⚗️ Tema 28: Química básica

Consorcio para el Servicio contra Incendios y de Salvamento (SCIS) de la Provincia de Ciudad Real · Bombero/a

Resumen

Este tema es química de base, sin norma detrás, pero con muchas preguntas de definición. Para que todo sea exacto se ha seguido el Manual de incendios del CEIS Guadalajara (teoría del fuego: reacciones, exotérmicas y endotérmicas, redox), el capítulo NRBQ de su manual de riesgos tecnológicos (materia, átomos, isótopos, pH), el curso oficial de Química de 2.º de Bachillerato a distancia del Gobierno de Aragón (CATEDU) para la cantidad de sustancia, el número de oxidación y el pH, el folleto del Sistema Internacional del BIPM para el mol y la unidad de masa atómica y la IUPAC (tabla periódica y pesos atómicos de la CIAAW). Ojo: el propio manual del CEIS tiene alguna errata en este tema (por ejemplo, invierte el sentido ácido-básico de la escala de pH), así que manda la química correcta.

Estructura de la materia. La materia está formada por moléculas, y estas por átomos. El átomo tiene un núcleo muy pequeño con protones (carga positiva) y neutrones (sin carga) y una corteza con electrones (carga negativa), cuya masa es unas 2.000 veces menor que la de un protón o un neutrón. El número de protones es el número atómico (Z) y es lo que distingue a un elemento de otro; protones más neutrones dan el número másico (A). Un átomo neutro tiene tantos electrones como protones; si gana o pierde electrones (nunca protones, que están en el núcleo) se convierte en un ion: negativo (anión) si los gana y positivo (catión) si los pierde.

Elementos químicos e isótopos. Una sustancia simple o elemento está formada por átomos con el mismo número atómico; un compuesto, por átomos de elementos distintos combinados en proporción fija (el agua, H₂O: dos de hidrógeno y uno de oxígeno). La tabla periódica ordena los elementos por Z creciente en 18 grupos (columnas: 1 alcalinos, 2 alcalinotérreos, 17 halógenos, 18 gases nobles) y 7 periodos (filas); en 2016 la IUPAC aprobó los nombres de los elementos 113, 115, 117 y 118, con los que la tabla llega hasta el 118. Los isótopos son átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones: mismo Z y distinto A. El hidrógeno tiene dos isótopos estables, el protio (¹H) y el deuterio (²H, símbolo D); el cloro, el ³⁵Cl (en torno al 76 %) y el ³⁷Cl (en torno al 24 %).

Masa atómica, peso atómico y masa molecular. Como los átomos pesan tan poco se usa la unidad de masa atómica unificada (u), también llamada dalton (Da), que el BIPM define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12 libre y en reposo; por eso el ¹²C tiene exactamente 12 u. La masa atómica relativa de un elemento, lo que tradicionalmente se llama peso atómico, es la media ponderada de las masas de sus isótopos según su abundancia natural: por eso el cloro no da 35 ni 37, sino 35,45. La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos de la molécula: H₂O = 2·1 + 16 = 18; NH₃ = 14 + 3·1 = 17.

El mol y la masa molar. La cantidad de sustancia (n) se mide en moles. Desde la redefinición del SI de 2019, un mol contiene exactamente 6,022 140 76 × 10²³ entidades elementales (la constante de Avogadro). La gracia es que el mismo número sirve a tres escalas: la masa molecular relativa del agua es 18, una molécula de agua tiene 18 u y un mol de agua tiene 18 g (masa molar, 18 g/mol). Así, 90 g de agua son 5 mol. Se aplica n = m/M.

Reacciones exotérmicas y endotérmicas. En un cambio físico cambia el estado pero no la sustancia (hielo y vapor siguen siendo H₂O); en una reacción química unos reactivos se transforman en productos distintos porque se rompen enlaces y se forman otros. Romper un enlace cuesta energía y formarlo la desprende. Si se desprende más energía al formar los enlaces nuevos de la que se gastó en romper los viejos, la reacción es exotérmica (libera calor y la energía interna del sistema disminuye); si ocurre lo contrario es endotérmica (absorbe calor). La combustión es una reacción de oxidación-reducción fuertemente exotérmica; el CEIS pone como ejemplo de endotérmica espontánea la disolución de sal en agua.

Reacción redox. Oxidación es pérdida de electrones y reducción es ganancia de electrones; como los electrones que pierde una sustancia los gana otra, nunca hay oxidación sin reducción. El oxidante es la especie que oxida a la otra: gana electrones y, por tanto, se reduce; el reductor cede electrones y se oxida. Se sigue con el número de oxidación: un elemento libre (H₂, O₂, Fe) tiene 0; el oxígeno suele tener −2 (−1 en los peróxidos) y el hidrógeno +1 (−1 en los hidruros metálicos); en un compuesto neutro la suma es cero. Oxidarse es aumentar el número de oxidación y reducirse, disminuirlo. En el fuego el comburente (oxígeno) es el oxidante y el combustible es el reductor. Ejemplos domésticos peligrosos: lejía con salfumán libera cloro y lejía con amoniaco, cloramina.

Concepto de pH. El agua pura se autoioniza muy poco: a 25 °C el producto iónico es Kw = [H₃O⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴, de modo que en agua pura cada ion está a 10⁻⁷ mol/L. El pH es el logaritmo decimal de la concentración de H₃O⁺ cambiado de signo: pH = −log [H₃O⁺], y el agua pura tiene pH 7 (neutro). Por debajo de 7 la disolución es ácida (más H₃O⁺) y por encima es básica o alcalina (más OH⁻); pH + pOH = 14. Como la escala es logarítmica, bajar una unidad de pH supone multiplicar por 10 la acidez. Se mide con pHmetro o con papel indicador. Ácidos fuertes: clorhídrico, perclórico y sulfúrico; bases fuertes: sosa cáustica (NaOH) y potasa (KOH). Tanto los ácidos como las bases fuertes son corrosivos, y para el bombero es un dato clave en derrames químicos.

Claves para el examen

• Átomo: núcleo (protones + y neutrones sin carga) y corteza (electrones −).
• Número atómico Z = protones; identifica el elemento.
• Número másico A = protones + neutrones.
• Isótopos: mismo Z, distinto A (distinto nº de neutrones).
• Ion: átomo que gana (anión) o pierde (catión) electrones, nunca protones.
• Tabla periódica: 18 grupos y 7 periodos, ordenada por Z.
• u (dalton) = 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12.
• Peso atómico = media de las masas de los isótopos según su abundancia (Cl = 35,45).
• Masa molecular = suma de masas atómicas (H₂O = 18).
• 1 mol = 6,022 140 76 × 10²³ entidades (exacto desde 2019).
• Exotérmica libera calor; endotérmica lo absorbe.
• Oxidación = pierde electrones; reducción = gana electrones.
• El oxidante se reduce; el reductor se oxida. Fuego: comburente = oxidante.
• pH = −log[H₃O⁺]; 7 neutro a 25 °C; < 7 ácido; > 7 básico.
• Una unidad de pH = factor 10 en la concentración de H₃O⁺.

Vídeos recomendados

• 👨‍🔬 NÚMERO ATÓMICO y NÚMERO MÁSICO con EJERCICIOS
• Isótopos y masa atómica promedio | Química desde cero
• Reacciones redox: Oxidación y reducción
• ¿Que es el pH y el pOH?: Cálculos con ácidos y base fuertes

← Tema 27 · Tema 29 →

📲 Compártelo con tu grupo de la oposición: WhatsApp · Telegram · Copiar enlace