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LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de

los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo

cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las

transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las

combinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.

Ley natural: proposición concisa, frecuentemente en forma matemática acerca del

comportamiento de la naturaleza

Leyes ponderales son aquellas que rigen las transformaciones químicas y el

comportamiento de la materia en cuanto a las masas de las sustancias que intervienen

en una reacción -ponderal significa relativo a la masa-. Estas leyes son:

Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).

Antoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una

cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo, y que el

producto (polvo + estaño sobrante) pesaba más que la cantidad inicial del metal. Este

resultado lo motivó a efectuar el mismo procedimiento con otros metales, pero

calentándolos en vasos de vidrio que contenían aire por dentro. Lavoisier encontró en todos

los casos , que la masa final obtenida (metal en exceso + polvo) era igual a la masa original

(metal + oxígeno del aire dentro del vaso

2

2

Lavoisier concluyó hacia 1783 que "la materia no se crea ni se destruye sino

que sufre cambios de una forma a otra"; es decir que, "en las reacciones

químicas la cantidad de materia que interviene permanece constante".

Esta conclusión de Lavoisier es la Ley de Conservación de la Masa.

Estos experimentos le llevaron :

a comprobar que el oxígeno del aire se combina con todos los metales durante la

reacción de oxidación

a demostrar a conservación de la masa durante el proceso .

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.

Por lo tanto la ley de Lavoisier se puede enunciar:

La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la

transformación que ocurra dentro de él;

Esto es, en términos químicos,

Reactivos → Productos

La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos

de la reacción.

3

3

La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. La teoría de la

relatividad debida a EINSTEIN ha eliminando él dualismo existente en la física clásica

entre la materia ponderable y la energía imponderable. En la física actual, la materia y la

energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una

masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra

forma distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc2 en donde E es

la energía, m la masa y c la velocidad de la luz

En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre

ambas variaciones es, análogamente,

E = m.c2

La letra griega (delta) indica variación o incremento (positivo o negativo) de la

magnitud a que antecede.

La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la

materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que

deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las

dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares.

Si en una reacción química se desprenden 100000 calorías la masa de los cuerpos

4

4

reaccionantes disminuye en 4,65 10-9

g, cantidad totalmente inobservable, no ocurriendo lo

mismo en una reacción nuclear donde la perdida de masa que se transforma en energía

puede ser cuantificada.

EN TERMINOS GENERALES PUEDE ENUNCIASE QUE LA LEY DE

CONSERVACIÓN DELAS MASAS SE CUMPLE ESTRICTAMENTE PARA

REACIONES QUIMICAS COMUNES NO PARA REACCIONES NUCLEARES .

La materia y la energía se mantienen constantes en el universo

ej.: Si se somete al calor una mezcla de 7 g de hierro y 4 de azufre, se obtienen 16 g

de sulfuro ferroso. Si la ecuación está equilibrada (balanceada), la masa total de los

reactivos es igual a la masa total de los productos, cumpliéndose así la Ley de

Lavoisier

Fe + S --> FeS

56g + 32 g --> 88 g (de acuerdo a sus masas atómicas)

Ley de las proporciones definidas (o de Proust).

.

Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista

PARA CUALQUIER MUESTRA PURA DE UN DETERMINADO COMPUESTO LOS

ELEMENTOS QUE LO CONFORMAN MANTIENEN UNA PROPORCIÓN FIJA EN

PESO, ES DECIR, UNA PROPORCIÓN PONDERAL CONSTANTE.

Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto,

su composición será siempre la misma.

Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están

siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua

:

5

5

m asaH2 = 2 g = 1 g

masa O2 16 g 8 g

Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco

BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien

generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre.

CUANDO DOS O MÁS ELEMENTOS SE COMBINAN PARA FORMAR UN

DETERMINADO COMPUESTO LO HACEN EN UNA RELACIÓN EN PESO

CONSTANTE INDEPENDIENTEMENTE DEL PROCESO SEGUIDO PARA

FORMARLO

La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser

combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son

limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después,

de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No

obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una ligera variación en su composición, por

lo que reciben el nombre de «berthóllidos». Los compuestos de composición fija y definida

reciben el nombre de «daltónidos» en honor de DALTON.

Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).

LAS CANTIDADES DE UN MISMO ELEMENTO QUE SE UNEN CON UNA

CANTIDAD FIJA DE OTRO ELEMENTO PARA FORMAR EN CADA CASO UN

COMPUESTO DISTINTO ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS

SENCILLOS.

