se define exactamente como  de la masa de un átomo de carbono-12 y es igual a 1,6605  10-24 g.
Los protones son partículas relativamente pesadas con una carga de 1+ y una masa de 1,0073 u. Los neutrones son partículas relativamente pesadas, sin carga y con una masa de 1,0087 u. Los electrones son partículas ligeras con una carga de 1 y una masa de 0,00055 u. El número de protones en el núcleo se llama número atómico (Z) y es la propiedad que define la identidad elemental de un átomo. La suma de los números de protones y neutrones del núcleo se denomina número de masa y, expresado en u, es aproximadamente igual a la masa del átomo. Un átomo es neutro cuando contiene igual número de electrones y protones.
Los isótopos de un elemento son átomos con el mismo número atómico, pero diferente número de masa; los isótopos de un elemento, por lo tanto, difieren entre sí solo en el número de neutrones dentro del núcleo. Cuando un elemento natural está compuesto por varios isótopos, la masa atómica del elemento representa el promedio de las masas de los isótopos implicados. Un símbolo químico identifica los átomos de una sustancia mediante símbolos, que son abreviaturas de una, dos o tres letras para los átomos.

### Ecuaciones clave

### Ejercicios de Química del final del capítulo


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## Fórmulas químicas

Una fórmula molecular es una representación de una molécula que utiliza símbolos químicos para indicar los tipos de átomos seguidos de subíndices para mostrar el número de átomos de cada tipo en la molécula. (Solo se utiliza un subíndice cuando hay más de un átomo de un tipo determinado). Las fórmulas moleculares también se utilizan como abreviaturas de los nombres de los compuestos.
La fórmula estructural de un compuesto proporciona la misma información que su fórmula molecular (los tipos y números de átomos de la molécula), pero también muestra cómo están conectados los átomos en la molécula. La fórmula estructural del metano contiene símbolos para un átomo de C y cuatro átomos de H, indicando el número de átomos de la molécula (). Las líneas representan los enlaces que mantienen unidos los átomos. (Un enlace químico es una atracción entre átomos o iones que los mantiene unidos en una molécula o un cristal). Más adelante hablaremos de los enlaces químicos y veremos cómo predecir la disposición de los átomos en una molécula. Por ahora, basta con saber que las líneas son una indicación de cómo están conectados los átomos en una molécula. Un modelo de barras y esferas muestra la disposición geométrica de los átomos con tamaños atómicos no a escala, y un modelo de espacio lleno muestra los tamaños relativos de los átomos.
Aunque muchos elementos están formados por átomos individuales, algunos existen como moléculas formadas por dos o más átomos del elemento unidos químicamente. Por ejemplo, la mayoría de las muestras de los elementos hidrógeno, oxígeno y nitrógeno están compuestas por moléculas que contienen dos átomos cada una (llamadas moléculas diatómicas) y, por tanto, tienen las fórmulas moleculares H2, O2, y N2, respectivamente. Otros elementos que suelen encontrarse como moléculas diatómicas son el flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2), y el yodo (I2). La forma más común del elemento azufre está compuesta por moléculas que constan de ocho átomos de azufre; su fórmula molecular es S8 ().
Es importante tener en cuenta que un subíndice a continuación de un símbolo y un número delante de un símbolo no representan lo mismo; por ejemplo, H2 y 2H representan especies claramente diferentes. H2 es una fórmula molecular; representa una molécula diatómica de hidrógeno, formada por dos átomos del elemento que están químicamente enlazados. La expresión 2H, en cambio, indica dos átomos de hidrógeno separados que no están combinados como una unidad. La expresión 2H2 representa dos moléculas de hidrógeno diatómico ().
Los compuestos se forman cuando dos o más elementos se combinan químicamente, dando lugar a la formación de enlaces. Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden reaccionar para formar agua, y el sodio y el cloro pueden reaccionar para formar sal de mesa. A veces describimos la composición de estos compuestos con una fórmula empírica, que indica los tipos de átomos presentes y la relación numérica más sencilla del número de átomos (o iones) del compuesto. Por ejemplo, el dióxido de titanio (utilizado como pigmento en la pintura blanca y en los protectores solares de tipo blanco y espeso) tiene una fórmula empírica de TiO2. Esto identifica los elementos titanio (Ti) y oxígeno (O) como constituyentes del dióxido de titanio, e indica la presencia del doble de átomos del elemento oxígeno que de átomos del elemento titanio ().
Como se ha comentado anteriormente, podemos describir un compuesto con una fórmula molecular, en la que los subíndices indican el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto. En muchos casos, la fórmula molecular de una sustancia se deriva de la determinación experimental tanto de su fórmula empírica como de su masa molecular (la suma de las masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula). Por ejemplo, se puede determinar experimentalmente que el benceno contiene dos elementos, carbono (C) e hidrógeno (H), y que por cada átomo de carbono en el benceno hay un átomo de hidrógeno. Así, la fórmula empírica es CH. Una determinación experimental de la masa molecular revela que una molécula de benceno contiene seis átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que la fórmula molecular del benceno es C6H6 ().
Si conocemos la fórmula de un compuesto, podemos determinar fácilmente la fórmula empírica. (Este es un ejercicio un tanto académico; en la práctica se suele seguir la cronología inversa). Por ejemplo, la fórmula molecular del ácido acético, el componente que da al vinagre su sabor fuerte, es C2H4O2. Esta fórmula indica que una molécula de ácido acético () contiene dos átomos de carbono, cuatro de hidrógeno y dos de oxígeno. La relación de átomos es de 2:4:2. Al dividir entre el mínimo común denominador (2) se obtiene la relación más sencilla de números enteros de átomos, 1:2:1, por lo que la fórmula empírica es CH2O. Tome en cuenta que una fórmula molecular es siempre un múltiplo entero de una fórmula empírica.
Es importante tener en cuenta que es posible que los mismos átomos estén dispuestos de diferentes maneras: Los compuestos con la misma fórmula molecular pueden tener diferentes enlaces entre átomos y, por tanto, diferentes estructuras. Por ejemplo, ¿podría haber otro compuesto con la misma fórmula que el ácido acético, C2H4O2? Y si es así, ¿cuál sería la estructura de sus moléculas?
Si predice que podría existir otro compuesto con la fórmula C2H4O2, entonces ha demostrado una buena perspicacia química y está en lo cierto. Dos átomos de C, cuatro átomos de H y dos átomos de O también pueden disponerse para formar un formiato de metilo, que se utiliza en la fabricación, como insecticida y para acabados de secado rápido. Las moléculas de formiato de metilo tienen uno de los átomos de oxígeno entre los dos átomos de carbono, lo que difiere de la disposición de las moléculas de ácido acético. El ácido acético y el formiato de metilo son ejemplos de isómeros, es decir, compuestos con la misma fórmula química, pero con estructuras moleculares diferentes (). Observe que esta pequeña diferencia en la disposición de los átomos tiene un efecto importante en sus respectivas propiedades químicas. Desde luego, no querrá utilizar una solución de formiato de metilo como sustituto de una solución de ácido acético (vinagre) cuando prepare un aliño para la ensalada.
Existen muchos tipos de isómeros (). El ácido acético y el formiato de metilo son isómeros estructurales, compuestos en los que las moléculas difieren en la forma en que los átomos están conectados entre sí. También hay varios tipos de isómeros espaciales, en los que las orientaciones relativas de los átomos en el espacio pueden ser diferentes. Por ejemplo, el compuesto carvona (que se encuentra en las semillas de alcaravea, la menta verde y las cáscaras de mandarina) consta de dos isómeros que son imágenes especulares entre sí. La S-(+)-carvona huele a alcaravea, y la R-(-)-carvona huele a menta verde.

### Conceptos clave y resumen

Una fórmula molecular utiliza símbolos químicos y subíndices para indicar el número exacto de los diferentes átomos de una molécula o compuesto. Una fórmula empírica da la relación más simple de números enteros de átomos en un compuesto. Una fórmula estructural indica la disposición de los enlaces de los átomos en la molécula. Los modelos de barras y esferas y de espacio lleno muestran la disposición geométrica de los átomos en una molécula. Los isómeros son compuestos con la misma fórmula molecular, pero con distinta disposición de los átomos.

