Teoría Atómica

TEMA 1: TEORÍA ATÓMICA IES Blas Cabrera. Física y Química 1º Bach. Curso 2014-2015

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ÍNDICE

1 - INTRODUCCIÓN 2 - TEORÍA DE DALTON 3 - LEY DE GAY-LUSAC 4 - HIPÓTESIS DE AVOGADRO 5 - MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES

6 - SÍMBOLOS Y FÓRMULAS 7 - CONCEPTO DE MOL 8 - CÁLCULO DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL 9 - DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS 10 - ORDENACIÓN PERIÓDICA

INTRODUCCION

En la actualidad, una idea universalmente aceptada es que la materia está constituida por átomos. Estamos convencidos de que este folio, el bolígrafo, la silla, la mesa, las paredes, …, todo, está formado por átomos, partículas materiales inimaginablemente pequeñas, separados entre sí por enormes distancias, de forma que en la materia es mucho mayor el espacio vacío que el ocupado por los átomos. Sin embargo, a la hora de preguntarnos la razón de esta convicción, posiblemente no se sepa que contestar, pues no se trata de un hecho "evidente", “que salta a la vista”, sino que es una convicción racional, el resultado de un estudio riguroso y profundo sobre el comportamiento de la materia. La concepción atómica de la materia, o de la discontinuidad de la materia, ha significado, una vez más, la victoria de la razón sobre el llamado "sentido común", pues lo “normal”, lo que se desprende de una observación superficial, es la continuidad de la materia.

La polémica entre la continuidad o discontinuidad de la materia tiene su origen entre los filósofos de la antigua Grecia. Ambas tesis son en cierto modo fruto de la experiencia (generalización de observaciones cualitativas). La idea de una materia continua se apoya en la evidencia de que la división de un cuerpo en partes más pequeñas no parece encontrar límite alguno como exigiría una materia formada por partículas. En cuanto a la idea de una materia discontinua, formada por corpúsculos, tiene su fundamento en los cambios que se observan en las sustancias y que encuentran una fácil explicación como reordenaciones de dichos corpúsculos.

Con los conocimientos de entonces era difícil, si no imposible, encontrar argumentos definitivos en favor de una de las dos concepciones. Por ello, la polémica continuidad-discontinuidad que enfrentó en la antigua Grecia a atomistas, como Demócrito y Leucipo, con otros pensadores como Platón y Aristóteles, prosiguió sin apenas tregua hasta el s. XIX, siempre en un terreno más o menos especulativo, por lo que sus aportaciones al comportamiento de la materia fueron escasas.

El objetivo principal del presente capítulo es conocer a grandes rasgos la secuencia de los hechos más importantes que nos han permitido resolver la polémica en favor de la tesis atomista, y el importantísimo papel jugado por John Dalton (1766-1844).

Comenzaremos con el estudio de los fundamentos físicos y químicos en que se apoyó Dalton para enunciar sus hipótesis atómicas, para continuar con sus proyecciones en el dominio de la química y el nacimiento del concepto de mol, y acabaremos con la culminación que supuso el establecimiento del sistema periódico.

El desarrollo que aquí se describe es uno de los momentos privilegiados en la historia del pensamiento científico, y sus repercusiones prácticas han afectado a la casi totalidad de los aspectos de la vida de los hombres, mostrando una vez más la íntima e indisoluble relación entre comprensión y dominio de la naturaleza.

TEORIA DE DALTON

Fundamentos físicos de la teoría de Dalton. Comportamiento de los gases

Es un hecho contrastado que es en estado gaseoso donde las sustancias presentan un comportamiento más simple. Por ello, no es de extrañar que el estudio de las propiedades de los gases: difusión de unos gases en otros, variación del volumen con la presión y la temperatura, etc., estuviese íntimamente ligado al desarrollo de las concepciones acerca de la estructura de la materia. No obstante, no podemos detenernos aquí en una descripción detallada del comportamiento de los gases, que ha sido, además estudiada en otros cursos, sino que nos limitaremos a una somera revisión.

Una primera propiedad sobresaliente del comportamiento de los gases es la facilidad con que se mezclan entre si y se expanden hasta ocupar la totalidad del recipiente que los contiene. Ya los estudios de Dalton relativos a la composición del aire mostraban una composición prácticamente constante de la mezcla oxígeno y nitrógeno a distintas alturas, y ello a pesar de ser el oxígeno más denso. La difusibilidad de los gases puede ponerse fácilmente en evidencia conectando dos recipientes, uno de ellos conteniendo un gas coloreado y el otro aire simplemente (incoloro). La siguiente imagen ilustra la experiencia:

Una simple explicación del fenómeno consiste en suponer la existencia de partículas gaseosas, e interpretar la difusión como una dispersión gradual de las partículas de un gas en el seno de las partículas del otro.