Esta ley fue enunciada por Dalton y se refiere a las relaciones que existen entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, que se obtienen variando las condiciones de la reacción.La

ley de Proust(vista ateriomente) no impide que dos o más elementos se unan en varias

proporciones para formar varios compuestos.Ej H2O2

m asaH2 = 2 g = 1 g

masa O2 32 g 16 g

m asaH2 = 2 g = 1 g

masa O2 16 g 8 g

6

6

Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos

óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de

cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:

79,90g de Cu = 3,975g de Cu ≈ 4 g Cu/1g de O

20,19 g de Oxig 1 g de O 8 = 2

88,83g de Cu = 7,953g de Cu ≈ 8 g Cu/1g de O 4

11,17 g de Oxig 1 g de O

Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto,

los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos

están en la relación de 1 es a 2.

El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803

como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para

un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de

los mismos.

Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).

LOS PESOS DE DIFERENTES ELEMENTOS QUE SE COMBINAN CON UN

MISMO PESO DE UN ELEMENTO DADO, DAN LA RELACIÓN DE PESOS DE

ESTOS ELEMENTOS CUANDO SE COMBINAN ENTRE SÍ O BIEN MÚLTIPLOS O

SUBMÚLTIPLOS DE ESTOS PESOS.

Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de doss u s t a n c i a s q u e s e c o m b i n a n c o n u n p e s o c o n o c i d o d e o r a te r c e r a s o n químicamente equivalentes entre sí

“Fue enunciada por el alemán j.b. Richter en 1792 y dice que: los pesos de dos

Sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son

7

7

Químicamente equivalentes entre sí.

Es decir, si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y

también c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces sí A y C

reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c.

Como consecuencia de la ley de richter, apartir de un peso equivalente patrón ( H

= 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se

denomina peso equivalente o equivalente. Cuando el equivalente se expresa en gramos se

llama equivalente gramo(concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo)

Ejemplo: si para formar agua H2O, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la

relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalente o

equivalente del oxigeno es 8 gramos.

Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del

oxigeno es 8 gramos y H 1,008 Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo,

para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógenoson, respectivamente, 14 y 1

:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H para formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N :

14------3 X=------1

(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es: 40 ---- 16 20g=x-------8

.

Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse

mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades,

multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí

para formar los correspondientes compuestos Esta ley llamada también de las proporciones

equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios años más tarde por

WENZEL. La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso

relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del

elemento que se toma como tipo de referencia.

8

8

Al ser el oxígeno el elemento que se combina con casi todos los demás se tomó

inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxígeno; la cantidad en peso de cada

elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxígeno era su peso de

combinación. El menor peso de combinación que así se encontraba era el del hidrógeno,

por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinación de los

elementos el valor 1 para el hidrógeno; en esta escala el oxígeno tiene el valor 7,9365

(según las investigaciones últimamente realizadas) y otros elementos tienen también

valores algo inferiores a números enteros. Pero puesto que el hidrógeno se combina con

muy pocos elementos y el peso de combinación de éstos tenía que encontrarse en general a

partir de su combinación con el oxígeno, se decidió finalmente tomar nuevamente el

oxígeno como base de los pesos de combinación redondeando su peso tipo a 8,000; el del

hidrógeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora números

aproximadamente enteros.

Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico.

Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos elementos tienen varios

equivalentes.

Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de doss u s t a n c i a s q u e s e c o m b i n a n c o n u n p e s o c o n o c i d o d e o r a te r c e r a s o n químicamente equivalentes entre sí

Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del

oxigeno es 8 gramos y H 1,008 Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo,

para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógenoson, respectivamente, 14 y 1

:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H para formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N :

14------3 X=------1

(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es: 40 ---- 16 20g=x-------8

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Ley de los volúmenes de combinación (0 de Gay- Lussac).

Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo

medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen

en que los gases se combinan.

GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva

su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se

había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno

formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las

mismas condiciones de presión y temperatura.

Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes

no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones

en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:

EN CUALQUIER REACCIÓN QUÍMICA LOS VOLÚMENES DE TODAS LAS

SUBSTANCIAS GASEOSAS QUE INTERVIENEN EN LA MISMA, MEDIDOS EN

LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, ESTÁN EN UNA

RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SENCILLOS.

10

10

GAY-LUSSAC observó que el volumen de la combinación gaseosa resultante era

inferior o a lo más igual a la suma de los volúmenes de las substancias gaseosas que se

combinan.

La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y

líquidos reaccionantes tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para

formar anhídrido sulfuroso

Teoría atómica de Dalton.

