Download CECYTEM

CECYTEM
CUARTA SESIÓN
EL ENLACE QUÍMICO
Enlace químico
1
INTRODUCCIÓN
Enlace químico, fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en
las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se
puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los
átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza
es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se
dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces
químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones
por más de un núcleo.
2
TIPOS DE ENLACE
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama
metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero se
pueden mover a través del sólido proporcionando conductividad
térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad. Véase Metales.
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en
O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el
enlace se llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero
distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son
compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar —
polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro
negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones,
aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la
electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y
no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no
metales, que se transforman en iones con carga negativa;
los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.
Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente,
formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen la
electricidad cuando están en estado líquido o en disolución acuosa,
pero no en estado cristalino porque los iones individuales son
demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace
puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos
asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de
electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a
una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos
aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.
Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más
común es que cada átomo consiga tener el mismo número de
electrones que el elemento de los gases nobles —grupo 18— más
cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA)
y 11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para
formar iones con una carga positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12
(o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos
cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y
13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la
misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un
electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos
del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin
embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene
menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían
minimizadas compartiendo los electrones en enlaces covalentes.
El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del
número de electrones del gas noble más cercano. El átomo de cloro,
por ejemplo, tiene un electrón menos que el átomo de argón (17
frente a 18). Cuando dos átomos de cloro forman un enlace covalente
compartiendo dos electrones, uno de cada átomo (Cl:Cl), ambos
consiguen el número 18 del argón. Es común representar un par de
electrones compartido por medio de un guión entre los átomos
individuales: Cl:Cl se escribe ClCl.
De forma similar, el nitrógeno atómico tiene tres electrones menos
que el neón (diez), pero cada nitrógeno puede conseguir el número
de electrones del gas noble si comparten seis electrones: NN o
NN.
Esto se denomina enlace triple. Análogamente, el azufre puede
conseguir el número del argón compartiendo cuatro electrones en un
enlace doble, S::S o SS. En el dióxido de carbono, tanto el carbono
(con sus seis electrones) como el oxígeno (con ocho) consiguen el
número de electrones del neón (diez) compartiéndolos en enlaces
dobles: OCO. En todas estas fórmulas, sólo se representan los
electrones compartidos.
3
VALENCIA
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos
con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de
forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del “exterior”
de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se
les llama electrones de valencia.
El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número
de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua
numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los
elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos electrones de
valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y
cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA).
Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón,
argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia.
Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles
tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones
de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del
octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense
Gilbert N. Lewis.
El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de
valencia. Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una
configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón,
el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El hidrógeno
suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo
formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, HCl.
El cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa a
tener ocho. Esos electrones de valencia pueden representarse como:
o
como
. Las estructuras de N2 y CO2 se pueden expresar ahora
o
y
o
.
Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho
electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo.
Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser
representados razonablemente por las estructuras electrónicas de
Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la
parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito
normalmente en términos de estructuras de gases nobles.
4
RESONANCIA
Una extensión interesante de la estructura de Lewis, llamada
resonancia, se encuentra por ejemplo en los iones nitrato, NO 3-. Cada
N tiene originalmente cinco electrones de valencia, cada O tiene seis,
y uno más por la carga negativa, suman un total de 24 (5 + (3 × 6)
+ 1) electrones para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de
seis electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto
de Lewis, debe producirse un enlace covalente. Se sabe que el átomo
de nitrógeno ocupa una posición central rodeado por los tres átomos
de oxígeno, lo que proporcionaría una estructura de Lewis aceptable,
excepto porque existen tres estructuras posibles. En realidad, sólo se
observa una estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis
sugiere que debe haber dos enlaces simples y uno doble. Sin
embargo, los experimentos han demostrado que los enlaces son
idénticos en todos los sentidos, con propiedades intermedias entre las
observadas para los enlaces simples y los dobles en otros
compuestos. La teoría moderna sugiere que una estructura de
electrones compartidos localizados, tipo Lewis, proporcionaría la
forma y simetría general de la molécula más un grupo de electrones
deslocalizados (representados por puntos) que son compartidos por
toda la molécula.
Microsoft ® Encarta ® 2006. © 1993-2005 Microsoft Corporation.
Reservados todos los derechos.
