udec/fcq/p.reyes unidad 2 1 universidad de concepción facultad de ciencias químicas química...

UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 2

1

Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas

Química General para Ingeniería

Unidad 2

Tema: Átomos, moléculas y iones


2

Unidad 2: ATOMOS, MOLECULAS, IONES Y COMPUESTOS.

2.1.- Historia: teorías atómicas, partículas

subatómicas.

2.2.- Estructura del átomo, sus componentes,

simbología, masas atómicas.

2.3.- Moléculas, compuestos moleculares,

fórmulas, composición.

2.4.- Iones, compuestos iónicos, fórmulas


3

2.1.- HISTORIA, estudiar los aspectos relacionados con:

• Teorías o modelos atómicos: Demócrito, Dalton• Estudios experimentales con radiaciones:

– Rayos catódicos– Rayos X– Radiación alfa– Rayos beta– Rayos gama

• Partículas subatómicas• Modelos atómicos: Thomson, Rutherford


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Modelo del átomo sugerido por Thomson:

Porción de materia carga positiva

Electrones distribuidos uniformementepara mantener neutro al átomo


5

Experimento de Rutherford

Lámina de oromuy delgada

(1) Muestra radiactiva emite un rayo de partículas

(2) Rayo de partículas choca la lámina de oroBloque

de plomo

(3) Chispas de luz cuando partículas chocan contrala superficie recubierta de sulfuro de cinc, muestran que la mayoría de laspartículas alfa se transmiten sin deflección.

(4) Deflección pequeña, se ve ocasionalmente

(5) Deflección severa,se ve raramente


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Modelos de Thomson y RutherfordModelos de Thomson y Rutherford

Sección transversal de una lámina de oro compuesta de átomos tipo “pastel de pasas”.

A. Hipótesis: Resultado esperado en base a un modelo de Thomson

Partículas incidentes

Cero deflección

Partículas incidentes

Pequeña deflección

Deflecciónsevera

B. Explicación del resultado por el modelo de Rutherford

Sección transversal de una lámina de oro compuesta de átomos con un núcleo diminuto, macizo y positivo.


7

2.2.- Estructura del átomo, sus componentes, simbología.

Partículas subatómicas

Los átomos están formados por más de 30

clases de partículas, pero sólo tres de ellas son

de interés en Química:

protón

neutrón

electrón


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Partícula Masa (g) Carga (C) Carga unitaria

Electrón

(e-)

9,1095x10-28 -1,6022 x10-19 -1

Protón

(p+)

1,67252 x10-24 +1,6022x10-19 +1

Neutrón (n°)

1,67495x10-24 ____ 0

Masa y carga de partículas subatómicas


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• El ATOMO consiste en un NUCLEO y el ALREDEDOR del núcleo.

• NUCLEO: protones, neutrones, … otras…

• EXTERIOR AL NUCLEO: electrones

protones

y neutrones

electrones


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El tamaño del núcleo es pequeñísimo compa-

rado con el tamaño del átomo.

Orden de magnitud de las masas de:

protón = neutrón = 103 electrón

por lo tanto la masa del átomo está

prácticamente toda concentrada en el

núcleo.

Masa átomo = masa protones + masa neutrones


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Identificación de los átomos:

• Se identifican por el número de protones y de neutrones que contiene su núcleo.

• Cada clase de átomos tiene:

– NÚMERO ATÓMICO (Z): corresponde al número de protones en el núcleo.

– NÚMERO de MASA (A): corresponde al número total de protones y neutrones en el núcleo.


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• Z y A son números enteros y positivos.

• El menor valor de Z es 1.(Todos los átomos del elemento cuyo

Z = 1 tienen 1 protón en su núcleo)

• Hay tantos valores de Z como elementos existen (alrededor de 109) (Los elementos tienen NOMBRE y

SIMBOLO)


13

• Para los átomos del elemento con Z y A se cumple:

N° de protones = Z

N° de electrones = Z (porque el átomo es neutro)

N° de neutrones = A – Z


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Simbología para identificación de una clase de átomos:

• Ejemplo:El símbolo del elemento Flúor es F, su número atómico es 9 y su número de masa es 19. Luego se sabe que: Z = 9 y A = 19.

Estos átomos de flúor se simbolizan

y tienen 9 protones (Z) 10 neutrones (A-Z) 9 electrones (Z)

SIMBOLOAZ

F199


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Ejemplo:

El nombre del elemento es BARIO

Estos átomos de bario tienen:

56 protones en el núcleo (Z)

74 neutrones en el núcleo (A–Z)56 electrones fuera del núcleo (Z)

neutro

Ba13056


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En la mayoría de los casos, un elemento posee

algunas distintas clases de átomos. Estas clases

de átomos difieren sólo en la masa de sus

núcleos.

