ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICATEMA 1

FUNDAMENTOS Y CONCEPTOS PREVIOS DE LA QUÍMICA Y LA FÍSICA

A continuación se relacionan aquellas propiedades, magnitudes y conceptos que se deben conocer para abordar con éxito el estudio de la asignatura:

PROPIEDADES DE LA MATERIA Un resumen interesante con ejemplos y ejercicios prácticos puede encontrarse en el siguiente enlace:(http://dewey.uab.es/pmarques/pdigital/webs/bach1quimica.htm)

MASAVOLUMENDENSIDADTEMPERATURAPUNTOS DE FUSIÓN Y DE EBULLICIÓNSOLUBILIDAD

TEMA 1.

A. Ley de Lavoisier o de conservación de la masa, publicada en el 1.789

En un sistema aislado la masa se mantiene constante, lo que implica que la masa total de reactivos es igual a la masa total de las sustancias que se obtienen tras la reacción.

Probablemente, la aportación más importante que hizo Antonie Laurent Lavoisier (1743-1794) a la Química fue la implantación de la medida precisa a todos los procesos en los que la materia sufre transformaciones y el enunciado de la famosa ley de conservación de la masa.

En 1770 Lavoisier se ocupó de las reacciones químicas y comprobó que la masa (cantidad de materia) es algo permanente e indestructible, algo que se conserva pese a todos los cambios. Newton defendió antes en la física la idea de una masa que permanecía constante a través de todos los movimientos, y Lavoisier la aplicó al mundo de la química.

Así, según Lavoisier, en la reacción del cobre con el azufre para originar sulfuro cúprico, mediante:

Cu + S CuS

resulta que 4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S y producen 6,02 g de CuS.

Es decir, que: en una reacción química, la materia ni se crea ni se destruye, sólo se reorganiza.

ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICATEMA 1

Lavoisier comprobó su ley en numerosas reacciones, la mayoría de las cuales consistían en someter a calentamiento diversos metales, siempre en recipientes cerrados y con una cantidad determinada de aire, pero, sobre todo, midiendo las masas de las sustancias antes y después de la reacción. Estos experimentos le llevaron, no sólo a comprobar que el oxígeno del aire se combina con los metales durante la reacción de oxidación, sino también a demostrar la conservación de la masa durante el proceso.

La ley de Lavoisier hizo posible la aparición de la ecuación química. La cual se sustenta en dos pilares, uno es la ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos, cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos, entre los cuales también destaca Lavoisier.

B. Ley de Proust, publicada en el 1.801

Cuando dos o más sustancias simples se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre manteniendo la misma proporción entre las masas.

La constitución, por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es:

3 g de Cl / 2g de Na = 1,5

Sin embargo, si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro con otros 10 g de sodio, no obtendremos 20 g de cloruro sódico, sino una cantidad menor, debido a que la relación de combinación entre ambas masas siempre es 1,5 por lo que:

3 g de Cl / 10 g de Cl = 2 g de Na / x g de Na =>  x = 6,6 g de Na que reaccionan

Si ahora quisiéramos hallar la proporción entre los átomos que se combinan de cloro y sodio para formar cloruro sódico, deberíamos dividir la cantidad de cada elemento entre su masa atómica, de forma que si reaccionan 6 g de Cl con 4 g de Na, como 35,5 g/mol y 23 g/mol son las masas atómicas del cloro y sodio, respectivamente, entonces:

6 g / 35,5 g/mol = 0,17 moles de Cl    ;     4 g / 23 g/mol = 0,17 moles de Na

Lo que indica que por cada 0,17 moles de cloro reaccionan otros 0,17 moles de sodio para formar el cloruro sódico, o cualquier múltiplo o submúltiplo de esa reacción. Por tanto, 1 átomo de cloro también se combina con 1 átomo de sodio para formar cloruro sódico, luego la fórmula de éste compuesto es NaCl y la proporción entre sus átomos es 1:1.