Otra notable propiedad de los gases es su gran compresibilidad. La relación entre presión y volumen, a temperatura constante,

constante V P

conocida como Ley de Boyle, se interpreta también fácilmente si se acepta una estructura discontinua, pues al comprimir un gas, la distancia entre las partículas que lo constituyen disminuye.


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En cuanto a las variaciones que provoca la temperatura en el volumen de un gas (a presión constante) o en la presión (a volumen constante) recogidas en las conocidas leyes de Gay-Lussac.

constante) volumen (a cte T / P constante) presión (a cte TV /

se justifican también aceptando la existencia de pequeñas partículas, separadas por enormes espacios vacíos en relación al volumen de las mismas, en constante movimiento, sometidas a choques elásticos, de modo que una elevación de la temperatura representa un incremento de la energía cinética de las partículas. Este aumento de "agitación" se traduce, si la presión es constante, en un alejamiento de las partículas, o sea, en un aumento de volumen, y, si el volumen es constante, en un aumento del número y de la intensidad de los choques sobre las paredes del recipiente, o sea, en un aumento de la presión.

Las tres ecuaciones anteriores pueden englobarse en una única ecuación:

cte T / VP

denominada ecuación general de los gases ideales, aplicable en primera aproximación a cualquier gas, donde T es la temperatura absoluta, y siendo la constante una función sólo de la cantidad de gas.

Dalton, que realizó numerosos trabajos sobre el comportamiento físico de los gases, estuvo poderosamente influido por sus observaciones en este dominio al emitir sus hipótesis atómicas. Aunque es preciso señalar que el modelo de Dalton para los gases no era cinético como el que describimos, sino estático, donde se suponía a cada partícula en reposo y rodeada de una atmósfera de una supuesta sustancia llamada calórico. De esta manera pretendía hacer compatible la idea atomista con el supuesto horror al vacío de Aristóteles.

Pero, fundamentalmente, sus hipótesis de lo que trataban de dar cuenta era de los resultados de las investigaciones químicas, a las que nos referiremos a continuación.

Fundamentos químicos de la teoría de Dalton. Concepto de elemento y leyes ponderales.

Del conjunto de los conocimientos de la química en la época de Dalton resaltamos, por el papel jugado en el establecimiento de la moderna teoría atómica, los siguientes:

- El concepto de elemento. - El principio de conservación de la masa. - El principio de las proporciones constantes. - La ley de las proporciones múltiples.

Distinción entre elemento y compuesto

La gran cantidad de sustancias existentes en la naturaleza y sus visibles transformaciones sugirieron desde muy antiguo la idea de que simplemente se trataba de combinaciones de unas cuantas elementales. Así, en la antigua Grecia, Empédocles (siglo V a. de C.) afirmaba que todo lo existente provenía de la unión en proporciones variadas de cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego. Durante la Edad Media, esta idea formó parte del bagaje cultural de los alquimistas. En sus referencias escritas, siempre en un lenguaje críptico y ambiguo, se constatan otras muchas ideas sorprendentes a ojos actuales: que los metales crecen en la tierra como las plantas, que el estaño y el plomo son oro que aún no ha madurado, que los metales tienen sexo y que mediante matrimonios adecuados pueden dar oro y plata, etc. Entre los problemas que trataron de resolver destacan el "elixir de la ete rna juventud” y la "piedra filosofal" (que habría de hacer posible la transmutación en oro de otras sustancias). No obstante, sería un error grave considerar ridículas y carentes de interés las aportaciones de los alquimistas, pues desde el punto de vista práctico pusieron a punto operaciones de laboratorio como la calcinación, destilación, sublimación, cristalización, filtración etc.; idearon y construyeron numerosos instrumentos que han perdurado hasta hoy, como el serpentín y el condensador; y su idea de la transmutación sentó las bases para una reorientación de la química.

Esta reorientación de la química está asociada al nombre del inglés Robert Boyle (1627-1691), quien en 1661, publicó The Sceptical Chymist. Sólo el título, ya da idea del talante del libro. En él rompe con toda la tradición alquímica anterior y arremete contra la idea de los cuatro elementos de Aristóteles, la piedra filosofal, etc. Su gran aportación es una concepción clara de la noción de elemento químico. Define los elementos químicos como sustancias químicas que no pueden separarse en varias sustancias diferentes por ningún procedimiento. En la misma línea, un siglo después, Lavoisier (1753-1794), reconocido de forma general como el padre de la química moderna, ahonda en la idea de los elementos químicos como el último término del análisis. "Todas las substancias que no hemos podido descomponer por ningún método son para nosotros elementos ... . No los debemos suponer compuestos hasta que la experiencia y la observación nos proporcionen la prueba".