### Ejercicios de Química del final del capítulo


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## La tabla periódica

A medida que los primeros químicos trabajaban en la purificación de los minerales y descubrían más elementos, se dieron cuenta de que varios elementos podían agruparse por sus comportamientos químicos similares. Una de estas agrupaciones incluye el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K): Todos estos elementos son brillantes, conducen bien el calor y la electricidad y tienen propiedades químicas similares. Una segunda agrupación incluye el calcio (Ca), el estroncio (Sr) y el bario (Ba), que también son brillantes, buenos conductores del calor y la electricidad, y tienen propiedades químicas en común. Sin embargo, las propiedades específicas de estas dos agrupaciones son notablemente diferentes entre sí. Por ejemplo: El Li, el Na y el K son mucho más reactivos que el Ca, el Sr y el Ba; el Li, el Na y el K forman compuestos con el oxígeno en una relación de dos de sus átomos por uno de oxígeno, mientras que el Ca, el Sr y el Ba forman compuestos con uno de sus átomos por uno de oxígeno. El flúor (F), el cloro (Cl), el bromo (Br) y el yodo (I) también presentan propiedades similares entre sí, pero estas propiedades son drásticamente diferentes a las de cualquiera de los elementos anteriores.
Dimitri Mendeleev en Rusia (1869) y Lothar Meyer en Alemania (1870) reconocieron de forma independiente que existía una relación periódica entre las propiedades de los elementos conocidos en aquella época. Ambos publicaron tablas con los elementos ordenados según el aumento de la masa atómica. Pero Mendeleev fue un paso más allá que Meyer: Utilizó su tabla para predecir la existencia de elementos que tendrían propiedades similares al aluminio y al silicio, pero que aún eran desconocidos. Los descubrimientos del galio (1875) y del germanio (1886) supusieron un gran apoyo para los trabajos de Mendeleev. Aunque Mendeleev y Meyer mantuvieron una larga disputa sobre la prioridad, las contribuciones de Mendeleev al desarrollo de la tabla periódica son ahora más reconocidas ().
En el siglo XX, se hizo evidente que la relación periódica implicaba números atómicos en lugar de masas atómicas. El enunciado moderno de esta relación, la ley periódica, es el siguiente: las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. Una tabla periódica moderna organiza los elementos en orden creciente de sus números atómicos y agrupa los átomos con propiedades similares en la misma columna vertical (). Cada casilla representa un elemento y contiene su número atómico, símbolo, masa atómica promedio y (a veces) su nombre. Los elementos están dispuestos en siete filas horizontales, llamadas periodos o series, y 18 columnas verticales, llamadas grupos. Los grupos están marcados en la parte superior de cada columna. En los Estados Unidos, las marcaciones eran tradicionalmente números con letras mayúsculas. Sin embargo, la IUPAC recomienda que se utilicen los números del 1 al 18, y estas marcaciones son más comunes. Para que la tabla quepa en una sola página, se suelen escribir partes de dos de las filas, un total de 14 columnas, debajo del cuerpo principal de la tabla.
Incluso después de que la naturaleza periódica de los elementos y la propia tabla fueran ampliamente aceptadas, seguían existiendo lagunas. Mendeleev predijo, y otros, como Henry Moseley, lo confirmaron más tarde, que debía haber elementos por debajo del manganeso en el grupo 7. Los químicos alemanes Ida Tacke y Walter Noddack se propusieron encontrar los elementos, una búsqueda que continúan científicos de todo el mundo. Su método era único, ya que no solo tenían en cuenta las propiedades del manganeso, sino también los elementos horizontalmente adyacentes a los elementos 43 y 75 que faltaban en la tabla. Por lo tanto, al investigar las menas que contenían minerales de rutenio (Ru), wolframio (W), osmio (Os), etc., pudieron identificar elementos naturales que ayudaron a completar la tabla. El renio, uno de sus descubrimientos, fue uno de los últimos elementos naturales que se descubrieron y es el último elemento estable que se descubrió (el francio, el último elemento natural descubierto, fue identificado por Marguerite Perey en 1939).
Muchos elementos difieren drásticamente en sus propiedades químicas y físicas, pero algunos elementos son similares en sus comportamientos. Por ejemplo, muchos elementos tienen un aspecto brillante, son maleables (se pueden deformar sin romperse) y dúctiles (se pueden estirar en forma de alambres), y conducen bien el calor y la electricidad. Otros elementos no son brillantes, maleables o dúctiles, y son malos conductores del calor y la electricidad. Podemos clasificar los elementos en grandes clases con propiedades comunes: metales (elementos que son brillantes, maleables, buenos conductores del calor y la electricidad, sombreados en amarillo); no metales (elementos que parecen opacos, malos conductores del calor y la electricidad, sombreados en verde); y metaloides (elementos que conducen el calor y la electricidad moderadamente bien, y poseen algunas propiedades de los metales y otras de los no metales, sombreados en púrpura).
Los elementos también se pueden clasificar en los elementos del grupo principal (o elementos representativos) en las columnas marcadas como 1, 2 y 13 a 18; los metales de transición en las columnas marcadas como 3 a 12Según la definición de la IUPAC, los elementos del grupo 12 no son metales de transición, aunque a menudo se les llama así. En el capítulo dedicado a los metales de transición y la química de coordinación se ofrecen más detalles sobre los elementos de este grupo.y los metales de transición interna en las dos filas de la parte inferior de la tabla (los elementos de la fila superior se denominan lantánidos y los de la fila inferior actínidos; ). Los elementos pueden subdividirse en función de propiedades más específicas, como la composición de los compuestos que forman. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (la primera columna) forman compuestos que constan de un átomo del elemento y un átomo de hidrógeno. Estos elementos (excepto el hidrógeno) se conocen como metales alcalinos, y todos ellos tienen propiedades químicas similares. Los elementos del grupo 2 (la segunda columna) forman compuestos formados por un átomo del elemento y dos átomos de hidrógeno: Son los llamados metales alcalinotérreos, con propiedades similares entre los miembros de ese grupo. Otros grupos con nombres específicos son los pnictógenos (grupo 15), los calcógenos (grupo 16), los halógenos (grupo 17) y los gases nobles (grupo 18, también conocidos como gases inertes). También se puede hacer referencia a los grupos por el primer elemento del grupo: Por ejemplo, los calcógenos pueden denominarse grupo de oxígeno o familia de oxígeno. El hidrógeno es un elemento único, no metálico, con propiedades similares a los elementos del grupo 1 y del grupo 17. Por ello, el hidrógeno puede aparecer en la parte superior de ambos grupos, o por sí mismo.
Como podrá comprobar en sus estudios posteriores de química, los elementos que forman parte de un grupo suelen comportarse de forma similar. Esto se debe, en parte, al número de electrones de su capa exterior y a su similar disposición a enlazarse. Estas propiedades compartidas pueden tener implicaciones de gran alcance en la naturaleza, la ciencia y la medicina. Por ejemplo, cuando Gertrude Elion y George Hitchens investigaban formas de interrumpir la replicación de las células y los virus para luchar contra las enfermedades, utilizaron la similitud entre el azufre y el oxígeno (ambos en el grupo 16) y su capacidad de enlazarse de forma similar. Elion se centró en las purinas, que son componentes clave del ADN y que contienen oxígeno. Descubrió que, al introducir compuestos a base de azufre (llamados análogos de la purina) que imitan la estructura de las purinas, las moléculas del ADN se unían a los análogos en lugar de a la purina "normal" del ADN. Con la unión y la estructura normal del ADN alterada, Elion interrumpió con éxito la replicación celular. En el fondo, la estrategia funcionó por la similitud entre el azufre y el oxígeno. Su descubrimiento condujo directamente a importantes tratamientos para la leucemia. En general, el trabajo de Elion con George Hitchens no solo permitió obtener más tratamientos, sino que cambió toda la metodología del desarrollo de fármacos. Al utilizar elementos y compuestos específicos para atacar aspectos concretos de las células tumorales, los virus y las bacterias, sentaron las bases de muchos de los medicamentos actuales más comunes e importantes, utilizados para ayudar a millones de personas cada año. Se les otorgó el Premio Nobel en 1988.
Al estudiar la tabla periódica, es posible que haya notado algo sobre las masas atómicas de algunos de los elementos. El elemento 43 (tecnecio), el elemento 61 (prometio) y la mayoría de los elementos con número atómico 84 (polonio) y superiores tienen su masa atómica entre corchetes. Esto se hace en el caso de los elementos que están formados en su totalidad por isótopos inestables y radiactivos (aprenderá más sobre la radiactividad en el capítulo de química nuclear). No se puede determinar un peso atómico medio para estos elementos porque sus radioisótopos pueden variar significativamente en abundancia relativa, dependiendo de la fuente, o incluso pueden no existir en la naturaleza. El número entre corchetes es el número de masa atómica (una masa atómica aproximada) del isótopo más estable de ese elemento.

### Conceptos clave y resumen

El descubrimiento de la recurrencia periódica de propiedades similares entre los elementos condujo a la formulación de la tabla periódica, en la que los elementos están dispuestos en orden de número atómico creciente en filas conocidas como periodos y columnas conocidas como grupos. Los elementos del mismo grupo de la tabla periódica tienen propiedades químicas similares. Los elementos pueden clasificarse como metales, metaloides y no metales, o como elementos del grupo principal, metales de transición y metales de transición interna. Los grupos están numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha. Los elementos del grupo 1 se conocen como metales alcalinos, los del grupo 2 son los metales alcalinotérreos, los del 15 son los pnictógenos, los del 16 son los calcógenos, los del 17 son los halógenos, y los del 18 son los gases nobles.

