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La Materia. Leyes Ponderales. El Mol.
La Materia. Leyes Ponderales. El Mol.
La Materia. Leyes Ponderales. El Mol.
INTRODUCCIÓN
Los cambios físicos son aquellos en los que no cambia la naturaleza del sistema material, es
decir, las sustancias presentes no cambian, siguen siendo las mismas.
Ejemplo: los cambios de estado (al calentar el agua, ésta pasa de estado sólido a líquido y si
continuamos calentado pasa a estado gaseoso, pero volvemos a tener agua líquida o sólida si en lugar
de calentar lo que hacemos es enfriar). En general, los cambios de estado y los procesos mediante los
cuales se disuelve y separan las sustancias son cambios físicos, pues las sustancias siguen siendo las
mismas.
Los cambios químicos son aquellos en los que se produce una alteración en la naturaleza del
sistema material, por tanto, en este tipo de cambios, las sustancias desaparecen y se forman otras
con propiedades diferentes.
Ejemplo: Si dejamos un trozo de hierro a la intemperie durante un tiempo, observamos que
aparece la herrumbre (el hierro se combina con el oxígeno atmosférico para formar una nueva
sustancia: el óxido de hierro).
A los cambios químicos se les denomina, más frecuentemente, reacciones químicas.
INDICADORES DE CAMBIOS QUÍMICOS
Los siguientes indicadores nos dirán que estamos ante cambios químicos (reacciones químicas).
Desprendimiento de burbujas por formación de un gas.
Aparición de llamas y humos.
Aparición de precipitados (sólidos insolubles), a veces con cambios de color.
Cambios de color.
Intercambio de energía térmica.
Liberación de energía en forma de luz
ACTIVIDAD PROPUESTA: clasifica los siguientes cambios que la materia puede experimentar en
físicos (F) o químicos (Q):
Un tronco que arde; formación de nubes; caramelización del azúcar al quemarla; un clavo que
se oxida; un tronco que arde; azúcar disuelta en un vaso de agua; la digestión de una manzana
en el estómago; un trozo de hielo que se derrite; la descomposición del agua en hidrógeno y
oxígeno mediante la electricidad, una piedra que cae al suelo.
Materia: es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio (volumen) y se puede pesar (masa).
Sustancia: es un tipo concreto de materia. A la porción de materia que se toma de forma aislada para
su estudio se le llama sistema material. Observa el esquema:
Sustancias Mezclas
puras
Un elemento es
una sustancia pura Un compuesto es una Una mezcla heterogénea es
que no se puede sustancia pura, aquella cuyos componentes
descomponer en constituida por se distinguen a simple vista o
otras más sencillas diferentes elementos, con ayuda de un microscopio
por ningún que se puede ordinario y su composición y
procedimiento descomponer en otras propiedades varían en
más sencillas por distintas porciones de la
procedimientos químicos misma
PROPIEDADADES DE LA MATERIA: son las cualidades que nos sirven para describir la materia:
Propiedades generales: comunes a todos los cuerpos materiales (masa, volumen y
temperatura). No nos sirven para identificar sustancias.
Propiedades características: son las que dependen de la naturaleza de la sustancia, por lo que
nos sirven para identificar las diferentes sustancias. Ejemplos: densidad, punto de fusión/
ebullición, solubilidad, etc. No dependen del tamaño o cantidad del sistema material.
Cuando 2 sistemas materiales tienen las mismas propiedades características decimos que están
formados por la misma sustancia ya que son las propiedades que nos ayudan a diferencia unas
sustancias de otra, y si éstas han cambiado, podemos asegurar que se ha producido una reacción
química.
REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química es la transformación de una o varias sustancias puras en otra u otras
sustancias puras, mediante una reorganización de uniones y átomos.
En toda reacción hay reactivos o sustancias que reaccionan y productos de la reacción que son
las sustancias obtenidas. Supongamos la reacción entre el cloruro de hidrógeno y el hidróxido
amónico:
reactivos productos
Todas las reacciones pasan por tres etapas. En la primera de ellas, debe producirse un
contacto entre los reactivos, en nuestro caso entre el cloruro de hidrógeno y el hidróxido
de amonio. En la segunda etapa, se deben romper los enlaces hidrógeno – cloro e
hidróxido – amonio. Por último se produce la reorganización con la formación de los
nuevos enlaces cloro – amonio e hidrógeno – oxígeno.
