NATURALEZA DE LA MATERIA

NATURALEZA DE LA MATERIA

PROYECTO ANTONIO DE ULLOA 1

1. NATURALEZA DE LA MATERIA.

1.1. QUÍMICA.

Si movemos un objeto, calentamos agua o dejamos caer un vaso de vidrio desde lo

alto de una mesa, la materia no ha cambiado. Incluso en el último caso tendremos

un vaso roto, pero serán trozos de vidrio que, con paciencia y pegamento, nos

permitirían recomponer el vaso original. Como la clase de materia que aparecía no

ha sufrido modificación alguna, se trata de transformaciones físicas.

Cuando se produce la combustión de un trozo de madera, la madera desaparece y

deja un residuo de unas pocas cenizas. Cuando un pedazo de hierro queda

expuesto a la intemperie, con rapidez aparecen manchas rojizas sobre él. La materia

resultante del proceso es distinta de la materia original: se ha producido una

transformación química.

En principio, el estudio de las transformaciones químicas se limitó a describir las

sustancias que intervenían en una transformación química, los reactivos, y en qué

otras sustancias se transformaban, los productos. Y durante siglos la Química limitó

a describir las reacciones químicas que se producían entre las distintas sustancias.

En la segunda del siglo XVIII, en los años previos a la revolución francesa, un

químico francés, Lavoisier, comenzó a emplear la balanza para determinar la masa

de las sustancias que intervenían en las reacciones y la masa de las sustancias que

se producían: fue el comienzo de la química moderna.

El empleo de la pesada en el estudio de las reacciones químicas originó las leyes

ponderales, unas leyes experimentales, inducidas por la repetición de muchas

experiencias de laboratorio, y que se refieren al peso de los reactivos y productos de

las reacciones químicas.



1.2. LEY DE LAVOISIER

Cuando cocemos un huevo, está bastante claro que la cantidad de huevo, antes y

después de la cochura son iguales. No ocurre lo mismo si quemamos madera :

parece que la combustión ha causado que la madera desaparezca y, con ella, gran

parte de la masa que teníamos.

Cuando Lavoisier estudió la combustión de la madera, empleó un recipiente cerrado

herméticamente y comprobó que la masa antes y después de la combustión no

variaba. Lo mismo ocurre en cualquier otra reacción química, aunque parezca que

las cosas desaparezcan, la masa no cambia y es la misma antes y después de la

transformación.

En el caso de la madera, se produce la reacción de la celulosa que compone la

madera con el oxígeno del aire, produciendo, sobre todo, dióxido de carbono y agua,

ambos en estado gaseoso, por lo que parece que la madera ha desaparecido casi

por completo.

Gracias a estos y otros experimentos, Lavoisier enunció la ley que lleva su nombre o

ley de conservación de la masa

En una reacción química, la masa ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.

TEORÍA DEL FLOGISTO

La experimentación química llevó a identificar como procesos similares la combustión y la

calcinación (oxidación) de los metales.

En 1702, el químico alemán Georg Ernest Stahl desarrolló la teoría del Flogisto para explicar tanto

la combustión como la calcinación de los metales.

Para Stahl, el flogisto era una sustancia imponderable que se encontraba en las sustancias que

podían arder. Durante la combustión, el flogisto pasaba de la sustancia que ardía al aire. En la

calcinación de los metales, también el flogisto pasaba del metal al aire. La reducción de un óxido

metálico por el carbón consistía en un paso de flogisto del carbón al óxido, formando el metal..

Lavoisier, mediante medidas cuidadosas, comprobó que en la calcinación de un metal, el óxido

resultante, que había perdido flogisto, era más pesado que el metal original. El flogisto debía tener

masa negativa.

Cuando, además, pudo explicar la combustión y la oxidación como resultados de la combinación

con el oxígeno, el flogisto salió definitivamente de la química.



1.3. LEY DE PROUST

La primera definición de elemento químico, sustancia que no puede ser

descompuesta en otras, se debe a Lavoisier. Hasta el descubrimiento de la moderna

física nuclear esta definición fue la empleada en química. Un asunto importante era

determinar los elementos que existían, las sustancias no elementales que formaban

y en qué proporción estaban formadas.

Al análisis de las sustancias no elementales dedicó sus estudios el químico francés

Proust, observando que

Antoine Laurent Lavoisier

(París, 1743 - París, 1794).

Nacido en una familia acomodada, hijo de un abogado, pronto se

interesó por las ciencias, especialmente en la Química.

Hizo hincapié en la importancia de las mediciones exactas en las

transformaciones químicas, empleando de forma habitual la balanza.

