LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

Transcripción

1 1 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 1

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; Reactivos Productos Esto es, en términos químicos, La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción. 2

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 = mc 2 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.c 2 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 calorías la masa de los cuerpos 3

4 4 reaccionantes disminuye en 4, 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 : 4

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 ( ). 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 5

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 dossustanc i a s q u e se c o m b inan con un peso c o n o c i d o de o ra t e r c e r a son 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 6

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 1: 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 equivalente o equivalente del oxígeno es 8 gramos y H 1,008 Ejemplo 2: Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo, para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógeno son, respectivamente, 14 y 1 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 Eq del N= 4,6667g Ejemplo3: Para el CO2 el Peso atómico de C es 12 el del O es 16 el Peq. del O es 8 el Pequi del C es: g (CO2 tiene 2 O) 3g=x 8 Pequiv, o peso de combinación C= 3g. 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 7

8 8 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. 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. 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. 8

9 9 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. 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 Dalton reinterpreta las leyes ponderales basándose en el concepto de átomo. 9

10 10 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 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: 10

11 11 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 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 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 11

12 12 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 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. 12

13 13 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. 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 13

14 14 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». 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 C 12 ), al que se le adjudicó la masa atómica exacta de 12 uma. 1uma masa de un átomo de C uma = 1, g. o 1 g = 6,022 x 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 C 12. 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. 14

15 15 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: Determinaci ó.. n de las masas de las sustancias. Espectrometro de Masas 15

16 16 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 16

17 17 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 (átomogramo). 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. 17

18 18 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 moléculagramo 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 y es lo que se conoce como número de Avogadro: N = 6, x 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.). 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 huevos, 6,022 x 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». 18

19 19 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 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. Resumen:. 19

20 20 Ejemplo 20