MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULAR

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1 QUIMICA Unidad N 2: PRINCIPIOS FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA ANTOINE LAVOISIER LOUIS GAY LUSSACC ALBERT EINSTEIN MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULAR Profesora Mercedes Caratini - QUIMICA- ET 28 REPÚBLICA FRANCESA 1

2 PRINCIPIOS FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA. MASA ATÓMICA Y MOLECULAR A partir del siglo XVIII, la Química se convirtió en una ciencia esencialmente experimental, dejando de lado las especulaciones filosóficas que se daban hasta esa época. Desde este siglo, las observaciones y mediciones pasaron a ser los puntos centrales del trabajo de laboratorio, permitiendo construir hipótesis de trabajo o modelos que explican el porqué de los datos obtenidos. Los estudios de diferentes sistemas y de sus cambios de masa produjeron importantes resultados. Las sustancias están formadas por átomos de uno o más elementos, en una reacción química lo que ocurre es un reordenamiento de los átomos de las sustancias reaccionantes que da lugar a la formación de otras sustancias distintas (productos). Por ejemplo, se puede comprobar experimentalmente que una masa de carbono y una masa de silicio que reaccionan entre sí completamente para dar carburo de silicio guardan siempre la misma proporción, aproximadamente 3/7, o sea 300g de C reaccionan con 700 g de Si. C + Si SiC O sea que por cada átomo de C reacciona un átomo de Si. Entonces en 300 g de C habrá x átomos de C y ese peso, 300g. será igual al número de átomos multiplicado por el peso de un átomo de C, expresado en gramos, es decir 300 = x. mc En 700 g de Si habrá asimismo x átomos de Si (ya que dijimos que 300 g de C reaccionan con 700g de Si), podemos decir que 700 = x. msi Por lo tanto la relación entre las masas de los dos elementos será: 300 = x.mc = mc 700 x. msi msi Por lo tanto, las masas de los átomos de C y Si están en la relación 3/7. Si se examinaran distintas reacciones, se obtendrían relaciones similares a las obtenidas para el C y el Si, para todos los elementos. Con estas relaciones se podría expresar las masas de los átomos de todos los elementos en función del peso del átomo de uno de ellos. No es necesario conocer exactamente la masa del átomo de un elemento, para después, a partir de relaciones del tipo mc = 3/7 msi. poder calcular la masa de los átomos de todos los demás elementos. Con tomar la masa de un átomo como unidad, las masas de todos los demás pueden expresarse en función de esa unidad. Así, si tomáramos como unidad la masa del átomo de Si, el átomo de C pesa 3/7. Anteriormente, los razonamientos se basaban en la teoría atómica de Dalton, y fue el propio Dalton quien propuso tomar como unidad la masa del átomo de hidrógeno, el mas ligero de todos los elementos. En 1885, Ostwald eligió como masa de referencia la dieciseisava parte de la masa del átomo de oxígeno. Entre 1903 y 1905 las masas atómicas se expresaron en base al oxígeno y al hidrógeno. Entre 1906 y 1961 se tomó como base únicamente el oxígeno. En 1961, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) estableció como base de comparación al isótopo más abundante del carbono ( 12 C) al que se le asigna la masa 12 exactamente. Se define así la UMA Unidad de masa atómica (UMA) es la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo 12 del carbono. 2

3 Las masas atómicas relativas (Ar) de los demás elementos se obtienen comparándolos con la UMA, entonces: Masa atómica relativa es la relación entre la masa de un átomo y la unidad de masa atómica. Lo que resumido en fórmula sería: Al unirse los átomos se forman moléculas. Igualmente la masa molecular relativa (M r) es: Doce veces la relación entre la masa de una molécula y la masa del isótopo 12 del carbono. En fórmula: Las masas atómicas relativas se encuentran en la tabla periódica de los elementos. Se acostumbra redondearlas. Las masas moleculares relativas se obtienen sumando las masas atómicas relativas de los elementos que constituyen la molécula de ese compuesto. Por ejemplo calculemos la masa molecular relativa del carbonato de calcio. 1 ) Debemos tener la fórmula del compuesto: CaCO3 2 ) Buscamos en la tabla periódica, las masas atómicas de los elementos que forman el compuesto. Ca: 40 C: 12 O: 16 3 ) M r (CaCO3) = n átomos Ca.A (Ca) + n átomos C. A(C) + n átomos O. A(O) Mr (CaCO3) = = = 100 LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA Cuando se produce una reacción química, las sustancias no reaccionan caprichosamente, sino siguiendo leyes determinadas que relacionan las masas y los volúmenes de las sustancias que intervienen en los procesos. Las leyes que rigen las combinaciones químicas son de dos tipos: ponderales y volumétricas, dependiendo de que relacionen, respectivamente, las masas o los volúmenes de las sustancias que intervienen. 3