### Ejercicios de Química del final del capítulo


# Átomos, moléculas e iones

## Compuestos iónicos y moleculares

En las reacciones químicas ordinarias, el núcleo de cada átomo (y, por lo tanto, la identidad del elemento) permanece inalterado. Sin embargo, los electrones pueden añadirse a los átomos por transferencia desde otros átomos, perderse por transferencia a otros átomos o compartirse con otros átomos. La transferencia y el intercambio de electrones entre los átomos rigen la química de los elementos. Durante la formación de algunos compuestos, los átomos ganan o pierden electrones y forman partículas cargadas eléctricamente llamadas iones ().
Puede utilizar la tabla periódica para predecir si un átomo formará un anión o un catión, y a menudo se puede predecir la carga del ion resultante. Los átomos de muchos metales del grupo principal pierden suficientes electrones para dejarlos con el mismo número de electrones que un átomo del gas noble anterior. Por ejemplo, un átomo de un metal alcalino (grupo 1) pierde un electrón y forma un catión con carga 1+; un metal alcalinotérreo (grupo 2) pierde dos electrones y forma un catión con carga 2+, y así sucesivamente. Por ejemplo, un átomo de calcio neutro, con 20 protones y 20 electrones, pierde fácilmente dos electrones. El resultado es un catión con 20 protones, 18 electrones y una carga 2+. Tiene el mismo número de electrones que los átomos del gas noble anterior, el argón, y se simboliza como Ca2+. El nombre de un ion metálico es el mismo que el del átomo metálico del que se forma, por lo que el Ca2+ se llama ion calcio.
Cuando los átomos de los elementos no metálicos forman iones, generalmente ganan suficientes electrones para tener el mismo número de electrones que un átomo del siguiente gas noble de la tabla periódica. Los átomos del grupo 17 ganan un electrón y forman aniones con carga 1-; los átomos del grupo 16 ganan dos electrones y forman iones con carga 2-, y así sucesivamente. Por ejemplo, el átomo neutro de bromo, con 35 protones y 35 electrones, puede ganar un electrón para disponer de 36 electrones. El resultado es un anión con 35 protones, 36 electrones y una carga de 1-. Tiene el mismo número de electrones que los átomos del siguiente gas noble, el criptón, y se simboliza como Br-. (En un capítulo posterior de este texto se ofrece una discusión de la teoría que apoya el estatus favorecido de los números de electrones de los gases nobles reflejados en estas reglas de predicción para la formación de iones).
Observe la utilidad de la tabla periódica para predecir la formación y la carga probable de los iones (). Al desplazarse del extremo izquierdo al derecho en la tabla periódica, los elementos del grupo principal tienden a formar cationes con una carga igual al número de grupo. Es decir, los elementos del grupo 1 forman iones 1+; los del grupo 2, iones 2+, y así sucesivamente. Al desplazarse del extremo derecho al izquierdo en la tabla periódica, los elementos suelen formar aniones con una carga negativa igual al número de grupos desplazados a la izquierda de los gases nobles. Por ejemplo, los elementos del grupo 17 (un grupo a la izquierda de los gases nobles) forman iones 1-; los elementos del grupo 16 (dos grupos a la izquierda) forman iones 2-, y así sucesivamente. Esta tendencia puede servir de guía en muchos casos, pero su valor predictivo disminuye cuando se avanza hacia el centro de la tabla periódica. De hecho, los metales de transición y algunos otros metales suelen presentar cargas variables que no son predecibles por su ubicación en la tabla. Por ejemplo, el cobre puede formar iones con una carga 1+ o 2+, y el hierro puede formar iones con una carga 2+ o 3+.
Los iones de los que hemos hablado hasta ahora se llaman iones monoatómicos, es decir, son iones formados por un solo átomo. También encontramos muchos iones poliatómicos. Estos iones, que actúan como unidades discretas, son moléculas cargadas eléctricamente (un grupo de átomos enlazados con una carga global). Algunos de los iones poliatómicos más importantes se enumeran en la . Los oxianiones son iones poliatómicos que contienen uno o más átomos de oxígeno. A estas alturas de su estudio de la química, debería memorizar los nombres, fórmulas y cargas de los iones poliatómicos más comunes. Como los utilizará repetidamente, pronto se le harán familiares.
Tenga en cuenta que existe un sistema para nombrar algunos iones poliatómicos; -ato e -ito son sufijos que designan iones poliatómicos que contienen más o menos átomos de oxígeno. Per- (abreviatura de "hiper") e hipo- (que significa "bajo") son prefijos que significan más átomos de oxígeno que -ato y menos átomos de oxígeno que -ito, respectivamente. Por ejemplo, el perclorato es  el clorato es  el clorito es  y el hipoclorito es ClO-. Por desgracia, el número de átomos de oxígeno que corresponde a un sufijo o prefijo determinado no es coherente; por ejemplo, el nitrato es  mientras que el sulfato es  Esto se tratará con más detalle en el próximo módulo sobre nomenclatura.
La naturaleza de las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos o iones dentro de un compuesto es la base para clasificar el enlace químico. Cuando se transfieren electrones y se forman iones, se producen enlaces iónicos. Los enlaces iónicos son fuerzas electrostáticas de atracción, es decir, las fuerzas de atracción experimentadas entre objetos de carga eléctrica opuesta (en este caso, cationes y aniones). Cuando se "comparten" electrones y se forman moléculas, se producen enlaces covalentes. Los enlaces covalentes son las fuerzas de atracción entre los núcleos cargados positivamente de los átomos enlazados y uno o más pares de electrones que se encuentran entre los átomos. Los compuestos se clasifican como iónicos o moleculares (covalentes) en función de los enlaces presentes en ellos.

### Compuestos iónicos

Cuando un elemento compuesto por átomos que pierden fácilmente electrones (un metal) reacciona con un elemento compuesto por átomos que ganan fácilmente electrones (un no metal), suele producirse una transferencia de electrones que da lugar a iones. El compuesto formado por esta transferencia se estabiliza por las atracciones electrostáticas (enlaces iónicos) entre los iones de carga opuesta presentes en el compuesto. Por ejemplo, cuando cada átomo de sodio en una muestra de sodio metálico (grupo 1) cede un electrón para formar un catión de sodio, Na+, y cada átomo de cloro en una muestra de cloro gaseoso (grupo 17) acepta un electrón para formar un anión de cloruro, Cl-, el compuesto resultante, NaCl, está formado por iones de sodio e iones de cloruro en la proporción de un ion Na+ por cada ion Cl-. Del mismo modo, cada átomo de calcio (grupo 2) puede ceder dos electrones y transferir uno a cada uno de los dos átomos de cloro para formar CaCl2, que está compuesto por iones Ca2+ y Cl- en la proporción de un ion Ca2+ por dos iones Cl-.
Un compuesto que contiene iones y se mantiene unido por enlaces iónicos se llama compuesto iónico. La tabla periódica puede ayudarnos a reconocer muchos de los compuestos que son iónicos: Cuando un metal se combina con uno o más no metales, el compuesto suele ser iónico. Esta pauta funciona bien para predecir la formación de compuestos iónicos para la mayoría de los compuestos que se encuentran típicamente en un curso de introducción a la química. Sin embargo, no siempre es cierto (por ejemplo, el cloruro de aluminio, AlCl3, no es iónico).
A menudo se pueden reconocer los compuestos iónicos por sus propiedades. Los compuestos iónicos son sólidos que suelen fundirse a altas temperaturas y hervir a temperaturas aún más altas. Por ejemplo, el cloruro de sodio se funde a 801 °C y hierve a 1413 °C. (Como comparación, el compuesto molecular agua se funde a 0 °C y hierve a 100 °C) En forma sólida, un compuesto iónico no es conductor de electricidad porque sus iones no pueden fluir (la "electricidad" es el flujo de partículas cargadas). Sin embargo, cuando está fundido, puede conducir la electricidad porque sus iones pueden moverse libremente por el líquido ().
En todo compuesto iónico, el número total de cargas positivas de los cationes es igual al número total de cargas negativas de los aniones. Así, los compuestos iónicos son eléctricamente neutros en su conjunto, aunque contengan iones positivos y negativos. Podemos utilizar esta observación para ayudarnos a escribir la fórmula de un compuesto iónico. La fórmula de un compuesto iónico debe tener una proporción de iones tal que los números de cargas positivas y negativas sean iguales.
Muchos compuestos iónicos contienen iones poliatómicos () como el catión, el anión o ambos. Al igual que los compuestos iónicos simples, estos compuestos también deben ser eléctricamente neutros, por lo que sus fórmulas pueden predecirse tratando los iones poliatómicos como unidades discretas. Utilizamos paréntesis en una fórmula para indicar un grupo de átomos que se comportan como una unidad. Por ejemplo, la fórmula del fosfato de calcio, uno de los minerales de nuestros huesos, es Ca3(PO4)2. Esta fórmula indica que hay tres iones de calcio (Ca2+) por cada dos de grupos de fosfato . Los grupos  son unidades discretas, cada una de ellas formada por un átomo de fósforo y cuatro de oxígeno, y con una carga global de 3-. El compuesto es eléctricamente neutro, y su fórmula muestra un recuento total de tres átomos de Ca, dos de P y ocho de O.
Dado que un compuesto iónico no está formado por moléculas individuales y discretas, no puede simbolizarse adecuadamente mediante una fórmula molecular. En cambio, los compuestos iónicos deben simbolizarse mediante una fórmula que indique el número relativo de sus iones constituyentes. Para los compuestos que solo contienen iones monoatómicos (como el NaCl) y para muchos compuestos que contienen iones poliatómicos (como el CaSO4), estas fórmulas son solo las fórmulas empíricas introducidas anteriormente en este capítulo. Sin embargo, las fórmulas de algunos compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos no son fórmulas empíricas. Por ejemplo, el compuesto iónico oxalato de sodio está formado por iones Na+ y  combinados en una proporción de 2:1, y su fórmula se escribe como Na2C2O4. Los subíndices de esta fórmula no son los números enteros más pequeños posibles, ya que cada uno puede dividirse entre 2 para obtener la fórmula empírica, NaCO2. Sin embargo, esta no es la fórmula aceptada para el oxalato de sodio, ya que no representa con exactitud el anión poliatómico del compuesto,