C. Ley de Dalton, publicada en el 1.803

ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICATEMA 1

Cuando dos sustancias simples se combinan, y al hacerlo pueden formar más de una sustancia compuesto, los pesos de una de ellas que se combinan con un peso fijo de la otra, guardan entre sí una relación dada por números sencillos.

Las investigaciones posteriores que los químicos realizaron para determinar en qué proporciones se unen los elementos químicos proporcionaron aparentes contradicciones con la ley de Proust, pues en ocasiones los elementos químicos se combinan en más de una proporción. Así, por ejemplo, 1 g de nitrógeno se puede combinar con tres proporciones distintas de oxígeno para proporcionar tres óxidos de nitrógeno diferentes, así:

Compuesto Masa de N (g) Masa de O (g)

Dióxido de nitrógeno (NO2) 1 2,28

Monóxido de nitrógeno (NO) 1 1,14

Óxido de nitrógeno (N2O) 1 0,57

Fue John Dalton (1776-1844) quien en 1803 generalizó este hecho con numerosos compuestos, observando que cuando dos elementos se combinan entre sí para formar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combina con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. De forma que en nuestro ejemplo:

2,28 / 1,14 = 2 ; 2,28 / 0,57 = 4 ; 1,14 / 0,57 = 2

D. Teoría atómica de Dalton, publicada en el 1.8101 1. La materia está formada por átomos indivisibles e indeformables

2. Las sustancias compuestos están formados por átomos compuestos

3. Todos los átomos de una sustancia pura son idénticos y por lo tanto tiene la misma masa e idénticas sus demás propiedades.

4. Los átomos de distintas sustancias tienen diferentes la masa y las demás propiedades (por ejemplo el tamaño, etc..)

5. Cuando se produce una reacción química, los átomos, puesto que son inalterables, ni se crean ni se destruyen, tan solo se distribuyen y organizan de otra forma.

E. Ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, publicada en el 1.809

Cuando se produce una reacción química en la que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen la reacción, guarda entre sí una relación dada por números sencillos.

ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICATEMA 1

Gay-Lussac (1778-1850) observó que al reaccionar un volumen de oxígeno con dos volúmenes de hidrógeno (esto es, un volumen doble que el primero), se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, siempre y cuando los volúmenes de los gases se midieran a la misma presión y temperatura.

Dispositivo para la medida del volumen del gas desprendido en una reacción.

Según la ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, en la que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de las que se obtienen de la reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando la presión y la temperatura permanezcan constantes

F. Ley de Avogadro, propuesta en 1.8112

1En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de diferentes gases tienen el mismo número de moléculas.

Notas

1 Hay una aparente contradicción entre la indivisibilidad del átomo y la existencia de átomos compuestos, contradicción que no existía para Dalton, pues afirmaba que un átomo compuesto podía dividirse, pero entonces dejaba de ser un átomo de lo que era y se convertía en átomos de los elementos que lo constituían. El concepto de átomo compuesto presentaba así cierta similitud con el actual concepto de molécula

2 Fue propuesta en 1.811, aunque no fue reconocida y aceptada ¡hasta el año 1858!

La ley de Gay-Lussac no tenía una interpretación adecuada en base a los postulados de la teoría atómica de Dalton. Para John Dalton y sus seguidores las partículas que forman los elementos eran los átomos y según su hipotesis de máxima simplicidad si dos elementos forman un sólo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento. Así, para el agua suponía una fórmula HO. Según esto, un volumen de hidrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de agua, en contra de los datos experimentales.

No fue hasta 1814 cuando Avogadro admitió la existencia de moléculas formadas por dos o más átomos. Según Avogadro, en una reacción química una molécula de reactivo

ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICATEMA 1

debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula. Debe existir, por tanto, una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre éstas moléculas y las del producto.

Según la ley de Gay-Lussac esta misma relación es la que ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química. Por ello, debe de existir una relación directa entre éstos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen.

La ley de Avogadro dice que:

"Volúmenes de gases diferentes medidos en las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura, contienen igual número de moléculas"

También el enunciado inverso es cierto: "Un determinado número de moléculas de dos gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura".