Sus experiencias en este campo desterraron a la alquimia del campo

de las ciencias.

Trabajó en la iluminación de las ciudades, mejoró los métodos para

la producción de pólvora, codescubridor del oxígeno, enunció la ley

de conservación de la masa. Sus experiencias le llevaron a comprender la similitud entre la

combustión y la oxidación de los metales, contribuyó a desechar la teoría del flogisto.

Enunció la primera definición de elemento químico y desarrolló un sistema de nomenclatura

cuya base todavía perdura.

Para financiar sus investigaciones, Lavoisier entró en 1768 como accionista de la Fermé

Generale, empresa que se dedicaba a recaudar los impuestos. Así mismo, en 1771,

contrajo matrimonio con Marie Paulze, hija de un director de la misma empresa y que

colaboró con él en la ilustración de sus publicaciones.

Como miembro de la Academia de Ciencias de París, se opuso al ingreso de Jean Paul

Marat. El rencor de éste lo llevó, durante el Reinado del Te rror, a acusar a Lavoisier de

aristócrata. La influencia de Marat hizo que el juicio fuera una farsa y Lavoisier fue

condenadoa muerte. Cuando se informó de las grandes aportaciones a la Ciencia de

Lavoisier, el presindente del tribunal afirmó: La república no necesita sabios. Lavoisier fue

guillotinado en París, el ocho de mayo de 1794.

El gran matemático Lagrange, a la muerte de Lavoisier, afirmó: Se ha tardado un momento

para que caiga una cabeza y cien años no serán suficientes para que surja otra como esa.



en todas las sustancias, la proporción entre los elementos que la forman es

constante

lo que se conoce como ley de Proust o ley de las proporciones definidas. Puesto que

las proporciones de los compuestos químicos son constantes, estos compuestos

deben tener una fórmula química definida.

Supongamos el agua. Se trata de un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno,

la proporción entre el oxígeno y el hidrógeno que forman el agua siempre es la

misma:

Masa de agua Masa de oxígeno Masa de hidrógeno Proporción

9 8 1 8:1

18 16 2 8:1

36 32 4 8:1

Conociendo el porcentaje de cada elemento, con la ley de Proust determina la masa

de los elementos que faltan

H2O H O

agua % 11.11 88.89

masa 3 3

11.1199.88

⋅ = 5.0004

Joseph Louis Proust

(Anger, Maine-et-Loire, 1754 - Angers, 1826).

Hijo de boticario, pronto se aficionó a la Química. Atraído por los globos

aerostáticos, en 1784 voló en uno.

Dedicó pare de sus investigaciones a los azúcares, siendo el primero en

estudiar la glucosa.

Alejándose de los avatares de la revolución francesa, en 1788 emigró e

España, donde desarrolló su trabajo investigador, bajo la protección del

rey Carlos IV. En 1808, tras la invasión napoleónica, volvió a Francia.

Tuvo una larga controversia con el químico francés Berthollet. A través

de años y con muy cuidados métodos de análisis, demostró la constancia en la composición de las

sustancias químicas y en las reacciones en las que intervienen, enunciando la ley de las proporciones definidas, ley que lleva su nombre.



1.4. LEY DE DALTON.

Algunos elementos químicos dan lugar a más de una sustancia. Así el hidrógeno y el

oxígeno se combinan para formar agua, pero también pueden generar agua

oxigenada. El cobre y el oxígeno dan lugar a dos óxidos distintos y el cloro y el iodo

generan hasta cuatro compuestos diferentes.

El químico inglés Dalton estudió las cantidades en las que varios elementos dan

lugar a diferentes compuestos, estableciendo la ley de las proporciones múltiples:

Cuando dos elementos dan lugar a varios compuestos, con una cantidad fija

de uno de ellos se combinan cantidades variables del otro que guardan entre

sí una proporción de números naturales sencillos.

Supongamos hidrógeno y oxígeno que forman agua y agua oxigenada. Con una

cantidad fija de oxígeno, por ejemplo 100 g, se combinan diferentes cantidades de

hidrógeno:

Masa de hidrógeno

(agua)

Masa de hidrógeno

(agua oxigenada) Proporción

12,5 25 1:2

De forma similar, con 100 g de oxígeno, se combinan las cantidades de hierro:

Masa de hierro

(óxido 1)

Masa de hierro

(óxido 2) Proporción

349 232,7 3:2

1.5. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.

Las leyes de Proust y Lavoisier, así como sus propios estudios sobre los gases,

llevaron a Dalton a enunciar su teoría atómica. La teoría atómica de Dalton se basa

en cuatro postulados:



1. Los elementos químicos están formados por partículas indivisibles llamadas

átomos.