Las leyes ponderales de las combinaciones

químicas encontraron una explicación satisfactoria en la

teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y

publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes

ponderales basándose en el concepto de átomo.

Establece los siguientes postulados o hipótesis,

partiendo de la idea de que la materia es discontinua:

Los elementos están constituidos por átomos

consistentes en partículas materiales separadas e

indestructibles, inalterables e indivisibles ;

Los átomos de un mismo elemento son iguales en

masa y en todas las demás cualidades.

Los átomos de los distintos elementos tienen

diferentes masa y propiedades

Los atomos compuestos se forman por la unión de

átomos de los correspondientes elementos en una

relación numérica sencilla.

Los «átomos » de un determinado compuesto (átomos compuestos) son a su vez

idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.

Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en aplicar la

hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le comunica una base más

sólida al asociar a los átomos la idea de masa. Los átomos de DALTON difieren de los

átomos imaginados por los filósofos griegos, los cuales los suponían formados por la

misma materia primordial aunque difiriendo en forma y tamaño. La hipótesis atómica de

los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus especulaciones científicas por

hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue hasta DALTON en que

constituye una verdadera teoría científica mediante la cual podían explicarse y coordinarse

11

11

cuantitativamente los fenómenos observados y las leyes de las combinaciones químicas. La

teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecunda en el

desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que fue

universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de

los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran

entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo

elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de

las ideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la

Química los resultados brillantes de la teoría atómica.

.

Fracaso ante la ley de Gay-Lussac.

Para DALTON las últimas partículas de los elementos gaseosos como el hidrógeno,

oxígeno, cloro, etc., eran necesariamente simples y estaban constituidas por un solo átomo

(así, H, O, CI, N, ...) y que las de compuestos gaseosos tan corrientes como el agua o el

cloruro de hidrógeno eran naturalmente compuestas pero formadas por sólo dos átomos

distintos (HO, CIH, ... ). Sin embargo, con estas fórmulas no se podían explicar las

relaciones volumétricas de Gay-Lussac:

La conclusión experimental de GAY-

LUSSAC de que un volumen de cloro se une

con un volumen de hidrógeno para dar lugar

a dos volúmenes de cloruro de hidrógeno

llevó a DALTON a suponer que en los

volúmenes iguales de cloro y de hidrógeno

debían existir igual número de átomos.

Al imaginar que estos elementos se

unen átomo a átomo, formarán un mismo

número de «átomos» (hoy moléculas) de

cloruro de hidrógeno, al ser estos

«átomos» indivisibles, debían ocupar, en cambio, un volumen doble según los resultados

de Gay Lussac.

La hipótesis de que en volúmenes iguales de gases debían existir igual número de

«átomos» tuvo DALTON que descartarla llegando a la conclusión de que los resultados de

GAY-LUSSAC eran inexactos. Por el contrario, si la ley de Gay-Lussac era cierta estaba en

contradicción con los postulados de DALTON y su teoría atómica.

Hipótesis de Avogadro

12

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Las últimas partículas de los gases elementales no son átomos sino agregados de

átomos (en general dos), a los que dio el nombre de moléculas (del latín pequeñas

moles o masas)

En volúmenes iguales de todos los gases, medidos en las mismas condiciones de

presión y temperatura, existen igual número de moléculas.

Avogadro admite de la teoría atómica de Dalton el que los átomos son

indestructibles, y sus demás postulados, pero no así sus ideas sobre la composición de las

moléculas tanto de las sustancias elementales como de los compuestos. A la misma

conclusión que Avogadro e independientemente de él, llegó AMPERE en 1814. Para

AVOGADRO y AMPÉRE las últimas partículas de los elementos gaseosos eran también

compuestas aunque formadas de átomos iguales

.

Los átomos constituyen las unidades últimas que toman parte en los cambios

químicos mientras que las moléculas son las partículas físicamente separadas que integran

los gases. En las reacciones entre cuerpos gaseosos las moléculas se escinden, en general,

en sus átomos constituyentes los que se unen en la transformación de manera distinta.

Por ejemplo, la relación en la formación de agua debería ser, según Dalton, 1

volumen de hidrógeno / 1 volumen de oxígeno / 1 volumen de agua, y no de 2/1/2 como se

encontró, experimentalmente. Este hecho lo explica Avogadro al suponer que las moléculas

del hidrógeno, cloro, nitrógeno, oxígeno.... son diatómicas, y que las moléculas de agua,

amoniaco, etc., no tienen por qué contener forzosamente sólo dos átomos. Si el agua, por

ejemplo, tiene en su molécula dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H2O), puede

explicarse la relación de volúmenes de combinación conforme indica la figura

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De forma análoga se puede justificar los

resultados obtenidos en la formación del cloruro de

hidrógeno.