4 Leyes Ponderales Antoine Lavoisier ( ) fue el primer químico que, reconociendo la importancia de las mediciones precisas, las utilizó en forma sistemática como instrumento para demostrar sus teorías. Gracias a ellas pudo dar forma a una de las leyes que es base fundamental de la química: LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOISIER. Fue formulada por Antoine Lavoisier en 1774: La masa total de un sistema cerrado se mantiene constante, independientemente de los cambios físicos o químicos que en él se produzcan. Según esta ley, en las reacciones químicas, la materia no se crea ni se destruye, sino que cambia la naturaleza de las sustancias. Por ejemplo, en la combustión de una vela podríamos pensar que hay pérdida de masa, pues luego de arder, su masa es menor que la inicial. Hay pérdida, pero no destrucción, por desprendimiento de los gases de la combustión. Por eso se habla de un sistema cerrado. A comienzo del siglo XX, se ha demostrado que, durante la fusión nuclear, que ocurre en el Sol y otras estrellas, se destruyen cantidades de materia, apareciendo en su lugar enormes cantidades de energía. Esto sucede también en las explosiones atómicas y procesos similares. En estos cambios se puede medir la destrucción de materia. A sus expensas se crea energía. Albert Einstein estudió este problema y descubrió la relación que rige la equivalencia entre masa y energía: ΔE = c 2. Δm ΔE y Δm representan los cambios de energía y masa durante la transformación y c es la velocidad de la luz ( ms -1 ). Según esto la desaparición de 1 g de materia da origen a J. Materia y energía pueden interconvertirse. En los procesos químicos la cantidad de materia que se transforma en energía es tan pequeña que resulta imposible medir. LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O LEY DE PROUST Se combinan las sustancias simples en cualquier proporción o lo hacen en una proporción que es siempre la misma para un determinado compuesto? Esta pregunta provoco violentas discusiones entre los químicos durante 8 años. Hasta que Proust ( ) realizo una serie de experimentos, utilizando un método semejante al de Lavoisier, en la que sintetizó compuestos. Estos experimentos, le permitieron comprobar su teoría y en 1801 formula la ley de las proporciones constantes, también llamada Ley de Proust: Cuando dos o mas sustancias simples se combinan para dar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación constante de masa. Como consecuencia de esta ley, la definición de compuesto es: Compuesto: es una sustancia formada por dos o mas elementos combinados en una proporción de masa fija y característica. 4

5 A una determinada sustancia le corresponde una determinada composición fija. La reciproca no es cierta ya que dos o más sustancias pueden tener la misma composición. Por ejemplo, el etino y el benceno tiene la misma composición:92,3% de C y 7,7% de H. Cuando dos o mas muestras tienen la misma composición podemos afirmar que corresponden a la misma sustancia. Si sus composiciones son diferentes aseguramos que se tratan de sustancias diferentes. LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O LEY DE RICHTER Entre 1792 y 1802 el químico alemán B. Richter realizo estudios que lo llevaron a formular la ley de las proporciones equivalentes: Las mismas cantidades relativas de dos elementos que se combinan entre sí, se combina también con un tercer elemento Por ejemplo, 1 g de H se combina con 3g de C para formar metano (CH4) y también 1 g de se combina con 8g de O para formar agua (H2O), la ley de Richter establece que, al combinarse el C con el O, lo hace en la proporción de masa 3 a 8. La ley de Richter no contemplaba que algunos elementos se combinan en diferentes proporciones, por eso no fue tenida en cuenta inicialmente por sus contemporáneos. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O LEY DE DALTON Entre 1808 y 1810 Dalton publica su tratado: Nuevo Sistema de la filosofía química, en él relaciona los conceptos de elemento químico y átomo. En este tratado explica varias evidencias experimentales conocidas en su época. En realidad, Dalton retoma las ideas de Demócrito (creador del atomismo) y las fundamenta experimentalmente. Plantea así, la hoy conocida Teoría de Dalton. El éxito de esta teoría, que hizo que se la aceptara rápidamente, fue la predicción y demostración de la Ley de las Proporciones Múltiples, que dice: Si dos sustancias simples se combinan para formar mas de un compuesto, las diferencias de masas de una de ellas que se combina con la misma masa de la otra están en una relación que puede ser expresada por números enteros y pequeños Por ejemplo, el O y el Cu forman dos óxidos: CuO y Cu2O. Se sabe que 16 g de O en el primer caso se combina con 63,5 g de Cu, mientras que en el segundo caso lo hace con 127 g. La relación 63,5/ 127 = ½ que se obtiene es una relación de números enteros sencillos. Leyes Volumétricas LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN O LEY DE GAY-LUSSAC En una reacción química, los volúmenes de los gases que reaccionan y de los productos que se obtienen, medidos en iguales condiciones de presión y temperatura, están en una relación que se puede expresar con números enteros y pequeños 5