En otras palabras las distintas clases de átomos

de un elemento difieren sólo en el número de

neutrones en el núcleo.


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Ejemplo:

El elemento HIDROGENO, Z = 1, tiene las siguientes tres clases de átomos:

1 protón + 0 neutrón

1 protón + 1 neutrón

1 protón + 2 neutrones

H11

H 21

H31

I

S

O

T

O

P

O

S


18

Los átomos que tienen igual número de

protones pero distinto número de neutrones

se denominan ISÓTOPOS.


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Otros ejemplos:

• Carbono:

• Oxígeno:

Tarea:

¿Cuántos isótopos tiene el cloro? ¿Cuáles son?

C C C 146

136

126

O O 188

168


20

Problema

Determine el número de protones, neutrones y

electrones de los siguientes átomos

¿Qué elementos son X e Y?

Y e X 13153

4120


21

Masas atómicas

• La masa de un átomo es una de sus propiedades fundamentales.

• ¿Cómo se determina la masa de una partícula tan pequeña?

• Se determinan en un espectrómetro de masas.


22

• Las masas de los átomos se establecen en forma relativa a la masa de una clase de átomos que se elige como estandar, (patrón de referencia).

• Las actuales masas atómicas están referidas a la masa del isótopo 12C.


23

¿Cómo funciona el espectrómetro de masa?• Se trabaja una muestra de átomos cuya masa se desea

determinar.• La muestra se bombardea con haz de electrones sacando

electrones de los átomos generando partículas con carga positiva.

• Estas se aceleran pasando por campo eléctrico.

• Se desvían de su trayectoria por acción de campo magnético.

• La desviación depende del valor de la razón masa/carga de las partículas.

• Se registra la posición en una placa previamente calibrada en escala de masa.

• La calibración se hace con isótopo de 12C, a cuyos átomos se le asigna una masa atómica = 12 uma


24

Se DEFINE la masa de 1 átomo de 12C igual

a 12 uma (unidades de masa atómica)

De esta definición se deduce que:

Cátomo masa 12

1 uma 1 12


25

En el espectrómetro de masa se compara la

masa de 12C con la masa de otros átomos.

Ejemplo:

por lo tanto

2,331411 C masa

Si masa12

28

uma 97693,72 Si masa

uma 12 2,331411 Si masa

Cmasa 2,331411 Si masa

28

28

1228


26

• Así se han determinado las masas de cada clase de átomos.

• Y a partir de estas masas, deben determinarse las masas atómicas de los elementos.


27

¿Cómo se determina la masa atómica de un elemento?

Para determinar la masa atómica de un elemento se requiere conocer:

– La abundancia de cada uno de ellos.– Todos sus isótopos

Ejemplo:

isótopo Masa (uma) % abundancia 107Ag 109Ag

106,90509

108,90476

51,82 %

48,16 %

51,82 %


28

La masa atómica de la plata es:

Sea M = masa atómica de Ag,

M = masa 107Ag x abundancia de 107Ag +

masa 109Ag x abundancia 109Ag

Si se usa base de cálculo (BC) 1 átomo de plata:M = 106,90509 uma x 0,5182 + 108,90476 uma x 0,4816 M = 108,87 uma


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Algunos valores de masa atómicas:

Elemento Masa atómica (uma)

S

Cr

Ge

I

Pt

Rb

N

32,066

51,996

72,59

126,90

195,08

85,468

14,008


30

Problema:

Dada la siguiente información, determine las

abundancias de los isótopos del boro:

Masa atómica de B = 10,81 uma

Masa atómica de 10B = 10,0129 uma

Masa atómica de 11B = 11,0093 uma

( Respuesta: 10B tiene 20% de abundancia)


31

• El átomo es la unidad más pequeña que contiene la identidad de un elemento.

• La materia está formada por:– Átomos

– Moléculas

– Iones


32

2.3.- y 2.4.- Compuestos moleculares, compuestos iónicos, fórmulas y composición.

• Los compuestos están formados por elementos diferentes.

• Los compuestos pueden ser:

Moleculares

Iónicos


33

Compuestos moleculares:

• su unidad más pequeña son las moléculas y éstas son agrupaciones de átomos.