A pesar de que con la teoría de Avogadro se

explicaba la ley de los volúmenes de combinación, fue

desechada en su tiempo. Por una parte, a BERZELIUS

le parecía imposible que dos átomos iguales pudieran

unirse, pues juzgaba que el enlace entre átomos sólo

podía ocurrir por fuerzas eléctricas opuestas. Por otra,

Dalton consideró como inexactos los resultados de

Gay-Lussac. Se olvidó así la hipótesis de Avogadro

hasta medio siglo después, en 1858 una publicación del

químico italiano CANNIZZARO daba a conocer

claramente su significado y aplicación. Para

CANNIZZARO la hipótesis de Avogadro le proporcionó un sencillo método para

determinar pesos moleculares relativos de gases, porque la densidad de un gas sería

proporcional a su peso molecular. De ahí pudo calcular los pesos atómicos y obtener una

escala correcta de los mismos.

El éxito alcanzado por los resultados de Cannizzaro confirmaron la hipótesis de

Avogadro, que quedó convertida así en una ley y que, a su vez, complementó la teoría

atómica de Dalton.

VOLUMENES IGUALES DE GASES DIFERENTES EN IGUALES

CONDICIONES DE P Y T POSEEN IGUAL NUMERO DE MOLECULAS

Atomo

Es la partícula más pequeña de un elemento químico que mantiene

todas las propiedades de aquel, cuando es sometido a cualquier cambio

químico. Cuando se simboliza a un elemento químico, por ejemplo, Na ( sodio ), también

se está simbolizando a un átomo del elemento, en este caso, un átomo de sodio

Alotropía

El grafito y el diamante están formados por átomos de carbono; son sustancias naturales

constituidas por átomos de un mismo elemento, que poseen propiedades diferentes. El

grafito es negro, opaco, blando y se lo utiliza en la fabricación de minas para lápiz,

electrodos y lubricantes. En cambio, el diamante es transparente y tan duro que es usado

para cortar vidrio y en las brocas para perforación petrolera. Las distintas propiedades del

grafito y del diamante se deben al ordenamiento de los átomos de carbono. y fósforo rojo.

Se puede decir que alotropía es la propiedad que posee un elemento para dar distintas

sustancias.

14

14

Molécula

Es la menor partícula de un elemento o compuesto que tiene existencia estable

y posee todas las propiedades químicas de dicho elemento o compuesto. Un

átomo de nitrógeno no puede existir libre en condiciones normales, por lo tanto se unen dos

de ellos para formar una molécula diatómica N2. Otros elementos forman también

moléculas diatómicas; algunos de ellos son: fluor ( F2 ), hidrógeno ( H2 ), cloro ( Cl2 ),

oxígeno ( O2 ), bromo ( Br2 ), iodo ( I2 ). Existen otros elementos que forman moléculas con

más átomos, es así como el fósforo forma una molécula tetraatómica ( P4 ) y el azufre, una

molécula octoatómica ( S8 ). Hay elementos que no forman moléculas poliatómicas, sino

existen libremente en forma atómica; se puede considerar que forman una molécula

monoatómica. Ejemplos son los metales: cobre ( Cu ), hierro ( Fe ), oro ( Au ), plata ( Ag ),

etc. Se debe tener en cuenta que las moléculas de elementos están formadas por átomos de

dicho elemento. A diferencia de las moléculas de los compuestos que estan formadas, como

mínimo, por dos átomos de elementos diferentes. Es así como la molécula del monóxido de

carbono ( CO ) está formada por un átomo de carbono y un átomo de oxígeno, la del agua (

H2O ) está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; la del ácido nítrico (

HNO3 ) formada por un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y tres átomos de oxígeno, se

puede decir que es una molécula poliatómica. Otros elementos, como el azufre y el fósforo

presentan variedades alotrópicas; el primero se encuentra como azufre prismático y azufre

octaédrico y el fósforo lo hace como fósforo blanco

Atomicidad

La molécula del compuesto denominado óxido de aluminio ( Al2O3 ) está constituida por

dos átomos de aluminio y tres átomos de oxígeno. El subíndice 2 que acompaña al símbolo

químico de aluminio indica la atomicidad del mismo en la molécula del óxido. Así se puede

decir que atomicidad es el subíndice que acompaña a cada símbolo químico en una

molécula y que indica la cantidad de veces que se encuentra dicho átomo en la molécula.