Principio de conservación de la materia

Pero la aportación fundamental de Lavoisier fue la introducción de la balanza de una forma sistemática y precisa. Ello supuso la obtención de resultados cuantitativos de gran interés, y en primer lugar, el principio de conservación de la materia. En palabras del propio Lavoisier: "Debemos considerar un axioma incontestable que en todas las operaciones del arte y de la naturaleza nada se crea; la misma cantidad de materia existe antes y después de un experimento.... y no ocurre otra cosa que cambios y modificaciones en la combinación de estos elementos. Todo arte de realizar experimentos químicos, depende de este principio."

Luego, para Lavoisier, no sólo que la materia ni se crea ni se destruye, sino que además la cantidad y el tipo de elementos permanecen constantes a través de todas las reacciones químicas (ley de conservación de los elementos). En la concepción de Lavoisier, todas las reacciones químicas no son más que recombinaciones de diferentes elementos. Atrás quedarían las nociones


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aristotélicas de reacciones químicas como «transformaciones» de la esencia de las sustancias. A partir de Lavoisier la investigación química encuentra además un claro rumbo: encontrar y caracterizar los elementos químicos (las sustancias irreducibles) y descubrir la composición exacta de los compuestos en términos de sus elementos.

La propuesta de Lavoisier consistía pues en una concepción radicalmente nueva de lo qué sucede en una reacción química. Y entendió que sus ideas serían difíciles de aceptar por la comunidad científica. Emprendió por ello una verdadera batalla de relaciones públicas con el fin de divulgarlas y popularizarlas entre los químicos de la época.

Su plan se desarrolló en varios frentes. Primero, elaboró un texto básico de química general, el Traite Élémentaire de Chimie. Segundo, fundó una nueva revista para favorecer e impulsar la publicación de los químicos afines. Finalmente, tres, lo más importante: decidió modificar por completo la totalidad de la nomenclatura química.

En esta última tarea se alió con otros químicos franceses. Entre 1786 y 1787, durante ocho meses febriles, un grupo de cuatro químicos comandados por Lavoisier se reunieron en París a diario en un verdadero complot científico. El resultado fue el arma intelectual que habría de cambiar el rumbo de la ciencia: el Méthode de Nomenclature Chimique.

Hasta entonces las sustancias químicas tenían nombres misteriosos. Se hablaba, por ejemplo, de agua regia, de aceite de vitriolo, de aire fijado, polvo de algaroth, etc. Muchas veces una misma sustancia recibía varios nombres distintos; por ejemplo, tártaro vitriolado, arcano duplicado o sal policresta de Glaser eran todos nombres del actual sulfato de potasio. El grupo propuso un sistema más lógico, sistemático y elegante. En el nuevo esquema, los elementos tenían nombres simples y, los compuestos, nombres complejos, por lo general binarios, basados en los elementos presentes en cada compuesto. El esquema estaba inspirado en el sistema binario de nomenclatura zoológica. El cuarteto respetó casi todos los nombres de los elementos aceptados en esa época: oro, plata, hierro, carbón, y los nombres de los elementos que acababan de ser descubiertos, como el hidrógeno y el oxígeno. Un compuesto de dos elementos recibía un nombre derivado de los elementos, como cloruro de sodio, óxido de plata, sul-furo de hidrógeno. El agua, por ejemplo, pasó a ser óxido de hidrógeno. Otras sustancias recibían nombres más complejos, como sulfato de cobre (que contiene azufre, oxígeno y cobre) o ácido nítrico. El sistema ideado por el cuarteto es el que sobrevive, con modificaciones, hasta el día de hoy.

Muchos químicos intuyeron las intenciones de Lavoisier, y observaron, no sin frustración, como la adopción del nuevo sistema de nomenclatura química equivalía a aceptar de hecho el cuerpo de sus ideas teóricas. Y unos pocos años después, esta nueva concepción de la química como un juego de armar y desarmar combinaciones de elementos, se cruzaría en el camino intelectual de Dalton y sus ideas atomistas para alumbrar definitivamente la química moderna, tal y como la entendemos en la actualidad.

Ley de las proporciones constantes o Ley de Proust

Los métodos y las líneas de trabajo inauguradas con Lavoisier inspiraron numerosas investigaciones sobre reacciones químicas desde un punto de vista cuantitativo. Es en este clima en el que en 1799, Proust (1754-1826), que trabajaba en España en la Real Academia de Artillería de Segovia, llega a la conclusión de que:

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

enunciado que recibe numerosos nombres como ley de las proporciones definidas, ley de las proporciones constantes, ley de las proporciones fijas o simplemente ley de Proust. En palabras de propio Proust:

"Debemos reconocer que la composición y propiedades de una combinación verdadera son siempre las mismas en cualquier parte de la tierra. El cinabrio del Japón tiene las mismas propiedades y la misma composición que el de España, en todo el mundo no hay más que una sal común, un nitrato potásico, etc. Los óxidos obtenidos por síntesis tienen la misma composición que los naturales ..."