### Compuestos moleculares

Muchos compuestos no contienen iones, sino que están formados únicamente por moléculas discretas y neutras. Estos compuestos moleculares (compuestos covalentes) resultan cuando los átomos comparten, en lugar de transferir (ganar o perder), electrones. El enlace covalente es un concepto importante y extenso en química, y se tratará con bastante detalle en un capítulo posterior de este texto. A menudo podemos identificar los compuestos moleculares en función de sus propiedades físicas. En condiciones normales, los compuestos moleculares suelen existir como gases, líquidos de bajo punto de ebullición y sólidos de bajo punto de fusión, aunque existen muchas excepciones importantes.
Mientras que los compuestos iónicos suelen formarse cuando se combinan un metal y un no metal, los compuestos covalentes suelen formarse por una combinación de no metales. Por lo tanto, la tabla periódica puede ayudarnos a reconocer muchos de los compuestos que son covalentes. Aunque en este punto de nuestro estudio de la química podemos utilizar las posiciones de los elementos de un compuesto en la tabla periódica para predecir si es iónico o covalente, se debes ser consciente de que se trata de un enfoque muy simplista que no tiene en cuenta una serie de excepciones interesantes. Existen matices entre los compuestos iónicos y los moleculares, de los que aprenderá más adelante.

### Conceptos clave y resumen

Los metales (especialmente los de los grupos 1 y 2) tienden a perder el número de electrones que los dejaría con el mismo número de electrones que el gas noble anterior en la tabla periódica. De este modo, se forma un ion con carga positiva. Del mismo modo, los no metales (especialmente los de los grupos 16 y 17 y, en menor medida, los del grupo 15) pueden ganar el número de electrones necesario para proporcionar a los átomos el mismo número de electrones que en el siguiente gas noble de la tabla periódica. Por tanto, los no metales tienden a formar iones negativos. Los iones con carga positiva se llaman cationes y los de carga negativa, aniones. Los iones pueden ser monoatómicos (contienen un solo átomo) o poliatómicos (contienen más de un átomo).
Los compuestos que contienen iones se llaman compuestos iónicos. Los compuestos iónicos se forman generalmente a partir de metales y no metales. Los compuestos que no contienen iones, sino que están formados por átomos fuertemente unidos en moléculas (grupos de átomos sin carga que se comportan como una sola unidad), se llaman compuestos covalentes. Los compuestos covalentes suelen formarse a partir de dos no metales.

### Ejercicios de Química del final del capítulo


# Átomos, moléculas e iones

## Nomenclatura química

La nomenclatura, un conjunto de reglas para nombrar las cosas, es importante en la ciencia y en muchas otras situaciones. Este módulo describe un enfoque que se utiliza para nombrar compuestos iónicos y moleculares simples, como NaCl, CaCO3 y N2O4. Los más sencillos son los compuestos binarios, los que contienen solo dos elementos, pero también consideraremos cómo nombrar los compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos, y una clase específica y muy importante de compuestos conocidos como ácidos (los capítulos siguientes de este texto se centrarán en estos compuestos con gran detalle). Nos limitaremos aquí a los compuestos inorgánicos, compuestos que están formados principalmente por elementos distintos del carbono, y seguiremos las directrices de nomenclatura propuestas por la IUPAC. Las reglas de los compuestos orgánicos, en los que el carbono es el elemento principal, se tratarán en un capítulo posterior sobre química orgánica.

### Compuestos iónicos

Para nombrar un compuesto inorgánico, debemos tener en cuenta las respuestas a las siguientes preguntas. En primer lugar, ¿el compuesto es iónico o molecular? Si el compuesto es iónico, ¿el metal forma iones de un solo tipo (carga fija) o de más de un tipo (carga variable)? ¿Los iones son monoatómicos o poliatómicos? Si el compuesto es molecular, ¿contiene hidrógeno? Si es así, ¿también contiene oxígeno? A partir de las respuestas que obtenemos, colocamos el compuesto en una categoría adecuada y le damos el nombre correspondiente.

### Compuestos que solo contienen iones monoatómicos

El nombre de un compuesto binario que contiene iones monoatómicos consiste en el nombre del catión (el nombre del metal) seguido del nombre del anión (el nombre del elemento no metálico con su terminación sustituida por el sufijo -uro). Algunos ejemplos se recogen en la .

### Compuestos que contienen iones poliatómicos

Los compuestos que contienen iones poliatómicos se nombran de forma similar a los que solo contienen iones monoatómicos, es decir, nombrando primero el catión y luego el anión. Los ejemplos se muestran en la .

### Compuestos que contienen un ion metálico con carga variable

La mayoría de los metales de transición y algunos metales del grupo principal pueden formar dos o más cationes con cargas diferentes. Los compuestos de estos metales con no metales se nombran con el mismo método que los compuestos de la primera categoría, salvo que la carga del ion metálico se especifica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal. La carga del ion metálico se determina a partir de la fórmula del compuesto y la carga del anión. Por ejemplo, consideremos los compuestos iónicos binarios de hierro y cloro. El hierro suele presentar una carga de 2+ o 3+ (vea la ), y las dos fórmulas compuestas correspondientes son FeCl2 y FeCl3. El nombre más sencillo, "cloruro de hierro", será en este caso ambiguo, ya que no distingue entre estos dos compuestos. En estos casos, la carga del ion metálico se incluye como un número romano entre paréntesis inmediatamente después del nombre del metal. Estos dos compuestos se denominan inequívocamente cloruro de hierro(II) y cloruro de hierro(III), respectivamente. Otros ejemplos se encuentran en la .
La nomenclatura anticuada utilizaba los sufijos -ico y -oso para designar los metales con mayor y menor carga, respectivamente: El cloruro de hierro(III), FeCl3, se denominaba anteriormente cloruro férrico, y el cloruro de hierro(II), FeCl2, se conocía como cloruro ferroso. Aunque la comunidad científica ha abandonado en gran medida esta convención de nomenclatura, sigue siendo utilizada por algunos segmentos de la industria. Por ejemplo, puede ver las palabras fluoruro de estañoso en un tubo de pasta de dientes. Esto representa la fórmula SnF2, que se denomina más correctamente fluoruro de estaño(II). El otro fluoruro de estaño es el SnF4, que antes se llamaba fluoruro estánico, pero que ahora se denomina fluoruro de estaño(IV).

### Hidratos iónicos

Los compuestos iónicos que contienen moléculas de agua como componentes integrales de sus cristales se denominan hidratos. El nombre de un hidrato iónico se obtiene añadiendo un término al nombre del compuesto anhidro (que significa "no hidratado") que indica el número de moléculas de agua asociadas a cada unidad de fórmula del compuesto. La palabra añadida comienza con un prefijo griego que denota el número de moléculas de agua (vea la ) y termina con "hidrato”. Por ejemplo, el compuesto anhidro de sulfato de cobre(II) también existe como un hidrato que contiene cinco moléculas de agua y se denomina sulfato de cobre(II) pentahidratado. La sosa es el nombre común de un hidrato de carbonato de sodio que contiene 10 moléculas de agua; el nombre sistemático es carbonato de sodio decahidratado.
Las fórmulas de los hidratos iónicos se escriben añadiendo un punto centrado verticalmente, un coeficiente que representa el número de moléculas de agua y la fórmula del agua. Los dos ejemplos mencionados en el párrafo anterior están representados por las fórmulas

### Compuestos moleculares (covalentes)

Las características de enlace de los compuestos moleculares inorgánicos son diferentes a las de los compuestos iónicos, y también se nombran utilizando un sistema diferente. Las cargas de los cationes y aniones dictan sus proporciones en los compuestos iónicos, por lo que especificar los nombres de los iones proporciona información suficiente para determinar las fórmulas químicas. Sin embargo, como el enlace covalente permite una variación significativa en las relaciones de combinación de los átomos de una molécula, los nombres de los compuestos moleculares deben identificar explícitamente estas relaciones.