Por lo tanto, la atomicidad del oxígeno en el óxido de aluminio es 3.

.

Masa atómica promedio y masa atómica relativa

Masa atómica relativa (A)

En los postulados de la teoría atómica Dalton establece que los átomos de los

distintos elementos tienen masas diferentes. Como éstas son sumamente pequeñas, se

recurrió al procedimiento de determinar su masa relativa. O lo que es equivalente,

encontrar cuán pesado era un átomo de un elemento comparado con un átomo de otro

elemento. Para esto, habría que tomar los átomos de un determinado elemento como patrón

de referencia, patrón que sería elegido arbitrariamente. El número resultante de la

comparación de los pesos respectivos de esos dos átomos es lo que se denominó peso

atómico. En un principio, se tomó el hidrógeno como patrón, por su cualidad de ser el

elemento más ligero, y se le adjudicó también arbitrariamente el peso unidad. A la masa

correspondiente se la denominó «unidad atómicá de masa» (uma) y también «dalton».

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15

En la actualidad y desde 1961, para unificar criterios, la IUPAC (International Union

0f Pure and Applied Chemistry) acordó utilizar un nuevo patrón: el isótopo del carbono

de número másico 12 (que se representa como C12

), al que se le adjudicó la masa

atómica exacta de 12 uma.

12

Cdeátomoundemasauma1

12

1 uma = 1,661 10 −24

g. o 1 g = 6,022 x 10 23

uma

A C l=35,05 uma (El Cl es 35,5 veces mas pesado que la uma)

De esta manera, el que el cloro tenga, por ejemplo, un peso atómico de 35,5, significa que

sus átomos son 35,5 veces más pesados que 1/12 del átomo de C12

.

Masa atómica Promedio:

Cuando se hace referencia a la masa atómica, en realidad no es la masa de un átomo

en particular sino que es un promedio de la masa de los distintos isótopos que se

encuentran en la naturaleza , que tienen una abundancia determinada. A esta se la

denomina masa atómica promedio. Y se determina experimentalmente con un

instrumento llamado Espectrómetro de Masa.

Isótopos son átomos de un mismo elemento que sólo difieren en su masa.

Los elementos se presentan en la naturaleza como mezclas de varios

isótopos).

Representación de un elemento

Isótopos de carbono

Isótopos de hidrógeno:

16

16

Determinaci Determinaci ó ó n de las masas de las ..

sustancias. sustancias. Espectrometro Espectrometro de Masas de Masas

17

17

La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números

másicos 107 y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente: 107

Ag

=56% y 109

Ag =44%. Deducir el peso atómico de la plata natural

Ai= masa atómica de cada isotopo

Xi= abundancia isotopica.

Masa molecular relativa (M)

Lo mismo que en el caso de la A es un número que expresa cuantas veces es mayor la masa

promedio de una molécula (o fórmula empírica) que la unidad de masa atómica. Es necesario

Primero conocer la formula de dicha molecula

Ej MH2O= AO +AHx 2= 16 uma + 1 x 2 uma = 18 uma

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NÚMERO DE AVOGADRO Y CONCEPTO DE MOL.

En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de

sustancia del orden del átomo o de la molécula, dado que estas son muy pequeñas y es

imposible diseñar una balanza para pesarlos , en realidad se trabaja con muestras

macroscópicas que contienen gran cantidad de atomos. En consecuencia es necesario

introducir una unidad especial para describir gran cantidad de atomos ESsta idea no es

nueva ya que seutilizan unidades de este tipo por ej : 1 par( contiene 2 unidades) 1 docena (

contiene 12 unidades)

Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo

múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia

que sean ya manejables en un laboratorio.

Antiguamente se propuso el átomo-gramo, de un elemento se puede tomar una

cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-

gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno

equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.

De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de

gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del

hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo

de hidrógeno.

Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o

de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del

peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces

que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma».

De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-

gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas,

respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado

experimentalmente, es de 6,022 x 1023

y es lo que se conoce como número de

Avogadro:

N = 6,02214999 x 10 23

Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de

molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.

Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas

unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones,

electrones, etc.).

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También puede definirse como: Mol es la cantidad de materia que contiene un número

de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.

Este concepto de rnol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a

un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo

mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200

cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,022 x 1023

huevos, 6,022 x 1023

cigarrillos, etc.).

La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa

sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar

y se mide en g/mol.

Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y sustituirlos

por el de mol de atomos y mol de moléculas . Insistir en la necesidad de considerar el

actual concepto de mol como número de entidades fundamentales. Asi se pueden utilizar

,los términos de mol atomos o mol de moléculas mol de fotones en lugar de los anteriores.

Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas

moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la

fórmula NaCl no representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto

hay igual número de iones Na+ que de iones Cl

-. El término mol no sería apropiado en este

caso, pero para soslayar este problema la partícula unitaria se entendería aquí en el sentido

de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula».

Por eso, el mol de NaCl contendrá N iones Na+ y N iones Cl

-. En este caso, en lugar de

peso molecular sería más correcto hablar de peso fórmula.

Volumen molar

Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia. Según ya se ha estudiado,

un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si

atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce

que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico

volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este

volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.)

de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este valor es lo que se conoce como

volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen

molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar).

En condiciones estandar (1 atmosfera y 25 ºC) el volumen molar es un poco mayor, 24,4 l

Volumen molar normal de un gas = 22,4 l

Volumen molar estandar de un gas = 24,4 l

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Este valor de 22,4 l, calculado experimentalmente, no es completamente exacto,

aunque los valores verdaderos están muy próximos a él (así, el del dióxido de azufre es 21,9

l y el del amoniaco, 22,1 l). La razón de estas fluctuaciones es debido a las correcciones que

hay que realizar al estudiar los gases como gases reales y no ideales.

El concepto de volumen molar es muy útil, Pues Permite calcular el Peso molecular,

de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 l de

dicho gas en condiciones normales.

.

Peso equivalente y equivalente gramo

Otra unidad de cantidad de materia que el químico también utiliza es la de peso

equivalente y su expresión en gramos, el equivalente-gramo. Estas unidades, aunque son

mucho menos frecuentes que las anteriores, aparecen a veces en los cálculos químicos,

sobre todo en la expresión de la concentración de disoluciones.

Se han dado diversas definiciones, pero todas resultan algo ambiguas. Como cuando

más se emplea es en las reacciones ácido-base y en las redox, puede definirse como:

El equivalente-gramo de una sustancia es la cantidad en gramos de la misma que cede

o acepta un mol de protones (en las reacciones ácido-base) o que gana o pierde un mol

de electrones (en las reacciones redox).

El peso equivalente será el peso molecular (o atómico, según los casos) dividido por un

número n que dependerá del tipo de reacción de que se trate: en reacciones ácido-base, n es

el número de H+ o de OH

- puestos en juego; en una reacción redox, n es el número de

electrones que se ganan o se pierden.

La masa atómica también se denomina peso atómico, aunque esta denominación es incorrecta, ya que la masa es una propiedad de las sustancias y el peso depende de la gravedad. La masa atómica es la masa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele utilizar la unidad de masa atómica (u) como unidad de medida. Esta unidad también suele denominarse Dalton (Da) en honor al químico inglés John Dalton.

En las reacciones químicas tiene lugar una interacción entre átomos y para evitar trabajar con masas muy pequeñas se recurrió a establecer una masa relativa. En un principió se le asignó al hidrógeno 1 u de masa, y se le utilizó como patrón para calcular las masas atómicas de los demás elementos. Sin embargo, como se obtenían masas moleculares no enteras para muchos gases y debido a la dificultad que conlleva el manejo del hidrógeno, se decidió elegir otro elemento como patrón para calcular los demás.

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Se eligió el oxígeno como nuevo elemento de referencia y se le asignó una masa de 16 u. En 1961 la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) adoptó como nuevo patrón el isótopo de carbono más común, el

12C, y se le asignó una masa atómica de 12 u. La masa atómica del

resto de los elementos químicos se calcula en relación a este en un espectrómetro de masas.

El peso atómico equivale exactamente a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono, el

12C. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un

átomo de hidrógeno).

Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular como la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en u, de un elemento, y el número de nucleones que hay en el núcleo de su isótopo más común.

Donde pi=peso atómico del isótopo i; Ai=Abundancia relativa(%)

Ejemplo 2.4

Determinar el peso atómico promedio del litio, considerando que consta de dos isótopos estables: 6Li y 7Li, con abundancias relativas de 7.59% y 92.41%, respectivamente.

Nótese que la masa atómica de un isótopo coincide aproximadamente con la masa de sus nucleones. La diferencia se debe a que los elementos no están formados por un único isótopo si no por una mezcla de ellos, con sus respectivas abundancias.