2. Todos los átomos de un elemento son iguales entre sí, tienen la misma forma,

tamaño, masa y cualquier otra propiedad.

3. Los átomos de elementos diferentes son distintos y tienen distintas

propiedades

4. En una reacción química los átomos mantienen su identidad, no pueden ser

destruidos ni rotos.

Con esta teoría, Dalton pudo explicar las leyes ponderales enunciadas

anteriormente:

Ley de Lavoisier o de conservación de la masa:

En una reacción química, la masa no se crea ni se destruye. Sólo se transforma.

Puesto que los átomos son indestructibles, en una reacción química el número y la

clase de los átomos será la misma, tanto antes como después de la reacción.

Así que la masa no se modificará y se debe cumplir la

ley de Lavoisier o de conservación de la masa.

Ley de Proust o de las proporciones fijas:

En cualquier compuesto, la proporción entre los elementos que lo forman es siempre

constante.

Si una sustancia se forma por la unión de dos átomos A y

uno B la proporción entre los elementos A y B será la

existente entre dos átomos A y uno B.

Si aparecen 10 átomos de A, habrá 5 de B y la proporción será la misma.



Ley de Dalton o de las proporciones múltiples:

Cuando dos elementos dan lugar a varios compuestos, con una cantidad fija de uno

de los elementos se combinan cantidades variables del otro que guardan entre sí

una proporción de números naturales sencillos.

Supongamos que los elementos A y B forman dos

compuestosuno formado por una átomo de cada

clase y otro por dos átomos del elemento A y tres del

elemento B

Con seis átomos de B, que consideraremos una cantida fija, se combinan, en el

primer compuesto seis átomos de A

En el segundo compuesto los seis átomos de B se combinan con cuatro de A

La proporción será 6:4 o 3:2, una rrelación de números naturales sencillos

John Dalton

(Eaglesfiel, Cumberland, 1766 - Manchester, 1844).

Descendiente de una familia de cuáqueros, él mismo pertenecía a esa

confesión. Con sólo doce años impartió clases en una escuela cuáquera

y empezó su interés por la Ciencia.

Interesado por la meteorología, en 1793 publicó un libro sobre la materia

y registró, hasta su muerte, más de doscientas mil observaciones. Este

interés desembocó en el estudio de los gases, enunciando la ley de las

presiones parciales o ley de Dalton.

Su conocimiento de los gases y de las leyes de Lavoisier, de

conservación de la masa, y de Proust, de las proporciones definidas, le llevaron a establecer la

primera teoría atómica moderna, en 1803.

Con la base de su teoría atómica predijo la ley de las proporciones múltiples, que fue corroborada

experimentalmente posteriormente.



1.6. MASAS RELATIVAS.

La principal propiedad de los átomos, según la teoría atómica de Dalton, es la masa,

la masa atómica, la determinación de las masas de los átomos es muy importante.

Pero determinar la masa de un átomo era imposible, por lo que Dalton y otros

químicos determinaron las masas atómicas relativas, es decir, la masa de los

átomos tomando como unidad la masa de otro átomo.

En principio se tomó como medida de la masa atómica, la masa de un átomo de

hidrógeno. Como el oxígeno es un elemento más reactivo, se consideró que la

unidad de masa atómica era la dieciseisava parte de la masa del átomo de oxígeno.

En la actualidad, la IUPAC ha decidido que la unidad de masa atómica se

corresponde con la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12.

Pero para medir las masas atómicas relativas no basta decidir que unidad de masa

se va a emplear, se necesita saber cuántos átomos de cada tipo hay en una

molécula. Así el óxido de carbono (IV) (CO2), formado por oxígeno y carbono, hay 3

g de carbono por cada 8 g de oxígeno.

Existen varios isótopos del carbono. El más abundante es el carbono-12, en

cuyo núcleo hay seis protones y seis neutrones. El carbono-13, que tiene en su

núcleo siete neutrones, es muy importante en el análisis químico. Finalmente,

el carbono-14, con seis protones y ocho neutrones, es un núcleo radiactivo que

acaba descomponiéndose en nitrógeno-14.

En la atmósfera, por la radiación cósmica, el nitrógeno-14 se convierte en

carbono-14 que es asimilado, a través de la fotosíntesis, por las plantas y de

ellas por todos los animales

Mientras una planta o animal están vivos, la cantidad de carbono-14

permanece constante, ya que mediante la alimentación compensa la cantidad

que pierde al descomponerse. Al morir deja de alimentarse, y disminuye la cantidad de carbono-14

que contiene. Si se mide la cantidad de carbono-14, se puede determinar con mucha precisión el

momento de la muerte.