### Compuestos formados por dos elementos

Cuando dos elementos no metálicos forman un compuesto molecular, suelen ser posibles varias relaciones de combinación. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno pueden formar los compuestos CO y CO2. Como se trata de sustancias diferentes con propiedades distintas, no pueden tener ambas el mismo nombre (no pueden llamarse ambas óxido de carbono). Para hacer frente a esta situación, utilizamos un método de nomenclatura algo similar al utilizado para los compuestos iónicos, pero con prefijos añadidos para especificar el número de átomos de cada elemento. El nombre del elemento más metálico (el que está más a la izquierda o abajo de la tabla periódica) va primero, seguido del nombre del elemento que sea más no metálico (el que está más a la derecha o arriba) con su terminación cambiada por el sufijo -uro. Los números de átomos de cada elemento se designan con los prefijos griegos que aparecen en la .
Cuando solo hay un átomo del primer elemento, se suele eliminar el prefijo mono- de esa parte. Así, el CO se denomina monóxido de carbono y CO2 dióxido de carbono. Cuando dos vocales son adyacentes, la a del prefijo griego se suele suprimir. Algunos otros ejemplos se muestran en la .
Hay algunos nombres comunes que encontrará a medida que continúe su estudio de la química. Por ejemplo, aunque el NO se llama a menudo óxido nítrico, su nombre correcto es monóxido de nitrógeno. Del mismo modo, el N2O se conoce como óxido nitroso aunque nuestras normas especificarían el nombre de monóxido de dinitrógeno. (Y el H2O suele llamarse agua, no monóxido de dihidrógeno). Debe memorizar los nombres comunes de los compuestos a medida que los encuentre.

### Ácidos binarios

Algunos compuestos que contienen hidrógeno son miembros de una importante clase de sustancias conocidas como ácidos. La química de estos compuestos se explora con más detalle en capítulos posteriores de este texto, pero por ahora bastará con señalar que muchos ácidos liberan iones de hidrógeno, H+, cuando se disuelven en agua. Para denotar esta propiedad química distintiva, una mezcla de agua con un ácido recibe un nombre derivado del nombre del compuesto. Si el compuesto es un ácido binario (formado por hidrógeno y otro elemento no metálico):
1. La palabra "hidrógeno" se cambia por el prefijo hidro-
2. El nombre del otro elemento no metálico se modifica añadiendo el sufijo -ico
3. La palabra "ácido" se agrega como segunda palabra
Por ejemplo, cuando el gas HCl (cloruro de hidrógeno) se disuelve en agua, la solución se llama ácido clorhídrico. Otros ejemplos de esta nomenclatura se muestran en la .

### Oxiácidos

Muchos compuestos que contienen tres o más elementos (como los compuestos orgánicos o de coordinación) están sujetos a reglas de nomenclatura especializadas que aprenderá más adelante. Sin embargo, hablaremos brevemente de los importantes compuestos conocidos como oxiácidos, compuestos que contienen hidrógeno, oxígeno y al menos otro elemento, y que se enlazan de tal manera que imparten propiedades ácidas al compuesto (aprenderá los detalles de esto en un capítulo posterior). Los oxiácidos típicos están formados por hidrógeno combinado con un ion poliatómico que contiene oxígeno. Para nombrar a los oxiácidos:
1. Omita el "hidrógeno"
2. Comience con el nombre de la raíz del anión
3. Sustituya –ato con –ico, o –ito con –oso
4. Añada "ácido"
Por ejemplo, consideremos el H2CO3 (que podríamos llamar "carbonato de hidrógeno"). Para nombrarlo correctamente, se omite el "hidrógeno"; se sustituye el –ato de carbonato por –ico; y se añade ácido, por lo que su nombre es ácido carbónico. Otros ejemplos se encuentran en la . Hay algunas excepciones al método general de denominación (por ejemplo, el H2SO4 se denomina ácido sulfúrico, no ácido súlfico, y el H2SO3 es ácido sulfuroso, no ácido sulfoso).

### Conceptos clave y resumen

Los químicos utilizan reglas de nomenclatura para nombrar claramente los compuestos. Los compuestos iónicos y moleculares se nombran con métodos algo diferentes. Los compuestos iónicos binarios suelen estar formados por un metal y un no metal. Primero se escribe el nombre del metal, seguido del nombre del no metal con su terminación cambiada auro/ido. Por ejemplo, el K2O se llama óxido de potasio. Si el metal puede formar iones con diferentes cargas, un número romano entre paréntesis sigue al nombre del metal para especificar su carga. Así, el FeCl2 es cloruro de hierro(II) y el FeCl3 es cloruro de hierro(III). Algunos compuestos contienen iones poliatómicos; hay que memorizar los nombres de los iones poliatómicos más comunes. Los compuestos moleculares pueden formar compuestos con diferentes proporciones de sus elementos, por lo que se utilizan prefijos para especificar el número de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto. Algunos ejemplos son el SF6, hexafluoruro de azufre, y el N2O4, tetróxido de dinitrógeno. Los ácidos son una clase importante de compuestos que contienen hidrógeno y tienen reglas de nomenclatura especiales. Los ácidos binarios se nombran utilizando el prefijo hidro-, cambiando el sufijo -uro por -ico y añadiendo "ácido"; HCl es ácido clorhídrico. Los oxiácidos se nombran cambiando la terminación del anión (–ato a –ico e –ito a –oso), y añadiendo "ácido"; H2CO3 es ácido carbónico.

### Ejercicios de Química del final del capítulo


# Composición de sustancias y soluciones

## Introducción

Las piscinas han sido durante mucho tiempo un medio popular de recreo, ejercicio y terapia física. Dado que no es práctico llenar las piscinas grandes con agua dulce con frecuencia, el agua de la piscina se trata regularmente con productos químicos para evitar el crecimiento de bacterias y algas dañinas. El mantenimiento adecuado de la piscina requiere la adición periódica de diversos compuestos químicos en cantidades medidas con cuidado. Por ejemplo, la cantidad relativa de iones de calcio, Ca2+, en el agua debe mantenerse dentro de ciertos límites para prevenir la irritación de los ojos y evitar daños en el fondo de la piscina y en las tuberías. Para mantener los niveles adecuados de calcio, se añaden los cationes de calcio al agua en forma de un compuesto iónico que también contiene aniones; por lo tanto, es necesario conocer tanto la cantidad relativa de Ca2+ en el compuesto como el volumen de agua de la piscina para conseguir el nivel adecuado de calcio. Los aspectos cuantitativos de la composición de las sustancias (como el compuesto que contiene calcio) y de las mezclas (como el agua de la piscina) son objeto de este capítulo.


# Composición de sustancias y soluciones

## La fórmula de masa y el concepto de mol

Muchos sostienen que la ciencia química moderna comenzó cuando los científicos empezaron a explorar los aspectos cuantitativos y cualitativos de la química. Por ejemplo, la teoría atómica de Dalton fue un intento de explicar los resultados de las mediciones que le permitieron calcular las masas relativas de los elementos combinados en diversos compuestos. Entender la relación entre las masas de los átomos y las fórmulas químicas de los compuestos nos permite describir cuantitativamente la composición de las sustancias.

### Fórmula de masa

En un capítulo anterior de este texto se describía el desarrollo de la unidad de masa atómica, el concepto de masas atómicas promedio y el uso de fórmulas químicas para representar la composición elemental de las sustancias. Estas ideas pueden ampliarse para calcular la fórmula de masa de una sustancia sumando las masas atómicas promedio de todos los átomos representados en la fórmula de la sustancia.

### Fórmula de masa de las sustancias covalentes

En el caso de las sustancias covalentes, la fórmula representa el número y el tipo de átomos que componen una única molécula de la sustancia; por tanto, la fórmula de masa puede denominarse correctamente masa molecular. Pensemos en el cloroformo (CHCl3), un compuesto covalente que en su día se utilizaba como anestesia quirúrgica y que ahora se emplea principalmente en la producción de tetrafluoroetileno, el componente básico del polímero "antiadherente", el teflón. La fórmula molecular del cloroformo indica que una sola molécula contiene un átomo de carbono, uno de hidrógeno y tres de cloro. La masa molecular promedio de una molécula de cloroformo es, por tanto, igual a la suma de las masas atómicas promedio de estos átomos. La  resume los cálculos utilizados para obtener la masa molecular del cloroformo, que es de 119,37 u.
Asimismo, la masa molecular de una molécula de aspirina, C9H8O4, es la suma de las masas atómicas de nueve átomos de carbono, ocho átomos de hidrógeno y cuatro átomos de oxígeno, que asciende a 180,15 u ().