La importancia de la ley de las proporciones constantes fue enorme. Además de constituir un avance en el establecimiento de regularidades, posee un indudable interés práctico, pues permite hacer previsiones sobre los reactivos que se necesitan o la cantidad de productos que se obtendrán en una reacción y, sobre todo, permitió distinguir de forma definitiva entre compuestos y mezclas, y entre compuestos diferentes de los mismos elementos.

Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton

Cuando Dalton hizo pública su teoría, como normalmente ocurre, suscitó reticencias, y más bien, no fue aceptada, pues chocaba con muchas de las ideas de la época. Además tenía algunos puntos débiles, y el más notable, la hipótesis de máxima simplicidad, de la que hablaremos más adelante, que llevó a incoherencias tales como asignar pesos atómicos distintos a un mismo elemento. Sin embargo, el primer gran éxito de la teoría atómica y el hecho clave para tomarla en consideración y no como una ocurrencia sin valor alguno fue la predicción de una ley: la ley de las proporciones múltiples.

Esta ley, pese a llevar descubierta desde quince años atrás, había pasado desapercibida en la literatura química. Fue redescubierta por el propio Dalton al estudiar los óxidos de nitrógeno. Encontró que los pesos de oxígeno y de nitrógeno que se combinaban para formar óxido de nitrógeno eran diferentes según el tipo de óxido de nitrógeno que se formase. Así, encontró que:

compuesto Masa de nitrógeno Masa de oxígeno

Óxido nitroso 1,00 g 1,14 g

Óxido nítrico 1,00 g 2,28 g

La proporción en cada compuesto es distinta, lo que no debe extrañarnos por tratarse de sustancias diferentes, pero Dalton se


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dio cuenta de que la segunda proporción era prácticamente el doble de la primera. Al extender el estudio a otros óxidos de nitrógeno y a otros compuestos distintas encontró que, las proporciones que se combinan entre sí dos sustancias simples son diferentes para cada sustancia que se forma, pero que entre esas proporciones existe una relación dada por números sencillos (enteros y pequeños). Este resultado llevo a Dalton a enunciar la ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton, como:

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 de números sencillos.

Teoría atómica de Dalton

Dalton, en un intento de dar una interpretación coherente al conjunto de hechos anteriores, formuló un conjunto de hipótesis sobre la naturaleza de la materia, que conforman lo que se conoce como la teoría atómica de Dalton:

1 - La materia está formada por átomos (partículas muy pequeñas e indivisibles). 2 - Cada elemento químico está constituido por una sola clase de átomos, todos ellos con igual masa y propiedades. 3 - Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades. 4 - Los átomos son inmutables (no se pueden transformar unos en otros). 5 - Un compuesto químico está formado por moléculas (en palabras de Dalton, átomos compuestos), idénticas entre sí, y

constituidos por un número entero de átomos simples, siempre en la misma proporción. 6 - Dos o más tipos de átomos pueden combinarse en distinta proporción para dar lugar a diferentes moléculas, y por tanto a

compuestos distintos. 7 - La proporción en que se combinan los átomos para formar las moléculas es siempre una razón numérica muy sencilla como

uno a uno, uno a dos, etc. Cuando sólo existe una combinación, la molécula del compuesto formado contiene un átomo de cada elemento (hipótesis de máxima simplicidad).

8 - En las reacciones químicas los átomos ni se crean ni se destruyen, sino que simplemente se reordenan.

Es preciso indicar que las hipótesis de Dalton han ido sufriendo modificaciones, algunas sustanciales. Sin embargo, estas modificaciones no han supuesto una ruptura, sino una profundización y enriquecimiento del mismo esquema conceptual.

Primeros intentos de determinación de masas atómicas

Como ya se ha señalado, las hipótesis atómicas de Dalton daban cuenta del comportamiento de la materia conocido en la época. Pero la validez de unas hipótesis no puede reducirse a la explicación de lo ya sabido, sino que debe incluir nuevas predicciones contrastables mediante experimentos. En este sentido el conjunto de hipótesis de Dalton, junto con los resultados del análisis químico, abrían la posibilidad de la determinación de un primer dato cuantitativo de los átomos: su masa relativa.

El método tropezaba sin embargo con una dificultad insuperable, pues precisaba conocer la fórmula de los compuestos y no se disponía de ninguna prueba experimental al respecto. A falta de otra guía, Dalton supuso la que se conoce como "hipótesis de máxima simplicidad". Según esta hipótesis, cuando dos elementos forman un único compuesto, debe considerarse que éste es la combinación binaria AB por ser la más sencilla, a menos que haya algún motivo para creer otra cosa, cuando forman dos compuestos, uno es la combinación binaria AB, y otro, la ternaria A2B o B2A, etc.

Así, por ejemplo, se sabía que cada gramo de hidrógeno se unía con 35,5 g de cloro para formar cloruro de hidrógeno, y si se aceptaba la regla de máxima multiplicidad, la fórmula de este compuesto sería HCl, por lo que habría que concluir que cada átomo de cloro era 35,5 veces más pesado que cada átomo de hidrógeno.