Compuesto de coordinación
Compuesto de coordinación, compuesto en el que un átomo metálico
o un ion positivo se encuentra rodeado de moléculas neutras o iones
negativos formando enlaces con él. Estos compuestos se utilizan
como catalizadores y suelen ser coloreados, por lo que se emplean
como colorantes o tintes. Se les denomina también complejos.
En los compuestos de coordinación, el metal suele ser un metal de
transición (véase Elementos de transición). Las moléculas neutras o
iones negativos se denominan ligandos y forman enlaces con el metal
a través de sus pares de electrones libres; estos enlaces son
covalentes de tipo dativo (aquéllos en los que los dos electrones del
enlace provienen de uno sólo de los átomos implicados en el enlace).
Son ligandos habituales el amoníaco (NH3), el agua (H2O), los iones
cloruro (Cl-) y los iones hidróxido (OH-). Los complejos pueden estar
cargados positiva o negativamente, o también pueden ser neutros,
dependiendo de la suma de las cargas del metal y los ligandos. El
número de ligandos que rodean al metal recibe el nombre de número
o índice de coordinación del complejo. Los números o índices de
coordinación más habituales son 4 y 6. Los complejos
tetracoordinados suelen ser cuadrados o tetraédricos, mientras que
los hexacoordinados son octaédricos. A continuación se muestran
algunos ejemplos.
El cis-platino es una molécula tetracoordinada planocuadrada, y se
utiliza en la quimioterapia anticancerígena. Es eléctricamente neutra:
el platino está en forma de ion con carga +2, los dos ligandos
amoníaco son neutros y los dos cloruros poseen una carga negativa
cada uno.
El anión tetraédrico tetraclorocobalto (II) posee carga negativa
porque el ion cobalto (Co2+) está rodeado de cuatro ligandos cloruro
con una carga negativa cada uno.
El catión hexaacuoníquel (II) tiene carga positiva, ya que el ion Ni2+
está rodeado por seis moléculas de agua neutras dispuestas en las
esquinas de un octaedro.
Los quelatos son compuestos de coordinación en los que el ligando
posee dos o más puntos de unión con el metal. El ligando 1,2diaminoetano (etilendiamina) es un ejemplo de ligando bidentado.
Entre los numerosos ejemplos de complejos fuertemente coloreados
se encuentra el catión tetraacuocobre (II), Cu(H2O)42+, que es el
responsable del color azul del sulfato de cobre. Otro complejo de este
tipo es el catión pentaacuotiocianatohierro (III), Fe(H2O)5SCN2+, que
confiere a las disoluciones un color rojo sangre.
Microsoft ® Encarta ® 2006. © 1993-2005 Microsoft Corporation.
Reservados todos los derechos.
Compuesto organometálico
Compuesto organometálico, compuesto en el que los átomos de
carbono forman enlaces covalentes (comparten electrones) con un
átomo metálico.
Los compuestos basados en cadenas y anillos de átomos de carbono
se llaman orgánicos, y éste es el fundamento del nombre
‘organometálicos’. Este grupo incluye un elevado número de
compuestos y algunos químicos lo consideran un grupo distinto al de
los compuestos orgánicos e inorgánicos.
Entre los primeros compuestos organometálicos conocidos se
encuentran los reactivos de Grignard, conocidos así por su
descubridor, el químico francés Victor Grignard. Su fórmula es RMgX,
donde R es un grupo orgánico alquilo y X es un halógeno. Un ejemplo
es el bromuro de etilmagnesio, C2H5MgBr.
Los reactivos de Grignard se preparan por reacción de un haloalcano,
como el bromoetano, con magnesio en éter. El enlace carbonomagnesio es muy polar, es decir, tiene muy separadas las regiones
de carga positiva (sobre el magnesio) y negativa (sobre el carbono).
El compuesto resultante reacciona como si tuviera iones R -. Debido a
su reactividad, los reactivos de Grignard son muy útiles para preparar
una gran variedad de compuestos orgánicos.
En la década de 1950 se prepararon los primeros compuestos
organometálicos que contenían metales de transición (véase
Elementos de transición). Entre éstos se incluye un grupo de
compuestos conocidos como ‘compuestos tipo sandwich’, en los que
un átomo metálico se encuentra entre dos anillos orgánicos, a modo
de sandwich. El más estable de todos ellos se llama ferroceno y posee
un átomo de hierro entre dos anillos de ciclopentadieno. El hierro está
como ion Fe2+ y cada uno de los anillos tiene una carga negativa.
En la actualidad se conoce una familia de compuestos similares, con
una gran variedad de metales y anillos de distintos tamaños.