### Fórmula de masa de los compuestos iónicos

Los compuestos iónicos están formados por cationes y aniones discretos combinados en proporciones que dan lugar a una materia masiva eléctricamente neutra. La fórmula de masa de un compuesto iónico se calcula de la misma manera que la fórmula de masa de los compuestos covalentes: sumando las masas atómicas promedio de todos los átomos de la fórmula del compuesto. Sin embargo, hay que tener en cuenta que la fórmula de un compuesto iónico no representa la composición de una molécula discreta, por lo que no puede denominarse correctamente "masa molecular”.
Como ejemplo, consideremos el cloruro de sodio, NaCl, el nombre químico de la sal de mesa común. El cloruro de sodio es un compuesto iónico formado por cationes de sodio, Na+, y aniones de cloruro, Cl-, combinados en una relación 1:1. La fórmula de masa de este compuesto se calcula en 58,44 u (vea la ).
Observe que en este cálculo se han utilizado las masas medias de los átomos neutros de sodio y cloro, en lugar de las masas de los cationes de sodio y los aniones de cloro. Este enfoque es perfectamente aceptable cuando se calcula la fórmula de masa de un compuesto iónico. Aunque un catión de sodio tiene una masa ligeramente menor que un átomo de sodio (ya que le falta un electrón), esta diferencia se verá compensada por el hecho de que un anión de cloruro es ligeramente más masivo que un átomo de cloruro (debido al electrón extra). Además, la masa de un electrón es insignificante con respecto a la masa de un átomo típico. Incluso cuando se calcula la masa de un ion aislado, los electrones faltantes o adicionales pueden generalmente ignorarse, ya que su contribución a la masa total es insignificante, reflejándose solo en los dígitos no significativos que se perderán al redondear adecuadamente la masa calculada. Las pocas excepciones a esta norma son los iones muy ligeros derivados de elementos con masas atómicas conocidas con precisión.

### El mol

La identidad de una sustancia se define no solo por los tipos de átomos o iones que contiene, sino por la cantidad de cada tipo de átomo o ion. Por ejemplo, el agua, H2O, y el peróxido de hidrógeno, H2O2, se parecen en que sus respectivas moléculas están compuestas por átomos de hidrógeno y oxígeno. Sin embargo, como una molécula de peróxido de hidrógeno contiene dos átomos de oxígeno, a diferencia de la molécula de agua, que solo tiene uno, ambas sustancias presentan propiedades muy diferentes. Hoy en día, instrumentos sofisticados permiten la medición directa de estos rasgos microscópicos definitorios; sin embargo, los mismos rasgos se derivaron originalmente de la medición de las propiedades macroscópicas (las masas y los volúmenes de las cantidades de materia a granel) utilizando herramientas relativamente simples (balanzas y cristalería volumétrica). Este enfoque experimental requirió la introducción de una nueva unidad para la cantidad de sustancias, el mol, que sigue siendo indispensable en la ciencia química moderna.
El mol es una unidad de cantidad similar a las unidades familiares como el par, la docena, el bruto, etc. Proporciona una medida específica del número de átomos o moléculas en una muestra de materia. Una de las connotaciones latinas de la palabra "mol" es "gran masa" o “gran cantidad", lo que coincide con su uso como nombre de esta unidad. El mol proporciona un vínculo entre una propiedad macroscópica fácil de medir, la masa aparente, y una propiedad fundamental extremadamente importante, el número de átomos, moléculas, etc. Un mol de sustancia es la cantidad en la que hay 6,02214076  1023 entidades discretas (átomos o moléculas). Este gran número es una constante fundamental conocida como número de Avogadro ( o constante de Avogadro en honor al científico italiano Amedeo Avogadro. Esta constante se indica correctamente con una unidad explícita de "por mol", siendo una versión convenientemente redondeada 6,022  1023/mol.
De acuerdo con su definición como unidad de cantidad, 1 mol de cualquier elemento contiene el mismo número de átomos que 1 mol de cualquier otro elemento. Sin embargo, las masas de 1 mol de diferentes elementos son diferentes, ya que las masas de los átomos individuales son drásticamente diferentes. La masa molar de un elemento (o compuesto) es la masa en gramos de 1 mol de esa sustancia, propiedad que se expresa en unidades de gramos por mol (g/mol) (vea la ).
La masa molar de cualquier sustancia equivale numéricamente a su peso atómico o de fórmula en u. Según la definición de u, un solo átomo 12C pesa 12 u (su masa atómica es de 12 u). Un mol de 12C pesa 12 g (su masa molar es 12 g/mol). Esta relación es válida para todos los elementos, ya que sus masas atómicas se miden en relación con la de la sustancia de referencia de u, 12C. Ampliando este principio, la masa molar de un compuesto en gramos es igualmente equivalente numéricamente a su fórmula de masa en u ().
Aunque la masa atómica y la masa molar son numéricamente equivalentes, hay que tener en cuenta que son enormemente diferentes en términos de escala, como lo representa la gran diferencia en las magnitudes de sus respectivas unidades (u frente a g). Para apreciar la enormidad del mol, considere una pequeña gota de agua que pesa aproximadamente 0,03 g (vea la ). Aunque esto representa solo una pequeña fracción de 1 mol de agua (~18 g), contiene más moléculas de agua de las que se pueden imaginar claramente. Si las moléculas se distribuyeran por igual entre los aproximadamente siete mil millones de habitantes de la Tierra, cada persona recibiría más de 100 mil millones de moléculas.
Las relaciones entre la fórmula de masa, el mol y el número de Avogadro pueden aplicarse para calcular diversas cantidades que describen la composición de sustancias y compuestos, como se demuestra en los siguientes problemas de ejemplo.

### Conceptos clave y resumen

La fórmula de masa de una sustancia es la suma de las masas atómicas promedio de cada átomo representado en la fórmula química y se expresa en unidades de masa atómica. La fórmula de masa de un compuesto covalente también se llama masa molecular. Una unidad de cantidad conveniente para expresar números muy grandes de átomos o moléculas es el mol. Las mediciones experimentales han determinado que el número de entidades que componen 1 mol de sustancia es de 6,022  1023, una cantidad llamada número de Avogadro. La masa en gramos de 1 mol de sustancia es su masa molar. Debido al uso de la misma sustancia de referencia para definir la unidad de masa atómica y el mol, la fórmula de masa (u) y la masa molar (g/mol) de cualquier sustancia son numéricamente equivalentes (por ejemplo, una molécula de H2O pesa aproximadamente 18 u y 1 mol de moléculas de H2O pesa aproximadamente 18 g).

### Ejercicios de Química del final del capítulo


# Composición de sustancias y soluciones

## Determinación de fórmulas empíricas y moleculares

En el apartado anterior se ha tratado la relación entre la masa aparente de una sustancia y el número de átomos o moléculas que contiene (moles). Dada la fórmula química de la sustancia, se puede determinar su cantidad (moles) a partir de su masa, y viceversa. Pero ¿qué ocurre si se desconoce la fórmula química de una sustancia? En esta sección, estos mismos principios se aplicarán para derivar las fórmulas químicas de sustancias desconocidas a partir de mediciones experimentales de masa.

### Composición porcentual

La composición elemental de un compuesto define su identidad química y las fórmulas químicas son la forma más sucinta de representar esta composición elemental. Cuando se desconoce la fórmula de un compuesto, la medición de la masa de cada uno de sus elementos constitutivos suele ser el primer paso en el proceso de determinación experimental de la fórmula. Los resultados de estas mediciones permiten calcular la composición porcentual del compuesto, definida como el porcentaje en masa de cada elemento en el compuesto. Por ejemplo, consideremos un compuesto gaseoso formado únicamente por carbono e hidrógeno. La composición porcentual de este compuesto podría representarse como sigue:
Si el análisis de una muestra de 10,0 g de este gas muestra que contiene 2,5 g de H y 7,5 g de C, la composición porcentual se calcularía en un 25 % de H y un 75 % de C:

### Determinar la composición porcentual a partir de fórmulas moleculares o empíricas

La composición porcentual también es útil para evaluar la abundancia relativa de un elemento determinado en diferentes compuestos de fórmulas conocidas. Como ejemplo, consideremos los fertilizantes comunes que contienen nitrógeno: amoníaco (NH3), nitrato de amonio (NH4NO3) y urea (CH4N2O). El elemento nitrógeno es el ingrediente activo para fines agrícolas, por lo que el porcentaje de masa de nitrógeno en el compuesto es una preocupación práctica y económica para los consumidores que eligen entre estos fertilizantes. Para este tipo de aplicaciones, la composición porcentual de un compuesto se obtiene fácilmente a partir de su fórmula de masa y de las masas atómicas de sus elementos constitutivos. Una molécula de NH3 contiene un átomo de N que pesa 14,01 u y tres átomos de H que pesan un total de (3  1,008 u) = 3,024 u. La fórmula de masa del amoníaco es, por tanto, (14,01 u + 3,024 u) = 17,03 u, y su composición porcentual es:
Este mismo enfoque puede adoptarse considerando un par de moléculas, una docena de moléculas o un mol de moléculas, etc. Esta última cantidad es la más conveniente y simplemente implicaría el uso de masas molares en lugar de fórmulas de masa y atómicas, como se ha demostrado en el . Siempre que se conozca la fórmula molecular o empírica del compuesto en cuestión, la composición porcentual puede derivarse de las masas atómicas o molares de los elementos del compuesto.