35,5(H) m

(Cl) m 35,5

(H) m N

(Cl) m N

HCl :fórmula

1

35,5

)(hidrógeno m

(cloro) m

hidrógeno de cloruro

Dalton elaboró unas tablas con los pesos atómicos de la mayor parte de los elementos y compuestos entonces disponibles. Una de sus primeras tablas (1808) daba los siguientes pesos atómicos relativos al hidrógeno: nitrógeno 5, carbono 5,4; Oxígeno, 7; fósforo, 9; azufre, 13, sosa (átomo compuesto, NaOH, hidróxido sódico), 28; y así muchos otros.

LEY DE GAY-LUSSAC

Pero al aplicar la regla de la máxima simplicidad Dalton cometió muchos errores. Estos errores dieron lugar a incoherencias en las masas atómicas relativas determinadas a partir de compuestos diferentes. En el caso específico del agua, ya en 1810 decía Dalton: “Después de todo cae dentro de lo posible que el agua sea un compuesto ternario (H2O o HO2 en lugar de HO). En el primer caso los pesos que se combinan en la proporción 1:8 para los dos gases indicarían que el peso atómico relativo del oxígeno es 16 si el del hidrógeno es 1; en el caso último, si H = 1, O = 4. Es concebible que con esta flexibilidad en la hipótesis de las fórmulas moleculares y eliminando contradicciones, se pueda llegar a alcanzar una serie de pesos atómicos coherentes”.

Pero antes de que esto pudiese ocurrir, nuevos hechos experimentales relacionados con el estudio de las reacciones gaseosas, simplificaron de un modo notable esta tarea. Estos descubrimientos hicieron posible el abandono de la hipótesis de la máxima simplicidad, que si bien había sido esencial para comenzar la investigación de los pesos atómicos relativos, era cada vez más difícil de defender, y proporcionaron la información suplementaria que hizo posible el cálculo correcto de las masas atómicas. El punto de partida lo constituye la ley de los volúmenes de combinación de Gay Lussac.

En 1808, Gay-Lussac (1778-1850) enunció la siguiente ley, fruto de sus observaciones en reacciones con gases:


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Los volúmenes de los gases que reaccionan y se obtienen en una reacción química, medidos en iguales condiciones de presión y temperatura, guardan relación de números enteros sencillos.

Así, por ejemplo:

SÍNTESIS DEL AGUA

2 vol. de hidrógeno. + 1 vol. de oxígeno 2 vol. vapor de agua

SÍNTESIS DEL AMONIACO

1 vol. de nitrógeno + 3 vol. de hidrógeno 2 vol. de amoniaco

Otros ejemplos de relaciones volumétricas son:

1 vol. de cloro + 1 vol. hidrógeno 2 vol. de cloruro de hidrógeno

1 vol. de nitrógeno + 1 vol. de oxígeno 2 vol. de óxido nítrico

El interés de los trabajos de Gay-Lussac radicaba en el hecho de que en los gases existe una relación volumen-número de partículas que de alguna manera abría las puertas para conocer la proporción de éstas (partículas) a través de la proporciones de aquellos (volúmenes).

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

Una interpretación en tal sentido de la ley de Gay-Lussac se debe al italiano Amadeo Avogadro (1776-1856), quien supuso que el hecho de que los volúmenes estuvieran en una relación sencilla sería debido a que el número de partículas que reaccionaban lo estaban también. Emitió entonces la siguiente hipótesis, conocida como hipótesis de Avogadro:

Volúmenes iguales de gases cualesquiera en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas.

La hipótesis de Avogadro, aunque razonable, planteaba dos tipos de problemas:

1- Justificar por qué volúmenes iguales de gases diferentes a igual presión y temperatura contenían igual número de partículas. 2- Era necesario emitir una segunda hipótesis, según la cual átomos de un mismo elemento podían unirse entre sí.

En cuanto al primer problema apuntado, es decir, justificar por qué volúmenes iguales de gases diferentes en idénticas condiciones de presión y temperatura contienen igual número de moléculas, puede explicarse fácilmente si aceptamos que el volumen de las moléculas es despreciable frente al volumen total. Esto conduce a una visión de los gases constituidos por un gran número de partículas muy alejadas entre sí con relación a su tamaño y en rápido movimiento, lo que justifica que ocupen la totalidad del recipiente que las contiene y ejerzan presión sobre sus paredes.

En cuanto al segundo problema, en el caso de la formación del agua por ejemplo, suponía que:

y ello exigía que tanto las partículas de hidrógeno como las de oxígeno pudieran desdoblarse para formar 2n partículas de agua.

Avogadro aceptaba así que las sustancias gaseosas como el hidrógeno, el cloro, el oxígeno, el nitrógeno, … formaban moléculas diatómicas, de forma que una reacción como la anterior podía esquematizarse:

O2 + 2 H2 2 H2O

con lo que la fórmula del agua resulta ser H2O y no HO como admitía Dalton.