Ejemplos: NO2 PH3 C6H6 CO2

• En estos compuestos las moléculas existen como partículas individuales.


34

Compuestos iónicos:

• Están formados por iones.• Los iones son átomos que han perdido o han

ganado electrones: átomo + electrones = ion de carga negativa

(anión)

átomo – electrones = ion de carga positiva (catión)

• Los compuestos iónicos también son neutros por lo que la proporción anión a catión debe asegurar carga neta cero.


35

Compuestos iónicos:

Ejemplos de compuestos iónicos:

NaCl CaO Al2O3

En los compuestos iónicos no existen unidades independientes. En los ejemplos dados no existen partículas NaCl, ni CaO, ni Al2O3.

Existe un ordenamiento de los iones en tres dimensiones:

Na+Cl- Ca2+O2- (Al3+ )2(O2-)3

Na+Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl-…

…Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ ….


36

Los compuestos se representan por FORMULAS:

• Las fórmulas se escriben: Ax By Cz• A, B y C representan los símbolos de los elementos que forman el compuesto• los subíndices x, y, z son números enteros que indican la proporción de átomos de cada elemento que forma el compuesto.

• Los compuestos tienen proporción definida en números enteros de átomos o de iones.


37

Ejemplos:

C2H6O

átomos C : átomos de H : átomos O = 2 : 6 : 1

P2O5

átomos P : átomos O = 2 : 5

H2O2

Átomos H : átomos O = 2 : 2 = 1 : 1

¿Por qué no se escribe HO ?


38

Masa moleculares y masas fórmulas

A partir de las masas atómicas de los

elementos se pueden determinar:

– las masas moleculares (para las moléculas)– las masas fórmulas (para compuestos iónicos)


39

Las masas moleculares y las masas fórmulas se calculan como se indica:

Para compuesto AaBbCc

Mcompuesto = a MA + b MB + c MC

Ejemplo:

La fórmula molecular de la glucosa es C6 H12 O6

entonces su masa molecular es:M glucosa = 6x12,011 + 12x1,008 + 6x16,000M glucosa = 180,162 (uma)


40

De las masas moleculares o masas fórmulas se deduce que:

• Los compuestos tienen proporción definida de masa de cada elemento, (no de enteros).

• Ejemplo. En la glucosa, la proporción en masa de C, H y O es:

m de C : m de H : m de O = 72,066 : 12,096 : 96,000

• Sólo ésta proporción de masas es válida para la glucosa.


41

… otros ejemplos:

C2H6Om C : m H : m O = 2 x 12,011 g C : 6 x 1,008 g H : 16,000 g Om C : m H : m O = 24,022 g C : 6,048 g H : 16,000 g O

Fe3O4

Masa Fe : masa O = 3 x 55,85 g : 4 x 16,000 gMasa Fe : masa O = 167,55 g Fe : 64,000 g O = 2,617

La proporción en masa NO es de enteros.


42

Fórmulas de compuestos: Fórmulas (reales) y Fórmulas empíricas.

• Compuestos moleculares:– La fórmula que se escribe para un compuesto

molecular indica el número verdadero de átomos que forman la molécula del compuesto. Todos los compuestos tienen una FÓRMULA REAL o verdadera.

– La fórmula de un compuesto molecular escrita con la mínima proporción de átomos que tiene la molécula se denomina FÓRMULA EMPÍRICA.

– Puede suceder que la FÓRMULA EMPÍRICA coincida con la FÓRMULA REAL.


43

• Compuestos iónicos:– La fórmula de compuestos iónicos indica

siempre la proporción mínima de iones que forman el compuesto, por lo tanto la fórmula de un compuesto iónico es siempre una FÓRMULA EMPÍRICA.


44

Composición de compuestos.• La composición es una propiedad importante.

• La composición de un compuesto es la información cuantitativa del contenido de cada elemento que lo forma.

• Para expresar la composición de un compuesto es necesario referir la cantidad de cada elemento a una cantidad definida de compuesto. (Base de cálculo).

• La unidades de cantidad pueden ser de volumen, masa o mol.

• Si la cantidad de compuesto elegida como referencia es 100 de estas unidades, la composición del compuesto quedaría expresada como:

% en volumen % en masa % en moles


45

• Antes de trabajar con fórmulas y composición se definirá la unidad de cantidad MOL.


46

¿Por qué definir otra unidad de cantidad?

• Para saber de cuánta materia se dispone: - contar las partículas

- pesarlas

• Como estas partículas son tan pequeñas resulta imposible contarlas, luego es más práctico pesar el conjunto de partículas que forman la materia.