### Determinación de fórmulas empíricas

Como se ha mencionado anteriormente, el enfoque más común para determinar la fórmula química de un compuesto es medir primero las masas de sus elementos constitutivos. Sin embargo, hay que tener en cuenta que las fórmulas químicas representan los números relativos, no las masas, de los átomos de la sustancia. Por lo tanto, cualquier dato derivado experimentalmente que involucre la masa debe ser utilizado para derivar los números correspondientes de átomos en el compuesto. Esto se consigue utilizando las masas molares para convertir la masa de cada elemento en un número de moles. Estas cantidades molares se utilizan para calcular las relaciones de números enteros que pueden utilizarse para obtener la fórmula empírica de la sustancia. Considere una muestra de compuesto que contiene 1,71 g de C y 0,287 g de H. Los números correspondientes de átomos (en moles) son:
Por lo tanto, este compuesto puede estar representado por la fórmula C0,142H0,284. Por convención, las fórmulas contienen subíndices de números enteros, lo que puede lograrse dividiendo cada subíndice por el subíndice menor:
(Recordemos que los subíndices de "1" no se escriben, sino que se suponen si no hay ningún otro número)
La fórmula empírica de este compuesto es, pues, CH2. Esta puede ser o no la fórmula molecular del compuesto; sin embargo, se necesita información adicional para hacer esa determinación (como se trata más adelante en esta sección).
Consideremos como otro ejemplo una muestra de compuesto que se ha determinado que contiene 5,31 g de Cl y 8,40 g de O. Siguiendo el mismo enfoque se obtiene una fórmula empírica tentativa de:
En este caso, al dividir por el subíndice más pequeño todavía nos queda un subíndice decimal en la fórmula empírica. Para convertir esto en un número entero, multiplique cada uno de los subíndices por dos, conservando la misma proporción de átomos y dando como resultado Cl2O7 como fórmula empírica final.
En resumen, las fórmulas empíricas se derivan de las masas de los elementos que se miden experimentalmente al:
1. Derivar el número de moles de cada elemento a partir de su masa.
2. Dividir la cantidad molar de cada elemento entre la cantidad molar más pequeña para obtener los subíndices de una fórmula empírica tentativa.
3. Multiplicar todos los coeficientes por un número entero, si es necesario, para garantizar que se obtiene la menor relación de números enteros de los subíndices.
En la  se describe este procedimiento en forma de diagrama de flujo para una sustancia que contiene los elementos A y X.

### Derivar fórmulas empíricas a partir de la composición porcentual

Por último, con respecto a la derivación de fórmulas empíricas, considere los casos en los que se dispone de la composición porcentual de un compuesto en lugar de las masas absolutas de los elementos que lo componen. En estos casos, la composición porcentual puede utilizarse para calcular las masas de los elementos presentes en cualquier masa conveniente del compuesto; estas masas pueden utilizarse entonces para derivar la fórmula empírica de la manera habitual.

### Calcular fórmulas moleculares

Recordemos que las fórmulas empíricas son símbolos que representan los números relativos de los elementos de un compuesto. Para determinar el número absoluto de átomos que componen una única molécula de un compuesto covalente es necesario conocer tanto su fórmula empírica como su masa molecular o masa molar. Estas magnitudes pueden determinarse experimentalmente mediante diversas técnicas de medición. La masa molecular, por ejemplo, suele obtenerse a partir del espectro de masas del compuesto (vea el análisis de esta técnica en el capítulo anterior sobre átomos y moléculas). La masa molar puede medirse mediante una serie de métodos experimentales, muchos de los cuales se presentarán en capítulos posteriores de este texto.
Las fórmulas moleculares se obtienen comparando la masa molecular o molar del compuesto con su masa de fórmula empírica. Como su nombre indica, una masa de fórmula empírica es la suma de las masas atómicas promedio de todos los átomos representados en una fórmula empírica. Si se conoce la masa molecular (o molar) de la sustancia, puede dividirse por la masa de fórmula empírica para obtener el número de unidades de fórmula empírica por molécula(n):
La fórmula molecular se obtiene entonces multiplicando cada subíndice de la fórmula empírica por n, como muestra la fórmula empírica genérica AxBy:
Por ejemplo, consideremos un compuesto covalente cuya fórmula empírica se determina como CH2O. La masa de fórmula empírica de este compuesto es de aproximadamente 30 u (la suma de 12 u para un átomo de C, 2 u para dos átomos de H y 16 u para un átomo de O). Si se determina que la masa molecular del compuesto es de 180 u, esto indica que las moléculas de este compuesto contienen seis veces el número de átomos representados en la fórmula empírica:
Las moléculas de este compuesto se representan entonces con fórmulas moleculares cuyos subíndices son seis veces mayores que los de la fórmula empírica:
Observe que este mismo enfoque puede utilizarse cuando se emplea la masa molar (g/mol) en lugar de la masa molecular (u). En este caso, se considera un mol de unidades y moléculas de fórmula empírica, a diferencia de las unidades y moléculas individuales.

### Conceptos clave y resumen

La identidad química de una sustancia se define por los tipos y números relativos de átomos que componen sus entidades fundamentales (moléculas en el caso de los compuestos covalentes, iones en el caso de los compuestos iónicos). La composición porcentual de un compuesto proporciona el porcentaje de masa de cada elemento en el compuesto, y a menudo se determina experimentalmente y se utiliza para derivar la fórmula empírica del compuesto. La masa de la fórmula empírica de un compuesto covalente puede compararse con la masa molecular o molar del compuesto para obtener una fórmula molecular.

### Ecuaciones clave


# Composición de sustancias y soluciones

## Molaridad

Las secciones anteriores de este capítulo se centraron en la composición de las sustancias: muestras de materia que contienen un solo tipo de elemento o compuesto. Sin embargo, las mezclas (muestras de materia que contienen dos o más sustancias combinadas físicamente) son más frecuentes en la naturaleza que las sustancias puras. Al igual que una sustancia pura, la composición relativa de una mezcla desempeña un papel importante en la determinación de sus propiedades. La cantidad relativa de oxígeno en la atmósfera de un planeta determina su capacidad para mantener la vida aeróbica. Las cantidades relativas de hierro, carbono, níquel y otros elementos en el acero (una mezcla conocida como "aleación") determinan su fuerza física y su resistencia a la corrosión. La cantidad relativa del principio activo de un medicamento determina su eficacia para conseguir el efecto farmacológico deseado. La cantidad relativa de azúcar en una bebida determina su dulzor (vea la ). Esta sección describirá una de las formas más comunes de cuantificar las composiciones relativas de las mezclas.

### Soluciones

Las soluciones se han definido previamente como mezclas homogéneas, lo que significa que la composición de la mezcla (y por tanto sus propiedades) es uniforme en todo su volumen. Las soluciones son frecuentes en la naturaleza y también se han utilizado en diversas formas de tecnología creada por el hombre. En el capítulo sobre soluciones y coloides se ofrece un tratamiento más exhaustivo de las propiedades de las soluciones, pero aquí se ofrece una introducción a algunas de las propiedades básicas de las soluciones.
La cantidad relativa de un determinado componente de la solución se conoce como su concentración. A menudo, aunque no siempre, una solución contiene un componente con una concentración significativamente mayor que la de todos los demás componentes. Este componente se denomina solvente y puede considerarse como el medio en el que se dispersan o disuelven los demás componentes. Las soluciones en las que el agua es el solvente son, por supuesto, muy comunes en nuestro planeta. Una solución en la que el agua es el solvente se llama solución acuosa.
Un soluto es un componente de una solución que suele estar presente en una concentración mucho menor que la del solvente. Las concentraciones de solutos suelen describirse con términos cualitativos como diluida (de concentración relativamente baja) y concentrada (de concentración relativamente alta).
Las concentraciones pueden evaluarse cuantitativamente utilizando una amplia variedad de unidades de medida, cada una de ellas conveniente para aplicaciones particulares. La molaridad ( es una unidad de concentración útil para muchas aplicaciones en química. La molaridad se define como el número de moles de soluto en exactamente 1 litro (1 L) de la solución:
Cuando se realizan cálculos por etapas, como en el , es importante abstenerse de redondear los resultados de los cálculos intermedios, lo que puede dar lugar a errores de redondeo en el resultado final. En el , la cantidad molar de NaCl calculada en el primer paso, 1,325 mol, se redondearía correctamente a 1,32 mol si se tuviera que informar; sin embargo, aunque el último dígito (5) no es significativo, debe conservarse como dígito de guardia en el cálculo intermedio. Si no se hubiera retenido el dígito de guardia, el cálculo final de la masa de NaCl habría sido de 77,1 g, una diferencia de 0,3 g.
Además de conservar un dígito de guardia para los cálculos intermedios, también se pueden evitar los errores de redondeo realizando los cálculos en un solo paso (vea el ). Esto elimina los pasos intermedios para que solo se redondee el resultado final.