Los compuestos organometálicos tienen aplicaciones muy variadas.
Algunos
ejemplos
son:
• El tetraetilplomo, Pb(C2H5)4, es un aditivo de las gasolinas que
actúa
como
antidetonante.
• Los compuestos organolíticos y organoalumínicos se utilizan como
catalizadores
en
reacciones
de
polimerización.
• El trietilaluminio, Al(C2H5)3, forma parte del catalizador de ZieglerNatta, que se utiliza, por ejemplo, para la producción de polietileno y
polipropeno. Este catalizador hace posible la polimerización del
etileno a una temperatura inferior a 50 °C y una presión inferior a 50
atmósferas, en contra de los 300 °C y las 2.000 atmósferas que se
necesitarían en ausencia de catalizador (véase Giulio Natta; Karl
Ziegler).
Algunas moléculas de importancia biológica son organometálicas, por
ejemplo:
• La clorofila, la molécula responsable de la absorción de luz en la
fotosíntesis, posee un átomo de magnesio en el centro de una serie
de anillos orgánicos.
• La hemoglobina, la molécula que transporta el oxígeno en la
sangre, posee un sistema de anillos similar al de la clorofila, pero con
un átomo de hierro. Cuatro de estos anillos hemo se unen a una
proteína
constituyendo
la
hemoglobina.
• La vitamina B12 presenta un sistema cíclico similar, pero contiene
cobalto metal.
Microsoft ® Encarta ® 2006. © 1993-2005 Microsoft Corporation.
Reservados todos los derechos.
Electronegatividad
Electronegatividad, capacidad de un átomo de un elemento de atraer
hacia sí los electrones compartidos de su enlace covalente con un
átomo de otro elemento.
Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos
aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que
aumenta el número de electrones de valencia y disminuye el tamaño
de los átomos. El flúor, de afinidad electrónica muy elevada, y cuyos
átomos son pequeños, es el elemento más electronegativo y, en
consecuencia, atrae a los electrones muy fuertemente.
Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye, generalmente,
al aumentar el número y el radio atómicos. El cesio, el elemento
representativo de mayor tamaño y de menor energía de ionización,
es el menos electronegativo de estos elementos.
Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial negativa
en un enlace covalente, o a formar un ion negativo por ganancia de
electrones.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un
enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de
electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga
negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
Microsoft ® Encarta ® 2006. © 1993-2005 Microsoft Corporation.
Reservados todos los derechos.
Estructura molecular
1
INTRODUCCIÓN
Estructura molecular, distribución de los átomos en un compuesto por
medio de los enlaces químicos. Existen varios tipos de enlace y las
características típicas de la sustancia se deben a ellos. Cuando los
átomos de un elemento pierden uno o más electrones se convierten
en iones cargados positivamente (cationes).
Estos electrones son captados por los átomos de otro elemento,
convirtiéndolos en iones cargados negativamente (aniones). Como las
cargas positivas y negativas se atraen, esos cationes y aniones se
unen mediante un enlace iónico para formar un conjunto que consiste
en grandes cantidades de iones de ambas clases. El compuesto
resultante se llama compuesto iónico. Un ejemplo es el cloruro de
sodio, que está compuesto por la misma cantidad de cationes de
sodio y aniones de cloro. Casi todos los compuestos iónicos contienen
un elemento metálico, porque sólo estos elementos pueden perder
electrones fácilmente y formar cationes, y un elemento no metálico
que capta los electrones. Los átomos de los compuestos que no son
iónicos se mantienen unidos por enlaces covalentes. Un enlace
covalente consiste en un par de electrones que son compartidos por
dos átomos vecinos. Los enlaces covalentes son típicos entre los
elementos no metálicos. Hay dos clases principales de sustancias con
enlaces covalentes: las sustancias moleculares y los sólidos
covalentes reticulares.
2 COMPUESTOS IÓNICOS
Los compuestos iónicos son siempre sólidos a temperatura y presión
ordinarias. Tienen puntos de fusión y de ebullición altos debido a las
fuertes interacciones entre los iones de carga distinta. Son también
frágiles, pues un golpe fuerte desplaza a los iones de sus posiciones
estables astillando el cristal. Al disolver los compuestos iónicos en
agua, los iones se separan proporcionando una disolución electrolítica
que conduce la electricidad. Estos compuestos también conducen la
electricidad cuando se funden, porque entonces los iones están libres
y pueden desplazarse. Los compuestos iónicos suelen tener
densidades bastante bajas, ya que es difícil que los iones estén
unidos estrechamente debido a las fuertes repulsiones entre iones de
la misma carga.