CaCO3 (s) HCl (ac) CaCl2 (s) CO2 (g) H2O (l)
Pero para que la descripción de una ecuación química sea correcta, el número de átomos
de cada elemento químico debe ser igual en los reactivos y en los productos. La razón de
esto se encuentra en la ley de la conservación de la masa.
Por ello, cada fórmula debe acompañarse de su coeficiente estequiométrico para mostrar
así las cantidades de las distintas sustancias que intervienen en la reacción. El proceso
para encontrar los coeficientes adecuados se denomina ajuste de la ecuación química
MODELO MOLECULAR DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Con estos modelos tratamos de representa mínimamente (con el menor número de átomos posible) lo
que ocurre en una reacción química a escala molecular-atómica. En realidad la reacción química ocurre con un
número de átomos muchísimo mayor (miles de millones).
El siguiente modelo molecular representa la reacción de combustión del metano. En ella se observa
la reorganización de los átomos y la rotura de enlaces en los reactivos y la formación de enlaces
nuevos en los productos:
En los reactivos se han roto los siguientes enlaces: 4 C-H y 2 O=O (1 de cada molécula de oxígeno)
En los productos se han formados los siguientes enlaces: 2 C=O y 4 H-O (2 de cada molécula de agua)
Una reacción química ajustada nos da, por tanto, la siguiente información:
¿Cómo se organizan los átomos de los reactivos para formar las nuevas sustancias, productos?
1. TEORÍA DE COLISONES
Para responder a esta pregunta sobre cómo se producen las reacciones químicas se recurre a la teoría de
las colisiones, enunciada por Lewis y Trautz en 1917. Este modelo se basa en la teoría cinética de los gases
y nos explica cómo es el mecanismo mediante el cual se producen las reacciones.
Según esta teoría para que dos elementos o compuestos reaccionen entre sí, deben romperse unos
enlaces y formarse otros nuevos. Para ello, es imprescindible que las partículas de los reactivos (átomos,
moléculas o iones) deben aproximarse hasta chocar. Como resultado de estos choques se produce una
nueva distribución de átomos, electrones y enlaces y, en consecuencia, la formación de los productos de
la reacción. Pero cualquier choque no es válido, sino que dichas colisiones deben ser efectivas.
“Las reacciones químicas se producen a partir de choques entre moléculas, átomos o iones de los
reactivos”.
REQUISITOS PARA QUE SE PRODUZCA UNA REACCIÓN QUÍMICA:
La frecuencia de los choque sea elevada; esto depende de la concentración de los reactivos
y de su agitación térmica (temperatura).
Los choques sean efectivos:
Las moléculas de los reactivos choquen con la orientación adecuada
Ejemplo: “formación del yoduro de hidrógeno (HI): es muy improbable que las moléculas de
H2 e I2 reaccionen para formar HI, a menos que los ejes de ambas sean paralelos entre sí en
el momento del choque:
Las moléculas que chocan deben tener la energía suficiente para superar la barrera
energética. Esta energía mínima necesaria para que reaccionen los reactivos recibe el
nombre de energía de activación (Ea).
Según esta teoría, cuando las partículas de los reactivos chocan con la orientación adecuada sus átomos
deben pasar momentáneamente por una distribución de enlaces que tiene mayor energía y, por
tanto, es menos estable que los reactivos y los productos. Esta distribución molecular de mayor
energía se denomina complejo activado (en él, algunos enlaces de los reactivos se han debilitado,
mientras que los nuevos enlaces de los productos han comenzado a formarse), y representa una
barrera de energía.
Por tanto, es necesaria una mínima energía, la energía de activación (Ea), para que se produzca la
reacción.
Para que se produzca una reacción química, las partículas de los reactivos deben chocar con la energía
suficiente y la orientación adecuada.
Antes de formarse los productos, los átomos pasan por una distribución de enlaces de alta energía: el
complejo activado.
La energía de activación es la energía mínima para que las partículas con la orientación adecuada
reaccionen.
AJUSTES DE REACCIONES QUÍMICAS
El proceso de ajustar o igualar una ecuación química consiste en colocar números (coeficientes) delante
de las fórmulas para garantizar que exista el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos,
ya que en una reacción no pueden crearse ni destruirse los átomos. Las consecuencias de esta afirmación
son:
En una reacción química se produce la reorganización de los átomos de los reactivos para formar
otras sustancias nuevas, los productos.
