⚗️ Tema 11: Química básica: materia, átomo, reacciones y pH

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Resumen

Tema 3 de la parte específica del anexo III de tus bases (el 11 aquí). El epígrafe oficial, en gallego, dice: «CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA. Materia. Estrutura da materia. Átomo. Estrutura do átomo. Numero másico. Numero atómico. Masa atómica. Isótopos. Catións e anións. Elemento Químico. Molécula. Sustancias simples e compostos químicos. Mesturas e disolucións. Peso atómico e molecular. Cantidade de sustancia: o mol. Numero de Avogadro. Reaccións químicas. Produtos e reactivos. Lei de conservación da masa. Lei das proporcións definidas. Lei das proporcións múltiples. Reaccións reversibles e irreversibles. Equilibrio químico. Calor de reacción: reaccións exotérmicas e endotérmicas. Enerxía de activación. Velocidade de reacción. Factores que inflúen na velocidade de reacción. Sustancias ácidas e básicas. Neutralización. Concepto de pH». Aquí lo tienes explicado en castellano; en el examen puedes elegir el cuestionario en gallego o en castellano (lo marcaste en la solicitud).

Estructura de la materia. El átomo tiene un núcleo con protones (carga positiva) y neutrones (sin carga), y a su alrededor electrones (carga negativa). Los protones definen el elemento; si cambia el número de neutrones hablamos de isótopos, y si sobran o faltan electrones, de iones. Hay unos cien tipos de átomo, cada uno con su símbolo (H, C…), y al unirse forman moléculas, que se escriben con su fórmula (H2O). El número atómico (Z) es el número de protones, y en un átomo neutro coincide con el de electrones; el número másico (A) es la suma de protones y neutrones (A = Z + N). Según la IUPAC ambos se escriben a la izquierda del símbolo: Z abajo y A arriba. Los isótopos tienen el mismo Z y distinto A (O-16, O-18, U-235, U-238); el hidrógeno tiene tres: protio (H-1), deuterio (H-2, D) y tritio (H-3, T). La masa atómica de la tabla periódica es la media ponderada de sus isótopos.

Polaridad (polaritat): cuando en una molécula aparecen zonas con carga se dice que es polar (el agua, la sal, el alcohol); si no, no polar (los hidrocarburos). Lo polar se disuelve en disolventes polares y lo no polar en no polares. Por eso el aceite y el agua no se mezclan: no es el aceite el que no quiere, es el agua, cuyas moléculas se atraen entre sí y no dejan sitio a las no polares. Esto importa, por ejemplo, para elegir la espuma: los líquidos polares, miscibles con agua, destruyen las espumas convencionales.

Enlaces. Los interatómicos se forman intercambiando o compartiendo los electrones de valencia (los de la última capa). Iónico: un metal cede electrones y un no metal los capta; se forman cationes (+) y aniones (−) unidos por atracción electrostática en redes iónicas. Covalente: dos no metales comparten electrones; si uno atrae más, se forman dipolos. Metálico: los metales comparten sus electrones externos en una nube que se mueve libremente, lo que explica la conductividad eléctrica y térmica, la ductilidad y la maleabilidad. Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles y explican el estado físico y la facilidad de evaporación: interacciones iónicas, puentes de hidrógeno (H unido a O, N o F; explican el punto de ebullición alto del agua y que el hielo flote) y fuerzas de Van der Waals o de London (dipolos inducidos, presentes en todas las sustancias moleculares).

Reacciones químicas: los reactivos se transforman en productos rompiendo y formando enlaces; se representan con una ecuación que se ajusta con coeficientes. Tipos: síntesis (A + B → AB; la cal viva con agua da hidróxido de calcio), descomposición (AB → A + B, a menudo por calor: la pirólisis de la celulosa da gases inflamables y humo), sustitución simple (Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu), sustitución doble (AB + CD → AD + CB; el agua dura con el espumógeno puede precipitar sales y estropear la espuma), ácido-base o neutralización (HCl + NaOH → NaCl + H2O, útil en derrames), combustión (hidrocarburo + O2 → CO2 + H2O + energía) y redox (una sustancia se oxida perdiendo electrones y otra se reduce ganándolos: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3). La ley de conservación de la masa (Lavoisier, 1789) dice que en un sistema cerrado la masa de reactivos es igual a la de productos: 16 g de CH4 + 64 g de O2 dan 44 g de CO2 + 36 g de H2O. La ley de Proust añade que la proporción entre masas es constante.

Estequiometría: los cálculos de cantidades a partir de la ecuación ajustada. Un mol son 6,022 · 10²³ entidades (número de Avogadro). La masa molar (M) son los gramos de un mol (agua: 2 · 1,008 + 16 = 18,016 g/mol) y n = m / M. En condiciones normales (0 °C y 1 atm) un mol de cualquier gas ocupa unos 22,4 L (volumen molar); en otras condiciones se usa P·V = n·R·T, con R = 0,0821 L·atm/(mol·K) y T en kelvin. Reactivo limitante: el que se acaba primero y marca cuánto producto se forma; se divide el número de moles de cada reactivo por su coeficiente y el menor es el limitante. En C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O, con 2 mol de propano y 8 de O2 (2/1 = 2 frente a 8/5 = 1,6), el limitante es el oxígeno.