• Pero ¿cómo saber cuántas partículas se pesaron?


47

• Para dar respuesta a esta última pregunta se define MOL

• MOL es una unidad de cantidad de materia

DEFINICION: MOL es la cantidad de sustancia que contiene un N° de

partículas igual al N° de átomos que hay en exactamente 12 g de 12C.

El número de átomos que hay en 12 g de 12C es 6,022x1023 se denomina NUMERO de

AVOGADRO, No.


48

• El número de Avogadro se ha determinado a partir de mediciones experimentales.

• 1 MOL de una sustancia es la cantidad de sustancia que contiene 6,022x1023 unidades de ella.

• MOL relaciona cantidad de sustancia con N° de partículas de la sustancia.


49

Ejemplos:

1 mol de Cu contiene 6,022x1023 átomos de Cu.

1 mol de H contiene 6,022x1023 átomos de H.

1 mol de H2 contiene 6,022x1023 moléculas de H2.

1 mol de NH3 contiene 6,022x1023 moléculas de NH3.

1 mol de Na+ contiene 6,022x1023 iones Na+.

1 mol de sillas => 6,022x1023 sillas = No sillas

1 mol de electrones => 6,022x1023 electrones = No e-.

… etc.


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Como las masas atómicas están referidas a la masa atómica del 12C (12 uma), si se escoge como unidad de masa “gramo”, de la definición de MOL se desprende que:

1 mol (en g) de 12C tiene masa = 12 g

y en consecuencia:

1 mol de Cu tiene masa = 63,54 g1 mol de H tiene masa = 1,008 g1 mol de C tiene masa = 12,011 g


51

1 mol de átomos tiene masa = masa atómica (g)

1 mol moléculas tiene masa = masa molecular (g)


52

La definición de mol se puede esquematizar:

1 mol de Cu

6,022x1023 átomos 63,54 g

1 mol de H2O

6,022x1023 moléculas 18,016 g

MolN° de partículas

Masa (g)


53

Problema.

La masa atómica del Fe es 55,85 uma.

a) ¿Cuántos átomos hay en 1 mol de Fe?

b) ¿Cuál es la masa de 1 mol de Fe?

c) ¿Cuál es la masa de 1 átomo de Fe?

d) En 1 kg de Fe:i. ¿cuántos moles hay?

ii. ¿cuántos átomos hay?


54

Compuestos: Mol, Masas y fórmulas.

• La masa de 1 mol de un compuesto molecular o iónico es = Mcompuesto (g). Se denomina Masa molar o Masa Fórmula, respectivamente.

• La masa de 1 mol de una fórmula empírica

es = Mfórmula (g) y se denomina Masa Fórmula Empírica, MFE.


55

Problema.

La fórmula de la glucosa es C6H12O6. a) En 250 g de glucosa hay:

i. …. moles de glucosa.ii. ….. moléculas de glucosa.iii. …… moles de H.iv. …… átomos de C.

b) A partir de 250 g de glucosa se podría obtener como máximo:

i. …… moles de O2.

ii. …… moles de H2O.

iii. ….. moles de CO2.


56

M glucosa = 6x12,011 + 12x1,008 + 6x16,000

M glucosa = 180,162 g/mol

a) i.

glucosa de moles 1,39 x

g 250

glucosa molx

g 180,162

glucosa mol 1

M(g/mol)

masa(g)moles


57

ii.

Nº moléculas = moles x No

moléculas23

108,37x

moléculasx

glucosa mol 1,39

moléculas23

106,022

glucosa mol 1


58

iii. A partir de la fórmula de la glucosa,

C6H12O6 se deduce que:

1 mol de glucosa tiene 12 moles de H Por lo tanto:Moles de H = 12 x moles de glucosa

“ = 12 x 1,39 de i. “ = 16,68Respuesta: en 250 g de glucosa hay 16,68 moles de átomos de H

Resuelva Ud. el resto del problema.


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Problema.

La masa atómica del Fe es 55,85 uma.

a) ¿Cuántos átomos hay en 1 mol de Fe?

b) ¿Cuál es la masa de 1 mol de Fe?

c) ¿Cuál es la masa de 1 átomo de Fe?

d) En 1 kg de Fe:i. ¿cuántos moles hay?

ii. ¿cuántos átomos hay?


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Masas y fórmulas.

• La masa de 1 mol de un compuesto molecular o iónico es = Mcompuesto (g). Se denomina Masa molar o Masa Fórmula, respectivamente.