Como los átomos son indivisibles e indestructibles (según la teoría atómica de Dalton), en una
reacción química la masa de los reactivos debe ser igual a la de los productos, es decir, la masa del
sistema permanece constante durante la reacción (Ley de conservación de la masa).
Con los coeficientes, garantizamos que los reactivos están en las proporciones justas (cantidades
estequiométricas) para reaccionar y dar las cantidades exactas de productos.
ABC
La reacción entre dos no metales para formar un compuesto covalente (síntesis del amoniaco):
N2 + 3H2 2 NH3
S + O2 SO2
La reacción entre un óxido ácido (no metal + oxígeno) y agua dan ácidos:
SO2 + H2 O H2SO3
AB A + C
Algunos óxidos de metales pesados (HgO, PbO 2, etc.) se descomponen por el calor en oxígeno y el
metal correspondiente:
2 HgO 2 Hg + O2
Δ
Por electrólisis se producen numerosas reacciones de descomposición:
2 H2O 2 H2 + O2
2 NaCl 2 Na + Cl2
AB C AC B
Un metal puede verse desplazado de una de sus sales por otro metal más activo:
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
Los metales más activos (alcalinos y alcalinotérreos) desplazan la mitad del hidrógeno del agua y
forman hidróxidos:
2 K + 2 H2O 2 KOH + H2
Muchos metales (excepto los menos activos) reaccionan con ciertos ácidos (HCl, H 2SO4, etc.)
reemplazando el hidrógeno y formando la sal correspondiente:
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Un halógeno puede desplazar a otro metal menos activo de sus compuestos (el orden de actividad
es: F > Cl > Br > I):
Cl2 + 2 KBr 2 KCl + Br2
AB CD AC BD
Tienen lugar normalmente en disolución entre sustancias compuestas cada una por dos iones
diferentes. Así los iones, que pueden moverse independientemente, se intercambian formando
dos compuestos nuevos. Esto ocurre cuando uno de los compuestos que resulta es un
precipitado (sólido insoluble), una molécula no iónica (covalente), o un gas:
“En una reacción química que tenga lugar en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias allí
existentes se conserva, es decir, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas
de los productos”.
En otras palabras: En un sistema cerrado (sin intercambio de materia con el exterior), la masa
total de las sustancias existentes no cambia aunque se produzca cualquier reacción química
entre ellas.
ACTIVIDAD RESUELTA:
En la reacción de 30 g de nitrógeno con hidrógeno se obtienen 170 g de amoniaco.
a) ¿Qué masa de hidrógeno ha reaccionado?
Ley de conservación de la masa: m reactivos = m productos REACTIVOS: N2 y H2 y PRODUCTOS: NH3
N 2 3H 2 2 NH 3
c) ¿Qué masa de amoniaco se formaría si reaccionan 90 g de nitrógeno?
170 g NH 3
90 g N 2 · 510 g NH 3
30 g N 2
ACTIVIDAD PROPUESTA: se sabe que al calentar 245 g de clorato de potasio (KClO3) se obtienen
149 g de cloruro de potasio (KCl) y otra cantidad de oxígeno (O 2).
a) ¿Qué cantidad de oxígeno se obtiene?
b) Escribe la ecuación química ajustada.
c) Si en lugar de descomponer 245 g, descomponemos 100 g de clorato de potasio, ¿cuándos
gramos de cloruro de potasio se obtendrían?
ACTIVIDAD PROPUESTA: Al calentar fuertemente una lámina de cobre en presencia de aire, esta se
ennegrece. ¿Crees que variará la masa de la lámina después de calentarla? ¿Se cumple la ley de
conservación de la masa? Justifica tu respuesta.
mNa 6, 484 g
0, 648
mcl 10 g
10 g cloro + 10 g de sodio reaccionan para formar 16,48 g de sal + 3,516 g de sodio (sin reaccionar)
CONCLUSIÓN: Según la experiencia, las reacciones no se realizan gramo a gramo, ya que ha quedado
sodio sin reaccionar.
Experimento 2:
20 g de cloro reaccionan exactamente con 12,968 g de sodio
Experimento 3:
7,61 g de cloro reaccionan exactamente con 4,934 g de sodio.
“Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una
relación o proporción en masa (peso) fija.”