Estados y cambios de estado. Sólido: forma y volumen propios; líquido: volumen propio pero no forma; gas: ni forma ni volumen, ocupa todo el recipiente. Fusión (sólido → líquido), solidificación, vaporización (evaporación, lenta y a cualquier temperatura, o ebullición, rápida y a su temperatura), condensación, sublimación (sólido → gas) y sublimación inversa. La ebullición llega cuando la presión de vapor iguala a la exterior: a menos presión, hierve a menos temperatura. La presión de vapor crece con la temperatura y nos dice si un líquido inflamable dará vapores suficientes para arder. El punto crítico es la temperatura por encima de la cual un gas no se puede licuar por mucha presión que se aplique (nitrógeno −146,8 °C, CO2 30,1 °C, butano 152 °C, agua 374,4 °C). Con él se clasifican los gases: comprimidos si Tc < −10 °C y licuados si está entre −10 y 70 °C.

Estado gaseoso. La teoría cinético-molecular supone partículas de tamaño despreciable, en movimiento rectilíneo y aleatorio, con choques perfectamente elásticos, sin fuerzas entre ellas y con una temperatura proporcional a su energía cinética media. Leyes: Boyle-Mariotte, a temperatura constante P · V = constante; Gay-Lussac, a volumen constante P / T = constante; Charles, a presión constante V / T = constante; y la general P·V = n·R·T (temperaturas siempre en kelvin). Ejemplos del manual: una botella de 70 L a 200 bar liberada a la atmósfera ocupa 14.000 L (14 m³); si esa botella pasa de 25 °C a 300 °C, su presión sube a unos 384,6 bar.

Termoquímica. Las reacciones exotérmicas liberan energía y las endotérmicas la absorben. La entalpía (H) es el contenido energético a presión constante, y a presión constante su variación coincide con el calor intercambiado (ΔH = qp); por convenio q > 0 es calor absorbido y q < 0, cedido. El primer principio dice ΔU = q + w, y el trabajo de expansión es w = −Pext · ΔV. El calor pasa siempre del cuerpo caliente al frío; se mide en julios o calorías (1 cal = 4,18 J). La temperatura indica el nivel térmico, no la energía almacenada. El calor específico del agua líquida es 4.180 J/kg·°C (1 cal/g·°C), muy alto frente al hierro (460) o la arena (840); el hielo y el vapor tienen 0,5 cal/g·°C. Calor latente de fusión del agua: 79,7 cal/g; de vaporización: 539 cal/g. Llevar 1 kg de agua de 20 °C a vapor cuesta 80 + 539 = 619 kcal: por eso el agua pulverizada, que se vaporiza mejor, enfría más que a chorro.

Hidrocarburos: compuestos solo de carbono e hidrógeno. Los alcanos son saturados (enlaces simples C–C), de fórmula CnH2n+2 y terminados en -ano (metano, etano, propano, butano); no polares e insolubles en agua; gases de C1 a C4, líquidos de C5 a C17 y sólidos desde C18; poco reactivos salvo con el oxígeno. Los alquenos tienen un doble enlace C=C, terminan en -eno (eteno, propeno), son algo más polares y densos, muy reactivos en el doble enlace y arden más rápido. Propiedades físicas (se miden sin cambiar la composición) y químicas (se ven al reaccionar). Densidad: el agua 1 g/cm³; aceite 0,92, alcohol 0,79 y gasolina 0,72 flotan. En gases se usa la densidad relativa al aire: por debajo de 1 suben (hidrógeno, gas natural), por encima bajan (butano, CO2). Los metales conducen bien el calor; el aire seco aísla, pero el agua conduce 20 veces más que el aire. El agua destilada es aislante eléctrica: la hacen conductora las sales disueltas. La viscosidad baja al calentar (agua 1 cP, aceite de oliva 84 cP) y los tensioactivos rebajan la tensión superficial del agua para que moje mejor.

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).

Claves para el examen

• Z = protones (define el elemento); A = protones + neutrones; N = A − Z.
• Isótopos: mismo Z, distinto A. Hidrógeno: protio (H-1), deuterio (H-2, D), tritio (H-3, T).
• Iónico: metal + no metal, transferencia. Covalente: no metales, comparten. Metálico: nube de electrones.
• Puente de hidrógeno: H unido a O, N o F; por él el agua hierve a 100 °C y el hielo flota.
• Neutralización: ácido + base → sal + agua (HCl + NaOH → NaCl + H2O).
• Oxidarse = perder electrones; reducirse = ganarlos.
• Lavoisier (1789): la masa se conserva. 16 g CH4 + 64 g O2 → 44 g CO2 + 36 g H2O.
• 1 mol = 6,022 · 10²³ entidades; agua 18 g/mol; 1 mol de gas en CN (0 °C, 1 atm) = 22,4 L.
• Reactivo limitante: el menor cociente moles / coeficiente.
• Punto crítico: por encima no se licúa. Comprimidos Tc < −10 °C; licuados entre −10 y 70 °C.
• Boyle (T cte): P·V = cte. Gay-Lussac (V cte): P/T = cte. Charles (P cte): V/T = cte. Siempre en kelvin.
• ΔH = qp; q < 0 exotérmico (cede calor), q > 0 endotérmico.

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