En los casos de las reacciones del cloruro de hidrógeno y del amoniaco, se tendría, respectivamente:

H2 + Cl2 2 HCl N2 + 3 H2 2 NH3

Es necesario puntualizar que ni los resultados experimentales de Gay-Lussac ni, por extensión, la hipótesis de Avogadro, fueron aceptados por Dalton y sus contemporáneos. En primer lugar, porque iba en contra del modelo de los gases propuesto por Dalton, y en segundo lugar, porque no se entendía como átomos iguales se unían entre sí.

1 Vol de

oxígeno + 2 Vol de

hidrógeno

n partículas de oxígeno

2n partículas de hidrógeno

2 n partículas de agua

2 Vol de agua

nitrógeno

hidrógeno

hidrógeno amoniaco

amoniaco hidrógeno

hidrógeno

hidrógeno oxígeno

agua

agua


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MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES

Como ya se ha visto, la interpretación de los datos volumétricos mediante las ideas de Avogadro permitía establecer las fórmulas correctas de los compuestos, y de este modo se eliminaron las contradicciones en la determinación de las masas atómicas. Se definió entonces:

● Masa atómica relativa de un elemento como el número de veces que la masa de un átomo de dicho elemento es mayor que la masa de un átomo de hidrógeno. Se representa por el símbolo Ar.

● Masa molecular de una sustancia (Mr) como el número de veces que es mayor la masa de una de sus moléculas que la de un átomo de hidrógeno. Se obtiene naturalmente sumando las masas de los átomos que forman la molécula.

Con el tiempo, el "patrón" comparativo para las masas atómicas pasó del hidrógeno al oxígeno, y en la actualidad se utiliza el isótopo carbono-12 (12C), cuya masa se tomó exactamente como 12 u. O sea, que se define la unidad de masa atómica, u, como:

C)( m 12

1u 1 12

Hoy se conoce la correspondencia entre esas masas atómicas relativas y las unidades que habitualmente empleamos para medir masas y por tanto se ha podido establecer la masa atómica y la masa molecular absoluta de cualquier especie química:

1 u = 1,66 ∙ 10−27 kg Con la posesión de un dato cuantitativo de los átomos, su masa, cobraron vigor los intentos de ordenación de los elementos, lo

que habría de conducir con el tiempo al poderoso instrumento que constituye el sistema periódico de los elementos.

SÍMBOLOS Y FÓRMULAS

Como se comentó anteriormente, Lavoisier fue el primero en representar las sustancias químicas de una forma sistemática, abreviada y relacionada con su composición. Posteriormente, Dalton, con base en sus ideas sobre la reacción química y los conceptos de elemento y compuesto, propuso una representación abreviada de los átomos, asignando un símbolo a cada tipo de átomo, y representando los “átomos compuestos” como agregados de los “átomos simples”.

La base de la representación actual fue establecida por Berzelius (1779-1848) en torno a 1815, quien propuso caracterizar las diversas sustancias utilizando letras relacionadas con los nombres de los elementos, y subíndices, para indicar el número de átomos de cada elemento presentes. Es preciso distinguir entre fórmula empírica y fórmula molecular.

● La fórmula empírica indica que clase de átomos constituyen una sustancia y en qué proporción aparecen dichos átomos en la molécula o agregado de átomos de que se trate.

● La fórmula molecular indica qué clase de átomos constituyen una sustancia y cuántos de cada clase hay en la molécula o agregado de átomos de que se trate.

Existe una relación evidente entre las fórmula molecular y empírica. Así, por ejemplo, en una sustancia cuya fórmula molecular

fuese N2O4, su fórmula empírica sería NO2. O sea que: N2O4 (NO2)2. Y generalizando, podemos decir que:

fórmula molecular ≡ (fórmula empírica)n

CONCEPTO DE MOL. CONSTANTE DE AVOGADRO

No cabe duda de que el desarrollo de la teoría atómica ha sido uno de los momentos estelares de la ciencia, aunque su aceptación no fue inmediata. En un primer momento, la teoría provocó una gran polarización entre los químicos. Un grupo lo conformaban los químicos teóricos, defensores de la teoría de Dalton y de la concepción microscópica implícita en ella, con un alto poder explicativo y predictivo, pero cuyo concepto fundamental, el átomo, era poco más que una idea: no se podía ver, no se podía tocar, no se podía pesar, … . El otro, los químicos experimentales, que manipulaban las sustancias en los laboratorios con fines prácticos, para quienes la idea de átomo era irrelevante, pero que carecían de buenas explicaciones.