CONCLUSIONES
Lógicamente, si calculamos la relacione en masa entre el sodio y el cloro, obtenemos el mismo valor que antes:
mNa 39, 35 g
0, 648
mCl 60, 65 g
Si los compuestos se forman mediante la unión de átomos según una proporción fija, la ley
de Proust toma su lógica: si un compuesto se forma con “m” átomos de X y “n” átomos de Y,
según la fórmula XmYn, la proporción másica numérica es:
masa ( X ) m · A( X )
cte (Proporción de Proust)
masa (Y ) n · A (Y )
Siempre las masas atómicas relativas nos darán la proporción real de combinación de
la ley de Proust y por tanto la composición centesimal del compuesto.
COMPOSICIÓN CENTESIMAL: nos da el tanto por ciento en masa de cada uno de los
elementos que forman un compuesto químico.
Lo que caracteriza a un compuesto químico, tanto si está formado por moléculas como si lo
está por iones, es la proporción fija que existe entre los átomos de los elementos que lo
componen.
Ejemplo: determinar la composición centesimal del cloruro de sodio: NaCl
Datos: A (Na) = 23, A (Cl) = 35,5.
Calculamos la masa del NaCl: MNaCl = 23 + 35,5 = 58,5
Establecemos el %masa de cada uno de los elementos que componen el NaCl:
mNa 23
% Na ·100 ·100 39, 3%
mNaCl 58, 5
mCl 35, 5
%Cl ·100 ·100 60, 7%
mNaCl 58, 5
Para comprobar si se ha realizado correctamente el cálculo de la composición centesimal
basta con sumar los porcentajes obtenidos de cada uno de los elementos que forman el
compuesto, el resultado tiene que ser del 100%.
NOTA: recordad que en caso de un compuesto iónico (NaCl), la fórmula química me informa
de la proporción en la que se encuentran los iones dentro del cristal (en este caso tenemos
un agregado en el que hay un ion Na + por cada ion Cl-)
Esta ley fue duramente atacada por su compatriota Berthollet, quien creía que la composición
de un compuesto variaba según el método por el que se había preparado. Hoy en día se
conocen compuestos sólidos que no cumplen la ley de las proporciones definidas; reciben el
nombre de compuestos no estequiométricos o bertólidos. Estas desviaciones de la ley son
debidas a defectos de la red cristalina de estos compuestos (óxidos y sulfuros de elementos
de transición, semiconductores, etc.).
Ej. FeO, debido a sus defectos en la red cristalina como la ausencia de algún tipo de átomo
ACTIVIDAD RESUELTA:
Completa la siguiente tabla referida a las cantidades (g), que se han utilizado en 4 experimentos
distintos, de las sustancias que intervienen en la reacción:
Hierro (g) Oxígeno (g) Óxido de hierro (g) Hierro(exceso) (g) Oxígeno(exceso) (g)
A 223,4 96 319,4 0 0
B 117,7 48 159,7 0 0
C 63 16 53,28 25,72 0
D 18 27 25,73 0 19,27
Esto quiere decir, que esas cantidades de hierro y oxígeno son las que reaccionan completamente, por
tanto se deduce que reaccionan según la proporción:
mFe 223, 4 g PROPORCIÓN REAL
2, 33
mO 96 g DE COMBINACIÓN
Según la ley de Proust de las proporciones definidas: “el hierro y el oxígeno siempre se combinarán en esta
proporción para formar ese óxido”.
B: Determinamos la proporción de hierro y oxígeno:
mFe 111, 7 g
2, 33
mO 48 g
Las masas se encuentran en la proporción de Proust, luego se esas cantidades son la que reaccionan
exactamente para forma el óxido de hierro, sin que sobre ni hierro ni oxígeno.
móxido = mFe (r) + m0 (r) = 111,7 + 48 = 159,7 g.
C: Determinamos la proporción de hierro y oxígeno:
mFe 63 g
3, 94
mO 16 g
En este caso, la relación entre las masas del hierro y del oxígeno, es diferente a 2,33. Esto quiere decir,
que no reacciona completamente el hierro y el oxígeno, uno de los reactivos quedará en exceso y el otro
reaccionará totalmente.
Como 3,94 > 2,33: quiere decir que el numerador tiene un valor superior al que debiera para que
la relación fuera de 2,33 (proporción real de combinación). Por tanto, sobre Fe y el oxígeno
reacciona completamente: 16 g.