3 COMPUESTOS MOLECULARES
Los compuestos moleculares consisten en moléculas individuales en
las que un número definido de átomos se unen formando una
distribución espacial determinada. El número de átomos de una
molécula puede variar entre dos (como en el hidrógeno molecular,
H2, en el que están unidos dos átomos de hidrógeno), hasta varios
miles, como en las moléculas proteínicas (proteínas) que controlan
los procesos biológicos, y en los polímeros naturales y sintéticos que
se utilizan en los materiales estructurales. Las sustancias con
moléculas compuestas por un número pequeño de átomos tienen
generalmente puntos de fusión y ebullición bajos ya que las
moléculas se pueden separar entre sí muy fácilmente. Las sustancias
que son líquidas o gaseosas a temperatura ambiente son compuestos
moleculares, como también lo son muchas de las que se funden al
calentarlas. Los compuestos moleculares suelen ser blandos y
muchos son tan frágiles como los compuestos iónicos porque las
moléculas están unidas entre sí en una forma especial y altamente
direccional
(enlace
de
hidrógeno).
Algunas
moléculas
se
descomponen al calentarlas, y en lugar del líquido o el gas, sólo se
obtienen productos de descomposición. Esto ocurre con muchas de
las moléculas orgánicas de mayor tamaño.
Cada molécula individual de un compuesto consiste en un número
específico de átomos distribuidos de una forma característica en el
espacio, es decir, cada molécula tiene una forma y una composición
atómica definida. La forma se indica normalmente proporcionando las
longitudes de los enlaces entre los átomos (la distancia entre los
núcleos de los átomos unidos) y los ángulos entre los enlaces del
mismo átomo. Tanto las longitudes como los ángulos se determinan
por espectroscopia o difracción de rayos X. Una molécula no es una
entidad completamente rígida, sino que las longitudes y ángulos de
los enlaces varían ligeramente conforme los átomos oscilan alrededor
de sus posiciones medias; este movimiento se llama vibración
molecular. Las moléculas de los gases giran también. En los líquidos,
el movimiento de la molécula es semejante a un movimiento de
acrobacia caótico, en lugar de la rotación libre y suave característica
de los gases.
Las propiedades de las moléculas dependen de los detalles de su
distribución electrónica y de su forma. Aunque un par de electrones
se comparta para formar un enlace covalente, ese reparto no es
exactamente igual a menos que los átomos unidos por el enlace sean
idénticos. Por ejemplo, en la molécula de agua (H2O), cada átomo de
hidrógeno posee una carga parcial positiva y el átomo de oxígeno
posee una carga parcial negativa que compensa a la positiva, porque
un átomo de oxígeno ejerce un poder de atracción más fuerte sobre
los electrones que un átomo de hidrógeno. Se dice que el oxígeno
tiene una electronegatividad mayor que la del hidrógeno y, como
resultado de este reparto desigual de los electrones, cada enlace OH
es polar en el sentido de que tiene cargas parciales de los dos
átomos. En cambio, el carbono y el hidrógeno tienen
electronegatividades similares; el par electrónico que comparten está
repartido casi por igual y ningún átomo tiene una carga parcial, con lo
que los enlaces CH son prácticamente no polares.
La presencia de enlaces polares en una molécula tiene implicaciones
importantes en las propiedades del compuesto. En particular, el agua
actúa como un buen disolvente de muchos compuestos iónicos, lo
que no es el caso de los hidrocarburos líquidos. La capacidad para
actuar como disolvente procede de la habilidad de las cargas
parciales para imitar a las cargas que rodean a un ion en un
compuesto iónico: como resultado, apenas si hay diferencia de
energía entre un ion de un sólido iónico y un ion rodeado por las
cargas parciales de los disolventes polares. Sin embargo, un
hidrocarburo (compuesto de carbono e hidrógeno, como el benceno),
al ser no polar, no puede imitar a las cargas iónicas, y por tanto se
necesita tanta energía para romper el sólido iónico que el
hidrocarburo no actúa como disolvente de los compuestos iónicos.