Esta ley suele enunciarse actualmente también como: "La masa atómica o átomo-gramo de diferentes elementos contienen el mismo número de átomos".

El valor de este número, llamado número de Avogadro es aproximadamente 6,02214199 × 1023 y es también el número de moléculas que contiene una molécula gramo o mol.

Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatómicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, etc), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos.

La ley de Avogadro no fue admitida inicialmente por la comunidad científica. No lo fue hasta que en 1860 Cannizaro presentó en una reunión científica en Karlsruhe un artículo (publicado en 1858) sobre las hipótesis de Avogadro y la determinación de pesos atómicos.

Con estas suposiciones, la justificación de la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac es bastante sencilla, como se muestra en los siguientes ejemplos.

Síntesis del Cloruro de Hidrógeno

ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICATEMA 1

Experimentalmente se comprueba que un volumen de hidrógeno reacciona con un volumen de cloro para dar dos volúmenes de cloruro de hidrógeno.

Según lo establecido en la ley de Avogadro, en cada volumen unidad (de cloro y de hidrógeno)habrá un mismo y determinado número de moléculas (en nuestro ejemplo, hemos puesto seis moléculas).

Como las moléculas de hidrógeno y cloro son biatómicas, la reacción química de síntesis del HCl consistiría en la rotura de las moléculas de hidrógeno y cloro y su posterior reorganización para dar doce moléculas de HCl (una por cada átomo de cloro e hidrógeno). Como hemos supuesto que en un volumen de gas hay seis moléculas, doce moléculas corresponden a un volumen doble.

Los volúmenes de los gases reaccionantes están en la relación 1:1, mientras que el de cloruro de hidrógeno respecto al de cloro o al de hidrógeno está en la relación 2:1, tal como se establece la ley de Gay-Lussac.

Síntesis del agua

Experimentalmente se comprueba que dos volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de agua.

De acuerdo con la ley de Avogadro, la reacción de síntesis del agua necesitaría que dos moléculas de hidrógeno reaccionaran con una molécula de oxígeno para obtener dos moléculas de agua. La molécula de oxígeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de agua. Si suponemos que en un volumen de gas hay seis moléculas, tenemos como reactivos 12 átomos de hidrógeno y 6 átomos de oxígeno. Si obtenemos dos volúmenes de agua (12 moléculas), cada molécula de agua debe tener de fórmula H 2O y no HO como creía Dalton.

ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICATEMA 1

Síntesis del amoniaco

Experimentalmente se comprueba que tres volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen de nitrógeno para dar dos volúmenes de amoniaco.

Esta reacción de síntesis del amoniaco precisa que tres moléculas de hidrógeno reaccionen con una molécula de nitrógeno dando lugar a dos moléculas de amoniaco. La molécula de nitrógeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de amoniaco. Si suponemos que en un volumen de gas hay seis moléculas, tenemos como reactivos 36 átomos de hidrógeno y 12 átomos de nitrógeno. Si obtenemos dos volúmenes de amoniaco (12 moléculas), cada molécula debe tener de fórmula NH3.

Ley de Boyle, publicada en el 1.660

Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante.

La presión de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa, siempre y cuando se mantenga la temperatura constante.

¿Por qué ocurre esto?

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.

Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:

G. Ley de Gay-Lussac, publicada en el 1.808

Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante.

Si mantenemos constante la presión, los cambios de volumen que experimentan una cantidad fija de gas son directamente proporcionales a los cambios de temperatura.

ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICATEMA 1

¿Por qué ocurre esto?

Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.

Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor:

(el cociente entre la presión y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.

Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.

Ejemplo:

Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?

Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación:

970 mmHg 760 mmHg------------ = ------------

298 K T2

Si despejas T2 obtendrás que la nueva temperatura deberá ser 233.5 K o lo que es lo mismo -39.5 °C.

ASIGNATURA: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICATEMA 1

Enlaces de interés:http://www.educared.net/concurso2001/410/ciencias.htm

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared02/leyes_gases/