A partir de la relación real de combinación calculamos la masa de Fe que reacciona exactamente
con los 16 g de oxígeno:
mFe x
2, 33 mFe 2, 33·16 37, 28 g
mO 16 g
Por tanto, la cantidad de hierro que no reacciona (sobra): mFe ( exceso ) 63 37, 28 25, 72 g
La cantidad de óxido de hierro que se forma, se calcula a partir de las cantidades de hierro y
oxígeno que han reaccionado:
En este caso, la relación entre las masas del hierro y del oxígeno, también es diferente a 2,33. Esto quiere
decir, que no reacciona completamente el hierro y el oxígeno, uno de los reactivos quedará en exceso y
el otro reaccionará totalmente.
Como 0,67 < 2,33: quiere decir que el denominador tiene un valor superior al que debiera para
que la relación fuera de 2,33 (proporción real de combinación). Por tanto, sobre oxígeno y el Fe
reacciona completamente: 18 g.
A partir de la relación real de combinación calculamos la masa de Fe que reacciona exactamente
con los 16 g de oxígeno:
mFe 18 18
2, 33 mO 7, 73 g
mO x 2, 33
La cantidad de óxido de hierro que se forma, se calcula a partir de las cantidades de hierro y
oxígeno que han reaccionado:
moxido 18 7, 73 25, 73 g
Dalton generalizó la ley de las proporciones definidas de Proust de forma que incluyera el caso de los
elementos que al reaccionar forman más de un compuesto.
“Cuando dos o más elementos se combinan para formar diferentes compuestos, dada una cantidad fija
de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro elemento que se combinan con dicha cantidad fija,
están en una relación de números enteros sencillos del tipo 1:1, 2:1, 2:3, 3:4 o similares”
ACTIVIDAD RESUELTA:
En una determinada experiencia 4,3 g de cromo se combinan exactamente con 8,8 g de cloro. En una
segunda experiencia son 7,6 g de cromo los que se combinan con 10,4 g de cloro para formar un
cloruro de cromo distinto al de la primera experiencia. Demostrar que se cumple la ley de las
proporciones múltiples.
1º Calculamos las masas de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija del otro elemento
(1 g) en los distintos compuestos que se forman.
COMPUESTO 1: COMPUESTO 2:
8,8 g Cl 2, 05 g Cl 10, 4 g Cl 1, 37 g Cl
4, 3 g Cr 1, 00 g Cr 7, 6 g Cr 1, 00 g Cr
2º Comprobamos que esas masas de cloro que se combinan con 1 g de cromo están entre sí en una relación
de números enteros y sencillos:
2, 05 3
1, 37 2
Las masas de cloro que se combinan con la misma masa de cromo están en relación 3 a 2 (3:2).
3º Se puede comprobar que los números enteros que aparecen en el cociente tienen relación con las
fórmulas de las sustancias consideradas.
COMPUESTO 1: COMPUESTO 2:
CrCl3 CrCl2
CONCLUSIONES
Ya sabemos que si tenemos un compuesto fórmula X mYn, la proporción másica numérica es:
masa ( X ) m · A( X )
cte (Proporción de Proust)
masa (Y ) n · A (Y )
Si dos elementos presentan múltiples proporciones, es debido a que los números m y n son
diferentes, formando los elementos varios compuestos: CO y CO2.
mO
Ejemplo: 8 , sabiendo que la fórmula del agua es H2O.
mH
mO A (O )
Tenemos que: 8
mH 2· A ( H )
Quiere decir que la masa de un átomo de O sería ocho veces mayor que la masa de 2 átomos de
H, o 16 veces mayor la masa de 1 átomo de H.
Esta ley permite disponer de una escala de masas atómicas relativas, siempre y cuando se
conozcan las fórmulas de los compuestos. Dalton, que era desconocedor de las fórmulas,
supuso en un principio la combinación más sencilla posible (al agua le asignó la fórmula
HO, al amoniaco, NH, etc.).
ACTIVIDAD PROPUESTA: El C se combina con el O para formar dos compuestos diferentes, A y B. En
el compuesto A, 3g de C se combinan con 4 g de O, y en le compuesto B, 3 g de C se combinan con 8
g de O. Razona la veracidad de cada una de las siguientes frases:
a) 3 g de C no pueden combinarse exactamente con 3 g de O.
b) 9 g de C se combinan exactamente con 12 g de O para formar el compuesto B.
c) 18 g de C se combinan exactamente con 12 g de O para formar el compuesto A.
d) 24 g de O se combinan exactamente con 9 g de C para formar el compuesto B.