La datación de restos orgánicos mediante el carbono-14, corroborada con otros métodos de

datación, contradice las creencias religiosas de muchos fundamentalistas bíblicos que, sin éxito,

han tratado de descalificar el método de datación por carbono-14.



C O O C O C O C

La teoría atómica de Dalton no permite decidir, por si sola, entre las posibilidades

expuestas en la tabla anterior y, por tanto, no permite determinar las masas relativas

de los átomos, se necesita una ley que permita decidir la fórmula de las moléculas,

los átomos que las forman.

1.7. LEY DE GUY - LUSSAC.

El químico inglés Boyle estudió el comportamiento del aire cuando era sometido a

presión, descubriendo la ley que lleva su nombre. Estudios posteriores extendieron

esta ley a todos los gases y se comprobó, que sin importar la naturaleza del gas en

cuestión, el comportamiento era similar.

Robert Boyle

Castle, 1627 - Londres, 1691

Era el vigésimo cuarto hijo del primer conde Cork fue un niño prodigo que

recibió la mejor educación disponible en su época, siendo educado en Eton y

viajando posteriormente por toda Europa.

Tras fallecer su padre comenzó sus estudios químicos en Oxford, colaborando

con Robert Hooke. En 1668 se estableció en Londres y fundó el Colegio

Filosófico que, tras la caída del Lord Protector y la restauración monárquica, se

convirtió en la Royal Society cuyo lema Nullis in Verba (Nada por palabra) es

base del moderno método científico, considerando que sólo la experimentación

es el fundamento del conocimiento. Profundamente religioso, no llegó a ser presidente de la Royal

Siciety por discrepancias en el juramento del cargo.

En 1661 publicó su libro El químico escéptico, en el que definía por primera vez elemento químico

como sustancia que no podía descomponerse en otras más simples y separaba la química de la

medicina y de la alquimia. Sin embargo, como los alquimistas, creía en la transmutación de los

metales en oro.

Estudió la compresión y dilatación de los gases, descubriendo la ley que lleva su nombre y fue el

primero en idear formas para recoger los gases que se desprendían de las reacciones químicas

para estudiarlos. Sus trabajos fueron el comienzo del análisis cuantitativo y sus experiencias

llevaron a la elaboración de la teoría del flogisto.



Ley de Boyle:

Si la temperatura no cambia, el volumen de un gas y la presión que ejerce son

inversamente proporcionales o, en otras palabras, su producto es constante:

P0 V0 =P1 V1

Guy-Lussac, químico francés, estudió el comportamiento de los gases cuando se

cambiaba su temperatura. De esta forma enunció las leyes de los gases que llevan

su nombre, dos leyes sobre la dilatación de los gases. Estos estudios le llevaron,

posteriormente, a investigar las reacciones químicas entre sustancias gaseosas,

descubriendo la ley de los volúmenes de combinación o ley de Guy-Lussac:

Cuando se produce una reacción química entre sustancias gaseosas, los volúmenes

de las sustancias que intervienen, medidos en las mismas condiciones de presión y

temperatura, mantienen una proporción de números naturales sencillos.

Si su presión no cambia, el cociente entre el

volumen de un gas y su temperatura no varía:

Si su volumen no cambia, el cociente entre la

presión de un gas y su temperatura es constante:

V0 V1 T0

= T1

P0 P1 T0

= T1

El oxígeno y el hidrógeno se combinan para dar agua. Ambos son gases y se

mezclan en una proporción de dos volúmenes de hidrógeno por cada volumen de

Joseph Louis Gay-Lussac

(Saint Léonard, 1778 - París, 1850).

En su juventud fue amigo y colaborador de Berthollet.

Estudiando los gases, descubrió las leyes de los gases que llevan su nombre,

entre ellas, que todos los gases se dilatan por igual, sin importar la naturaleza o

composición del gas, descubrimiento que ayudó a Avogadro a plantear su

hipótesis.

Realizó varias ascensiones científicas en globo, una hasta los siete mil metros,

comprobando a constancia de la composición de la atmósfera.

Codescubridor del boro, estudió los cianuros y determinó la existencia de

ácidos que carecían de oxígeno. Enunció la ley de los volúmenes de combinación, para reacciones

químicas entre gases, ley que ayudó a clarificar la diferencia entre átomo y molécula.



oxígeno. Para formar amoniaco (NH3) la proporción es de un volumen de nitrógeno

(N2) por cada tres volúmenes de hidrógeno. Y en el dióxido de carbono, dos

volúmenes de oxígeno forman una de dióxido de carbono.