4 SÓLIDOS COVALENTES RETICULARES
Otros compuestos covalentes importantes son los sólidos covalentes
reticulares. Estos materiales contienen cantidades indefinidamente
grandes de átomos unidos entre ellos por enlaces covalentes,
formando una red que se extiende por todo el cristal. El diamante es
un ejemplo famoso, donde cada átomo de carbono se une a otros
cuatro formando una red casi infinita de átomos. Como en el caso del
diamante, estos sólidos reticulares son rígidos y duros, y pueden
tener puntos de fusión y de ebullición muy altos. Otro ejemplo de
sólido covalente reticular es un compuesto de boro y nitrógeno, en el
que los átomos de ambos elementos están unidos en forma
semejante a la de los átomos de carbono en el diamante; este
compuesto también es muy duro.
Microsoft ® Encarta ® 2006. © 1993-2005 Microsoft Corporation. Reservados todos los
derechos.
Molécula
1
INTRODUCCIÓN
Molécula, la partícula más pequeña de una sustancia, que mantiene
las propiedades químicas específicas de esa sustancia. Si una
molécula se divide en partes aún más pequeñas, éstas tendrán una
naturaleza diferente de la sustancia original. Por ejemplo, una
muestra de agua puede dividirse en dos partes, y cada una dividirse a
su vez en muestras de agua más pequeñas. El proceso de división y
subdivisión finaliza al llegar a la molécula simple de agua, que si se
divide dará lugar a algo que ya no es agua: hidrógeno y oxígeno.
Cada molécula se presenta independientemente de las demás. Si se
encuentran dos moléculas, se suele producir un rebote sin que
ocurran cambios fundamentales. En caso de encuentros más
violentos se producen alteraciones en la composición de las
moléculas, y pueden tener lugar transformaciones químicas.
Las moléculas de los compuestos están constituidas por átomos de
los elementos que los forman. Se dice que una molécula es diatómica
cuando está compuesta por dos átomos y poliatómica si tiene gran
número de átomos. Existen moléculas compuestas de cientos, miles,
incluso millones de átomos. Gran parte de la química moderna está
dedicada al estudio de la composición, estructura y tamaño de las
moléculas. Para estudiar las moléculas y sus reacciones se emplean
descargas de rayos láser de cortísima duración.
Las moléculas simples son las de menor tamaño. Así, las moléculas
de hidrógeno tienen un diámetro de unos 10-10 m, y una masa de
unos 3 × 10-27 kg. Otras moléculas más complejas adoptan la forma
de cadenas, anillos o hélices.
2 TEORÍA MOLECULAR
El concepto de molécula, diferenciado del concepto de átomo, fue
enunciado por el químico italiano Amedeo Avogadro en 1811. En la
llamada ley de Avogadro se establece que bajo una temperatura y
presión dadas, volúmenes iguales de dos gases cualesquiera
contienen el mismo número de moléculas. Este planteamiento facilitó
el modo de comparación de la masa relativa de las moléculas y la
determinación comparativa de la masa de los átomos. Gran parte de
la física y química modernas se basan en esta premisa. Véase
Número de Avogadro.
Una ampliación de la teoría molecular de Avogadro es la teoría
cinética, desarrollada por varios químicos, como el británico James
Clerk Maxwell, el holandés Johannes Diderik van der Waals y el
austriaco Ludwig Boltzmann. Según esta teoría, las moléculas se
encuentran en constante movimiento que aumenta con la
temperatura. Cuando la molécula está compuesta por más de un
átomo se produce un fenómeno de vibración dentro de la misma y
una rotación semejante a la de la Luna alrededor de la Tierra. Para
percibir estos fenómenos de rotación y vibración internos se emplean
diversos métodos como la espectroscopia o la medición del calor
específico. En 1989, los físicos determinaron por primera vez el
proceso completo de la reacción molecular más simple (interviniendo
átomos de hidrógeno) en términos de la teoría cuántica.
3 MASA MOLECULAR
La masa de una molécula
puede
determinarse
a
través
de
experimentos o el cálculo simple. La masa molecular de los átomos
elementales, como el carbono 12, es la misma que su masa atómica,
ya conocida (véase Átomo: Masa atómica). Si partimos de una
molécula de estructura atómica conocida, podemos calcular su masa
molecular. Así, el agua (H2O), que tiene dos átomos de hidrógeno (la
masa atómica del átomo de hidrógeno es igual a uno) y un átomo de
oxígeno (la masa atómica de un átomo de oxígeno es igual a 16),
tiene una masa molecular igual a 18. Algunas moléculas más
complejas pueden llegar a tener una masa molecular de cientos de
millones. En la determinación experimental de la masa molecular de
una sustancia, se calcula la masa real en gramos por mol.