• La masa de 1 mol de una fórmula empírica

es = Mfórmula (g) y se denomina Masa Fórmula Empírica, MFE.


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Problema.

La fórmula de la glucosa es C6H12O6. a) En 250 g de glucosa hay:

i. …. moles de glucosa.ii. ….. moléculas de glucosa.iii. …… moles de H.iv. …… átomos de C.


i. …… moles de O2.

ii. …… moles de H2O.

iii. ….. gramos de CO2.


62

M glucosa = 6x12,011 + 12x1,008 + 6x16,000

M glucosa = 180,162 g/mol

a) i. ¿moles de glucosa?

glucosa de moles 1,39 x

g 250

glucosa molx

g 180,162

glucosa mol 1

M(g/mol)

masa(g)moles


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ii. ¿moléculas de glucosa? de i.

Nº moléculas = moles x No

moléculas23

108,37x

moléculasx

glucosa mol 1,39

moléculas23

106,022

glucosa mol 1


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iii. ¿moles de H?A partir de la fórmula de la glucosa,

C6H12O6 se deduce que:

1 mol de glucosa tiene 12 moles de H Por lo tanto:Moles de H = 12 x moles de glucosa

“ = 12 x 1,39 de i. “ = 16,68Respuesta: en 250 g de glucosa hay 16,68 moles de átomos de H


65

iv. ¿átomos de C? de ii.

x = 5,022 x 1024 átomos de C

C de átomosx

acosglu moléculas231037,8

C de átomos 6

acosglu molécula 1


66


i. ¿moles de O2?

1 mol C6H12O6 3 moles O2

luego:

moles de O2 = 3 x moles glucosa

moles de O2 = 3 x 1,39 moles a) i. moles de O2 = 4,17


67

ii. ¿moles de H2O? (máximo)

1 mol C6H12O6 6 moles H2O

por lo tanto:

moles H2O = 6 x moles glucosa

moles H2O = 6 x 1,39

moles H2O = 8,34


68

iii. ¿gramos de CO2? (máximo)

1 mol C6H12O6 3 moles CO2

Por lo tanto:

moles de CO2 = 3 x moles glucosa

moles de CO2 = 3 x 1,39

moles de CO2 = 4,17

masa CO2 = moles CO2 x MCO2

masa CO2 = 4,17 moles x 44,011 g/mol

masa CO2 = 183,5 g 184 g de CO2


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• La composición de un compuesto se determina experimentalmente.

• El análisis consiste en determinar en forma cuantitativa el contenido de cada elemento que forma el compuesto.

• Existen diferentes procedimientos experimentales de análisis químico.

• El resultado de un análisis químico se informa, generalmente, expresado en masa o en moles.

Composición de compuestos.


70

Composición en masa.

Expresa el contenido en masa de cada elemento en el compuesto referido a una cantidad determinada de masa de compuesto.

Si se refiere a 100 unidades de masa de compuesto se habla de composición porcentual de masa.

Con frecuencia se elige como unidad de masa “gramo”.


71

Composición en moles.

Expresa el contenido en moles de átomos de cada

elemento en el compuesto referido al total de moles

de átomos que forman el compuesto.

Si el contenido de moles de átomos de cada elemento

se refieren a un total de 100 átomos en el compuesto,

la composición se denomina % en moles.


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• A partir de la composición del compuesto se puede determinar su fórmula empírica. Si además se conoce la masa molar del compuesto, se puede determinar su fórmula molecular.

Composición FE

Composición y Masa molar (FE) FM

• Por el contrario, si se conoce la fórmula del compuesto se puede determinar su composición.

FM Composición


73

Ejemplos de cálculo: COMPOSICIÓN FÓRMULAS


74

Fórmula Composición

1.- Exprese la composición de la glucosa, C6H12O6 , en % en masa.Solución.Si se trabaja en gramos, lo que se pide determinar es cuántos gramos de cada elemento (C, H y O) hay en 100 g de glucosa.De la fórmula de la glucosa se sabe que:

1 mol de C6H12O6 contiene: 6 x 12,011 = 72,066 g de C 12 x 1,008 = 12,096 g de H

6 x 16,000 = 96,00 g de O 180,162 g glucosaLuego: % masa de C = (72,066 g /180,162 g) x 100 = 40,00% % masa de H = (12,096 g /180,162 g) x 100 = 6,71% % masa de O = (96,00 g / 180,162 g) x 100 = 53,29%


75

2.- Exprese la composición de la glucosa en % en moles.