1.8. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

Puesto que el comportamiento de un gas no depende de su naturaleza y cuando dos

gases reaccionan sus volúmenes siempre guardan una relación de números

naturales sencillos, el químico italiano Avogadro propuso una hipótesis, la hipótesis

de Avogadro: volúmenes iguales de gases distintos, medidos en las mismas

condiciones de presión y temperatura, tienen el mismo número de moléculas.

Ley de los gases ideales

P·V=n·R·T

Donde P es la presión en atmósferas, V el volumen en litros, n el número de moles,

R una constante que vale 0.082 y T la temperatura en kelvin.

Amadeo Avogadro

(Turín, 1776 - Turín, 1856).

Catedrático de física en la universidad de Turín, su descubrimiento no fue

justamente valorado hasta después de su fallecimiento.

Recapacitando sobre la ley de dilatación de los gases, descubierta por Gay-

Lussac, propuso su hipótesis, hoy aceptada como teoría: volúmenes iguales de

gases distintos en iguales condiciones de presión y temperatura están

formados por igual número de partículas.

Además indicó que las partículas podían ser átomos o moléculas,

combinaciones de átomos. De esta forma podía explicar la ley de los

volúmenes de combinación y permitió establecer las masas relativas de los átomos.

Su descubrimiento, sin embargo, fue menospreciado por los químicos más famosos de su época y

sólo en 1858, dos años después de su muerte, gracias al trabajo de Cannizaro, fue valorado en su

justa medida.



Además, para Avogadro, los gases no están formados por átomos, como creía

Dalton, sino por moléculas. El gas hidrógeno está formado por moléculas que

resultan de la unión de dos átomos de hidrógeno y el gas nitrógeno resulta de

moléculas formadas por dos átomos de nitrógeno.

La hipótesis de Avogadro resuelve, por un lado, el problema de determinar las

fórmulas moleculares, basta encontrar una reacción química en la que el elemento

intervenga en estado gaseoso. Puesto que para formar agua reaccionan dos

volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, la molécula de agua estará formada por

dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Por otra parte, la distinción entre átomo

y molécula queda aclarada. Las moléculas están formadas por la unión de varios

átomos. En los elementos, los átomos son iguales, mientras que en los compuestos,

las moléculas están formadas por la unión de diversas clases de átomos.

1.9. NÚMERO DE AVOGADRO.

Cuando se determinaron las leyes ponderales y Dalton expuso su teoría atómica, las

cantidades de los reactivos se pesaban y se medían en gramos (u otras unidades de

masa). Pero las sustancias están formadas por moléculas, así que también es

posible determinar la cantidad de una sustancia contando el número de moléculas

presentes, número que será proporcional a la masa de la sustancia, naturalmente.

Las moléculas son muy pequeñas, de forma que contar el número de moléculas,

aunque para estudiar las reacciones químicas puede ser muy importante, resulta

poco práctico porque aparecerán números muy grandes. Para soslayar este

problema se definió el mol. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas

entidades elementales (que pueden ser átomos, moléculas o cualquier otra cosa)

como átomos hay en 12 g de carbono-12. Este número resulta ser de 6,023·1023 y

se conoce como número de Avogadro, L o NA.

Un mol de hidrógeno contiene 6,023·1023 moléculas de hidrógeno, dos moles de

oxígeno son 12,046·1023 moléculas de oxígeno, medio mol de carbono son

3,011·1023 átomos de carbono y un mol de personas serán 6,023·1023 personas.



1.10. MASA MOLECULAR.

La masa de una molécula, medida en uma (unidad de masa atómica) será la suma

de las masas de los átomos que forman la molécula. Así el agua está formada por

un átomo de oxígeno, cuya masa es 16, y dos de hidrógeno, cuya masa es 1, por lo

que su masa será de 18 (16 + 1 + 1).

La masa del óxido de carbono (IV), que está formado por dos átomos de oxígeno y

uno de carbono será 2·16 + 12 = 44 uma, y la masa del etanol, que está formado por

dos átomos de carbono, seis de hidrógeno y uno de oxígeno será: 2·12 + 6·1 + 16 =

46 uma.

El número de Avogadro, y el mol, no se eligieron al azar. Están definidos para que la

masa de un mol, medida en gramos, sea idéntica a la masa molecular, expresada en

uma. Un mol de agua tiene una masa de 18 g, un mol de dióxido de carbono de 44 g

y un mol de etanol 46 g.

Así que 6,023·1023 moléculas tienen, en gramos, la misma masa que una molécula

en uma. La conversión entre uma y gramos está dada por el número de Avogadro.

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