Pues bien, el concepto de mol nació de la necesidad de encontrar un puente entre ambas filodofías, un nexo entre las concepciones teóricas microscópicas y el mundo práctico macroscópico. El hecho clave está en lo siguiente: dados dos elementos, A y B cualesquiera, tales que, por ejemplo, la masa atómica de A fuese doble que la de B, dos gramos de A tendrán el mismo número de átomos que un gramo de B. Generalizando, entonces, podemos afirmar que: "cantidades de dos o más sustancias tendrán el mismo número de átomos o moléculas si sus masas están en la misma proporción que sus respectivas masas atómicas o moleculares".

La conclusión anterior sugiere y está en el origen de una nueva magnitud: la cantidad de sustancia, n. Se define su unidad, el mol, como la cantidad de cualquier sustancia que contiene el mismo número de partículas (ya sean átomos o moléculas) que 12 gramos de carbono de masa atómica 12. Este número ha podido determinarse experimentalmente y recibe el nombre de constante de Avogadro, siendo su valor de 6,0225∙1023 partículas/mol (NA = 6,023∙1023 mol−1).

Una consecuencia inmediata que se deriva es que para cualquier sustancia, atómica o molecular, la cantidad de un mol poseerá una masa en gramos que coincide numéricamente con su masa atómica o molecular. A esta cantidad, la llamamos masa molar, M

calcio

SIMBOLOS DE DALTON

hidrógeno nitrógeno carbono

oxígeno azufre sodio

agua amoniaco

magnesio

fósforo


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(masa de 1 mol). Además, la magnitud se acaba generalizando, pudiendo ser las entidades elementales átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de éstas, siendo necesario explicitarlas siempre. Luego:

1 mol de cualquier sustancia posee una masa igual a su masa atómica o molecular relativa expresada en gramos (masa molar) y contiene 6,023∙1023 moléculas. Es decir:

AN

N

M

mn

En el caso de sustancias gaseosas, donde es mucho más fácil medir magnitudes como la presión, el volumen o la temperatura que la masa, si se incorpora la nueva magnitud sustituyendo en la ecuación de los gases, que, recordemos, sólo depende de la cantidad de gas, por la expresión cte = R n, se obtiene una nueva expresión para la ecuación general de los gases:

TR n VP R nT

V P cte

T

V P

donde R es una nueva constante, cuyo valor se ha determinado experimentalmente: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.

Un resultado inmediato de la ecuación anterior es que un mol de cualquier gas en condiciones normales (273 K y 1 atm) ocupará un volumen de 22,4 litros.

Y en definitiva recopilando lo dicho en este punto podemos escribir que: T R

V P

N

N

M

mn

A

(muy importante)

CÁLCULO DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO

Dado que una muestra de un compuesto es sencillamente una colección de muchas moléculas iguales, la proporción en masa de sus elementos, que es fija de acuerdo con la ley de Proust, es la misma que en una molécula individual cualquiera del compuesto. Luego, conocida la fórmula de un compuesto, y cocidas las masas atómicas, podemos expresar su composición del compuesto a través del porcentaje en masa que corresponde a cada elemento dentro de la molécula.

Ejemplo Determinar la composición centesimal del agua, H2O. Datos: A (H) = 1,0 u; A (O) = 16,0 u

Solución

% 11,110018,0

2,0100

O)(H M

(H) A 2 Hidrógeno % % 88,9100

18,0

16,0100

O)(H M

(O)A Oxígeno %

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DETERMINACIÓN DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR DE UN COMPUESTO

Conocida la composición en masa (porcentaje) y las masas atómicas de los elementos de un compuesto, se puede determinar la fórmula empírica del compuesto. Se trata en cierta medida del problema inverso al anterior. Para ello se procede de la siguiente manera:

1. Se calcula el número (o el porcentaje) de átomos de cada elemento en el compuesto. Para ello se divide la masa (o el porcentaje en masa) de cada elemento por su masa molar.

2. Se divide el resultado obtenido por el valor más pequeño de todos. Con ello se obtiene la proporción entre los átomos presentes en la fórmula o fórmula empírica.

Si el resultado no fuese un número entero, como no podemos tener por ejemplo 0,9 átomos, se multiplican todos los resultados obtenidos por un número entero 2, 3, 4, etc., hasta conseguir que todos sean números enteros.

3. Si además se conoce, o se puede conocer, la masa molecular del compuesto, se puede determinar la fórmula molecular

determinando n, pues:

fórmula molecular (fórmula empírica) n Masa molecular = n masa de la fórmula empírica

Ejemplo: C2H6 (CH3)2 32 u = 2 16 u


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Ejemplo

Un compuesto gaseoso está formado por un 92,31 % de C y un 7,69% de H. a) Calcúlese su fórmula empírica. b) Sabiendo que una muestra de 7,80 g de este gas ocupa un volumen de 3,47 litros a 1,0 atmósfera de presión y 150 °C, determínese la formula molecular de este compuesto. Datos: Ar (C) = 12’0; Ar (H) = 1’00;, R = 0,082 atm·L/mol·K

Solución

a)