Solución.

De la fórmula de la glucosa se obtiene:

1 mol de C6H12O6 contiene 6 moles de C

12 moles de H

6 moles de O

total de moles de átomos = 24 moles

En consecuencia:

% moles de C = (6 moles / 24 moles) x 100 = 25%

% moles de H = (12 moles / 24 moles) x 100 = 50%

% moles de O = (6 moles /24 moles) x 100 = 25%


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Composición Fórmulas

Problema 1.

Durante la actividad física se forma ácido láctico en el tejido muscular y este ácido es el responsable del dolor muscular que se siente. La masa molar del ácido láctico es 90,08 g/mol. El análisis elemental del ácido láctico da el siguiente resultado: 40,0% masa de C; 6,71% masa de H y 53,3% masa de O. Determine la fórmula empírica (FE) y la fórmula molecular (FM) del ácido láctico.(Resuelto y comentado en clase)


77

Problema 2.

Uno de los carcinógenos más diseminados en el ambiente es el benzo[alfa]pireno, cuya masa molar es 252,309 g/mol. Se lo encuentra en humo de cigarrillo, en polvo de carbón y también en carne asada a la parrilla. Al analizar 20,00 g de este compuesto, formado sólo por C e H, se encontró que contenía 0,958 0 g de H. Determine la fórmula molecular del compuesto.(Comentado en clase)


78

1. La vitamina C (M = 176,12 g/mol) es un compuesto formado por C, H y O que se encuentra en muchas fuentes naturales como vegetales y frutas cítricas. 1,000g de vitamina C se sometió a combustión, en un equipo de análisis por combustión (se esquematiza en la figura), obteniéndose los siguientes resultados:

1) masa del absorbedor de CO2 antes de la combustión = 83,85g 2) masa del absorbedor de CO2 después de la combustión = 85,35g 3) masa del absorbedor de H2O antes de la combustión = 37,55g 4) masa del absorbedor de H2O después de la combustión = 37,96g

¿Cuál es la fórmula molecular de la vitamina C?

Horno Absorbedor de Absorbedor de Otras sustancias CO2 H2O no absorbidas corriente ? ? ? de O2

Muestra de compuesto que contiene C, H y otros elementos

Esquema de equipo de análisis por combustión de compuestos.

Problema (este es el problema 1 de Problemas 3, no se resolvió en clase, trabájelo Ud.)


79

Comentarios finales sobre Fórmulas moleculares y Fórmulas empíricas.

• La tabla que sigue muestra loscompuestos con fórmula empírica CH2O.

• Todos estos compuestos tiene la misma composición en masa:

40,0 % C 6,71 % H 53,3 % O


80

FM M (g/mol)

Nombre Algunas propiedades

CH2O 30,03 Formaldehido Desinfectante; preservante biológico

C2H4O2 60,05 Ácido acético Forma polímeros de aceta-to; vinagre (en solución al 5%)

C3H6O3 90,08 Ácido láctico Acidifica la leche; se for-ma en músculos durante ejercicio.

C4H8O4 120,10 Eritrosa Se forma en el metabolismo de azúcar

C5H10O5 150,13 Ribosa Componente de varios ácidos nucleicos y de vitamina B2

C6H12O6 180,16 Glucosa Mayor nutriente energético en células


81

Compuestos con la misma fórmula molecular.• Hay compuestos que teniendo la misma fórmula molecular

tienen propiedades absolutamente diferentes, es decir, son compuestos diferentes.

• Los compuestos que tienen la misma fórmula molecular se denominan ISOMEROS ESTRUCTURALES.

• Mientras mayor es el número de átomos en el compuesto, mayor es el número de isómeros estructurales.

Con FM N° de compuestos

C2H6O 2: Etanol y dimetiléter.

C3H8O 3

C4H10 10

C16H19O4N3S Muchísimos, uno de ellos es la ampicilina


82

Dos compuestos con fórmula molecular C2H6O; M = 46,0 g/mol.

Propiedad Etanol Dimetileter

Color Incoloro Incoloro

Punto normal de fusión

-117 ºC -138,5 ºC

Punto normal de ebullición

78,5 ºC -25 ºC

Densidad a 20ºC 0,789 g/mL 0,00195 g/mL

Uso Tóxico en bebidas alcohólicas

En refrigeración

Fórmula estructural

H H

H—C—C—O—H

H H

H H

H—C—O—C—H

H H

udec/fcq/p.reyes unidad 2 1 universidad de concepción facultad de ciencias químicas química...

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