### Dilución de soluciones

La dilución es el proceso por el que se reduce la concentración de una solución mediante la adición de un solvente. Por ejemplo, un vaso de té helado se diluye cada vez más a medida que se derrite el hielo. El agua del hielo derretido aumenta el volumen del solvente (agua) y el volumen global de la solución (té helado), reduciendo así las concentraciones relativas de los solutos que dan sabor a la bebida ().
La dilución es también un medio habitual para preparar soluciones de una concentración deseada. Añadiendo solvente a una porción medida de una solución madre más concentrada, se puede preparar una solución de menor concentración. Por ejemplo, los plaguicidas comerciales suelen venderse como soluciones en las que los ingredientes activos están mucho más concentrados de lo que es apropiado para su aplicación. Antes de poder utilizarlos en los cultivos, los plaguicidas deben diluirse. Esta es también una práctica muy común para la preparación de una serie de reactivos comunes de laboratorio.
Se puede utilizar una relación matemática sencilla para relacionar los volúmenes y las concentraciones de una solución antes y después del proceso de dilución. Según la definición de molaridad, el número de moles de soluto en una solución (n) es igual al producto de la molaridad de la solución (M) por su volumen en litros (L):
Expresiones como estas pueden escribirse para una solución antes y después de diluirla:
donde los subíndices "1" y "2" se refieren a la solución antes y después de la dilución, respectivamente. Como el proceso de dilución no cambia la cantidad de soluto en la solución, n1 = n2. Por lo tanto, estas dos ecuaciones pueden ser iguales entre sí:
Esta relación se denomina comúnmente ecuación de dilución. Aunque esta ecuación utiliza la molaridad como unidad de concentración y los litros como unidad de volumen, se pueden utilizar otras unidades de concentración y volumen siempre que las unidades se cancelen adecuadamente según el método de los factores de conversión. Reflejando esta versatilidad, la ecuación de dilución se escribe a menudo en la forma más general:
donde C y V son la concentración y el volumen, respectivamente.

### Conceptos clave y resumen

Las soluciones son mezclas homogéneas. Muchas soluciones contienen un componente, llamado solvente, en el que se disuelven otros componentes, llamados solutos. Una solución acuosa es aquella cuyo solvente es el agua. La concentración de una solución es una medida de la cantidad relativa de soluto en una cantidad determinada de solución. Las concentraciones pueden medirse utilizando varias unidades, y una unidad muy útil es la molaridad, que se define como el número de moles de soluto por litro de solución. La concentración de soluto de una solución puede disminuirse añadiendo solvente, proceso que se denomina dilución. La ecuación de dilución es una relación simple entre las concentraciones y los volúmenes de una solución antes y después de la dilución.

### Ejercicios de Química del final del capítulo

### Ecuaciones clave


# Composición de sustancias y soluciones

## Otras unidades para las concentraciones de las soluciones

En el apartado anterior se ha introducido la molaridad, una unidad de medida muy útil para evaluar la concentración de las soluciones. Sin embargo, la molaridad es solo una medida de la concentración. Esta sección describirá algunas otras unidades de concentración que se utilizan comúnmente en varias aplicaciones, ya sea por conveniencia o por convención.

### Porcentaje de masa

Anteriormente en este capítulo, se introdujo la composición porcentual como una medida de la cantidad relativa de un elemento determinado en un compuesto. Los porcentajes también se utilizan habitualmente para expresar la composición de las mezclas, incluidas las soluciones. El porcentaje de masa de un componente de la solución se define como la relación entre la masa del componente y la masa de la solución, expresada en porcentaje:
El porcentaje de masa también recibe nombres similares, como tanto por ciento en masa, porcentaje de peso, porcentaje de peso/peso, y otras variaciones sobre este tema. El símbolo más común para el porcentaje de masa es simplemente el signo de porcentaje, %, aunque a menudo se utilizan símbolos más detallados cómo %masa, %peso y (p/p)%. El uso de estos símbolos más detallados puede evitar la confusión de los porcentajes de masa con otros tipos de porcentajes, como los porcentajes de volumen (que se tratarán más adelante en esta sección).
Los porcentajes de masa son unidades de concentración populares para los productos de consumo. La etiqueta de una botella típica de blanqueador líquido () indica que la concentración de su ingrediente activo, el hipoclorito de sodio (NaOCl), es del 7,4 %. Por lo tanto, una muestra de 100,0 g de blanqueador debería contener 7,4 g de NaOCl

### Porcentaje de volumen

Los volúmenes de líquidos en una amplia gama de magnitudes se miden de forma conveniente utilizando equipos de laboratorio comunes y relativamente baratos. Por lo tanto, la concentración de una solución formada por la disolución de un soluto líquido en un disolvente líquido suele expresarse como un porcentaje de volumen, %vol o (v/v)%:

### Porcentaje de masa volumen

Las unidades porcentuales "mixtas", derivadas de la masa del soluto y el volumen de la solución, son populares para ciertas aplicaciones bioquímicas y médicas. Un porcentaje de masa volumen es una relación entre la masa de un soluto y el volumen de la solución, expresada en forma de porcentaje. Las unidades específicas utilizadas para la masa del soluto y el volumen de la solución pueden variar, dependiendo de la solución. Por ejemplo, la solución salina fisiológica, utilizada para preparar fluidos intravenosos, tiene una concentración de 0,9 % masa/volumen (m/v), lo que indica que la composición es de 0,9 g de soluto por 100 mL de solución. La concentración de glucosa en la sangre (comúnmente denominada "azúcar en la sangre") también suele expresarse en términos de una relación masa volumen. Aunque no se exprese explícitamente en porcentaje, su concentración suele darse en miligramos de glucosa por decilitro (100 mL) de sangre ().

### Partes por millón y partes por mil millones

Las concentraciones de solutos muy bajas se expresan a menudo utilizando unidades adecuadamente pequeñas, como partes por millón (ppm) o partes por mil millones (ppb). Al igual que las unidades de porcentaje ("parte por cien"), las ppm y las ppb pueden definirse en términos de masas, volúmenes o unidades mixtas de masa y volumen. También hay unidades de ppm y ppb definidas con respecto al número de átomos y moléculas.
A continuación, se dan las definiciones de ppm y ppb basadas en la masa:
Tanto las ppm como las ppb son unidades convenientes para informar las concentraciones de contaminantes y de otros contaminantes en trazas en el agua. Las concentraciones de estos contaminantes suelen ser muy bajas en las aguas tratadas y naturales, y sus niveles no pueden superar los umbrales de concentración relativamente bajos sin causar efectos adversos en la salud y la fauna. Por ejemplo, la EPA ha determinado que el nivel máximo seguro de iones de flúor en el agua del grifo es de 4 ppm. Los filtros de agua en línea están diseñados para reducir la concentración de flúor y otros contaminantes del agua del grifo ().

### Resumen de la sección

Además de la molaridad, se utilizan otras unidades de concentración de soluciones en diversas aplicaciones. Las concentraciones porcentuales basadas en las masas de los componentes de la solución, los volúmenes o ambos son útiles para expresar concentraciones relativamente altas, mientras que las concentraciones más bajas se expresan convenientemente utilizando unidades de ppm o ppb. Estas unidades son populares en los campos del medio ambiente, la medicina y otros en los que las unidades basadas en el mol, como la molaridad, no se utilizan con tanta frecuencia.

### Ecuaciones clave


# Estequiometría de las reacciones químicas

## Introducción

Los cohetes de combustible sólido son un elemento central en los programas de exploración espacial del mundo, incluido el nuevo Sistema de Lanzamiento Espacial que está desarrollando la Administración Nacional de Aeronáutica y del Espacio (NASA) para sustituir a la flota de transbordadores espaciales retirados (). Los motores de estos cohetes se basan en mezclas sólidas de sustancias químicas cuidadosamente preparadas y combinadas en cantidades exactamente medidas. Al encender la mezcla, se inicia una vigorosa reacción química que genera rápidamente grandes cantidades de productos gaseosos. Estos gases son expulsados del motor del cohete a través de su tobera, proporcionando el empuje necesario para propulsar cargas pesadas al espacio. Tanto la naturaleza de esta reacción química, como las relaciones entre las cantidades de las sustancias consumidas y producidas por la reacción, son consideraciones de importancia crítica que determinan el éxito de la tecnología. Este capítulo describirá cómo simbolizar las reacciones químicas utilizando ecuaciones químicas, cómo clasificar algunas reacciones químicas comunes identificando patrones de reactividad y cómo determinar las relaciones cuantitativas entre las cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones químicas, es decir, la estequiometría de la reacción.