H C :empírica fórmula

17,69

7,69 7,69

1,00

7,69n H de g 7,69

17,69

7,69 7,69

12,0

92,31n C de g 92,31

sustancia de g 100 Sean

H

C

b)

66HC

molecular fórmula

67813,0 g/mol 78

3,47 1,0

423 0,082 7,8

PV

T R mM :gas un ser Por

g/mol 13,01,0)(12,0 M :M de definición la de

H) (C :molecular Fórmula

nn

nn

n

ORDENACIÓN PERIÓDICA. TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV

En los inicios de la química, los químicos aprendían de memoria nombres y más nombres de sustancias, así como larguísimas listas de propiedades de todas ellas. Pero a medida que aumentaba el número de las sustancias conocidas, a la vez que se iban encontrando ciertas semejanzas en el comportamiento de algunas, fue tomando fuerza la necesidad de ordenarlas y clasificarlas.

Es a partir del primer tercio del siglo XIX cuando empiezan a hacerse intentos serios de ordenar sustancias simples entre cuyas propiedades se encontraban ciertas semejanzas. La propiedad mejor definida de que se disponía era la masa atómica relativa, por lo que se constituyó en el principal criterio de ordenación, aunque no fue hasta 1860 cuando se empezó a disponer de valores fiables.

Otra propiedad que proporcionaba información muy valiosa era la capacidad de las sustancias elementales para combinarse unas con otras, lo que se llamó valencia. La valencia se pensaba que tenía que ver con la manera que tenían los átomos de dos elementos diferentes para combinarse y formar moléculas. Cuando ya se empezaron a conocer fórmulas de compuestos con cierta fiabilidad, llamaba la atención el hecho de que, por ejemplo, sustancias simples como el cloro y el bromo, que tenían propiedades químicas parecidas, formaban con el hidrógeno compuestos de fórmulas semejantes (HCl y HBr), mientras que el oxígeno, cuando se combinaba con el hidrógeno, formaba agua (H2O) y sin embargo el nitrógeno formaba amoníaco (NH3).

Utilizando estas propiedades, el ruso Dimitri Mendeleiev (1834-1907) ordenó los elementos según sus masas atómicas, pero intentando mantener juntos a los elementos de comportamiento químico parecido. El resultado lo publicó en 1869, constituyendo la primera versión de su «ley periódica», según la cuál las propiedades de los elementos eran función periódica de sus masas atómicas.

La tabla que aparece debajo corresponde a la primera tabla periódica de Mendeleiev, en la que no aparecen colocados los elementos tal y como acostumbramos a verlos, sino que en una misma fila aparecen los que forman sustancias simples con propiedades químicas parecidas. Destacan también algunos lugares vacíos y otros con interrogantes.

En 1871 elaboró una nueva versión más parecida a la actual tabla periódica, en la que los elementos con propiedades químicas parecidas quedaron dispuestos en una misma columna, a cada una las cuales se le llamó grupo o familia. Los elementos situados en una misma línea horizontal constituían un período. Las propiedades de los elementos situados en un mismo período varían gradualmente.

Pero incluso en esta nueva versión, el sistema periódico tenía aún algunos inconvenientes o puntos oscuros. Pese a ello, las ventajas de la tabla periódica eran muy grandes pues, además del gran avance que suponía el disponer ya de una clasificación lógica de todos los elementos conocidos, sobresalía sobre todo su carácter de ley periódica.

Esto último permitió a Mendeleiev predecir las propiedades de algunos elementos aún no hallados. En particular, centró su atención en los elementos de

masas atómicos 68 y 70 de los que predijo sus propiedades. El éxito de su propuesta fue apoteósico cuando estos elementos fueron aislados y se comprobó que sus propiedades coincidían casi exactamente con las predicciones realizadas.

I II III IV V VI

Ti = 50 Zr = 90 ? = 180 V = 51 Nb = 94 Ta = 182 Cr = 52 Mo = 96 W = 186 Mn = 55 Rh = 104,4 Pt = 197,4 Fe = 56 Ru = 104,4 Ir = 198 Ni = Co = 59 Pd = 106,6 Os = 199

H = 1 Cu = 63,4 Ag = 108 Hg = 200 Be = 9,4 Mg = 24 Zn = 65,2 Cd = 112 B = 11 Al = 27,4 ? = 68 Ur = 116 Au = 197 ? C = 12 Si = 28 ? = 70 Sn = 118 N = 14 P = 31 As = 75 Sb = 122 Bi = 210 ? O = 16 S = 32 Se = 79,4 Te = 128 ? P = 19 Cl = 35,5 Br = 80 J = 127

Li = 7 Na = 23 K = 39 Rb = 85,4 Cs = 133 Tl = 204 Ca = 40 Sr = 87,6 Ba = 137 Pb = 207 ? = 45 Ce = 92 ? Er = 56 La = 94 ? Yt = 60 Di = 95 ? Ln = 75,6 Th = 118 ?

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