6 Así, por ejemplo, cuando el N reacciona con el H para formar amoníaco (NH3), un volumen de nitrógeno reacciona con 3 volúmenes de H para formar dos volúmenes de amoníaco. PRINCIPIO DE AVOGADRO Volúmenes iguales de gases diferentes medidos a las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. Una consecuencia de este Principio es el denominado volumen molar. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON E HIPOTESIS DE AVOGADRO En 1803, Dalton propuso una teoría sobre la constitución de la materia que intentaba justificar las leyes de las combinaciones químicas. Esta teoría planteaba las siguientes hipótesis: 1. La materia esta formada por unidades muy pequeñas, indivisibles e inalterables denominados átomos. 2. Los átomos de un elemento son todos iguales, tienen la misma masa y las mismas propiedades. 3. Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y diferentes propiedades. 4. Los compuestos se forman por unión de átomos de los elementos correspondientes, en una relación numérica constante y sencilla. 5. Los átomos de un compuesto son también idénticos en masa y propiedades. Pero esta teoría no podía explicar la ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación. Así, por ejemplo, si reaccionara un átomo de N con tres átomos de H se debería formar un átomo de amoníaco. Por consiguiente, al reaccionar un volumen de N con tres volúmenes de H se debería formar un volumen de amoníaco y, en cambio, experimentalmente se obtienen dos. La explicación la proporcionó Avogadro. Según Avogadro, las partículas ultimas que forman los gases no son los átomos sino agrupaciones de átomos, a los que Avogadro, denominó moléculas. Su hipótesis explica que la mayoría de los elementos gaseosos a temperatura ambiente (H2; O2; N2; F2; Cl2) están formados por moléculas diatómicas y no monoatómicas como planteaba Dalton. 6 MOL En 1865, el físico V. Loschmidt calculó, basándose en la teoría cinética molecular de los gases, el número de moléculas presentes en 1 cm 3 de cualquier gas en CNPT. A partir de esto se determinó el número de moléculas existentes en el volumen molar normal de un gas y se lo denominó Numero de Avogadro. El valor del número de Avogadro es 6, Este valor ha sido calculado de varias maneras y siempre se llega al mismo resultado. Al considerar una determinada cantidad de materia, por más chica que sea nos encontramos en presencia de una gran cantidad de átomos o moléculas. Debido al pequeño tamaño de ellos se planteó la necesidad de definir una unidad de masa atómica que permitiera el manejo de una cantidad de ellos apreciable y práctica. Por esto, en 1896, el físico-químico W. Ostwald sugirió el nombre MOL para designar a la unidad básica para expresar cantidades de materia o contar partículas.

7 Un mol es el número de Avogadro de entidades fundamentales o elementales de una misma clase, constituyentes o no de una sustancia química. Se puede hablar de: un mol de moléculas, un mol de átomos, un mol de electrones, un mol de caramelos. De esta forma: 1 mol de moléculas tiene 6, moléculas. 1 mol de átomos tiene 6, átomos. 1 mol de electrones tiene 6, electrones. 1 mol de caramelos tiene 6, caramelos. En la práctica debemos relacionar al mol con la cantidad de masa de la sustancia, se habla entonces de masa molar (M), expresada en gramos. Decimos: En 1 mol de átomos de hierro hay 6, átomos de hierro que tienen una masa de 56 g, ya que la masa molar es la masa de 1 mol de átomos de hierro que tienen una masa atómica relativa de 56 En 1 mol de moléculas de agua hay 6, moléculas de agua que tienen una masa molar de 18 g, ya que la masa molar es la masa de 1 mol y se calcula igual que la masa molecular relativa. VOLUMEN MOLAR En el caso de los gases, es más práctico hablar de volumen, que como sabemos coincide con el volumen del recipiente que los contiene puesto que el gas lo ocupa en su totalidad. El volumen de un gas depende de las condiciones en que se encuentre, es decir presión y temperatura. En química se trabaja con los gases en condiciones muy especiales, llamadas condiciones normales de presión y temperatura (CNPT). Estas condiciones son 0 C y 1atmosfera de presión. En CNPT 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 dm 3, a este valor se lo denomina volumen molar Por ejemplo: 1 mol de hidrógeno ocupa un volumen de 22,4 dm 3, en CNPT. Si las condiciones normales cambian el volumen molar también y no puedo usar este valor. RELACIONANDO: 1mol de átomos de Helio contiene 6, átomos de Helio, tiene una masa molar de 4g y ocupa un volumen de 22,4 dm 3, en CNPT. 1 mol de moléculas de CO2 contiene 6, moléculas de CO2, tiene una masa molar de 44g y ocupa un volumen de 22,4 dm 3, en CNPT 7