Si la fórmula del compuesto B es CO2, ¿cuál es la fórmula de A? Justifícalo.
La hipótesis número 4, respondía a la idea de que la naturaleza se organiza de la manera más sencilla
posible, lo que llevó a Dalton a atribuir fórmulas incorrectas a gran número de compuestos. De acuerdo
con su hipótesis, el agua debía tener la fórmula HO, el amoníaco NH y así muchos otros compuestos.
Sin embargo, dichas hipótesis pretendían, sobre todo, explicar de forma coherente las leyes
ponderales:
Ley de conservación de la masa Al ser los átomos indivisibles e indestructibles, una reacción química no es más que una redistribución o
reorganización de átomos en la que la masa total debe permanecer constante (1, 5)
El yodo y el potasio reaccionan entre sí para formar yoduro de potasio siempre en la misma proporción.
Se puede observar que el exceso de potasio no hace que se forme más yoduro, el yodo actúa como
factor limitante del proceso, determina la cantidad de yoduro de potasio formado. También se puede
comprobar que se cumple la ley de conservación de la masa:(1, 4, 5)
+ +
El monóxido de carbono y el dióxido de carbono se producen al reaccionar uno o dos átomos de oxígeno
con un átomo de carbono:(1, 4, 5)
+
oxígeno monóxido
carbono
Ley de las proporciones múltiples de carbono
+
dióxido de
carbono oxígeno carbono
La teoría atómica de Dalton no puede explicar esta ley. De hecho, Dalton cuestionó la precisión de
los experimentos de Gay-Lussac, pero la habilidad experimental de éste hizo que la teoría atómica
empezara a tambalearse.
Veamos por qué Dalton no podía explicar los resultados obtenidos. Segú su teoría, las partículas
de los átomos de hidrogeno y oxígeno que se combinan son monoatómicas. Y la sustancia formada, el
átomo compuesto agua estaría formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno, con lo que la
reacción para obtener agua se puede representar así:
NOTA: En el esquema propuesto, se ha dibujado un volumen de hidrógeno y de los otros gases formados por
3 átomos para simplificar; lógicamente contendrá un número n de átomos, muy grande.
Según la teoría de Dalton, los volúmenes de los gases corresponderían a la proporción 1:1:1 y no a
la proporción 2:1:2, que obtuvo experimentalmente Gay-Lussac.
Se podría pensar que esta reacción se trata de una excepción, pero si observamos otras reacciones
entre gases, como la formación de cloruro de hidrógeno o de amoniaco, la teoría no es capaz de explicar
este tipo de comportamiento.
Así encontró que:
1 litro de cloro se combina con 1 litros de hidrógeno para formar 2 litros de cloruro de
hidrógeno gaseoso.
1 litro de nitrógeno se combina con 3 litros de hidrógeno para formar 2 litros de gas amoniaco.
Como resultado de sus medidas encontró una ley parecida a la de Proust, pero referida a los
volúmenes de combinación a P y T constante:
“En una reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen,
medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación
de números enteros sencillos”
2. Ley de Avogadro
En 1811 Avogadro resolvió esta incompatibilidad entre la teoría atómica de Dalton y la ley de los
volúmenes de combinación de Gay-Lussac. Para ello, propuso dos hipótesis:
Las partículas que constituyen algunos elementos gaseosos (como el oxígeno, hidrógeno, cloro, flúor
o nitrógeno) son diatómicas.
Así introduce el término molécula para referirse a estas partículas diatómicas y, en general, a las
agrupaciones de átomos que caracterizan un compuesto. Así, la molécula de hidrógeno está formada
por dos átomos (H2), como la molécula de oxígeno (O2), y la molécula de agua (H2O). La única excepción
corresponde a los gases nobles, que son monoatómicos.
Afirma que volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión
y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.
Ambas hipótesis explican que la relación entre los volúmenes de los gases que intervienen en una
reacción sea sencilla, porque la relación entre las partículas que reaccionan también lo es, lo que está
de acuerdo con las hipótesis de Dalton.
Además permite esquematizar las reacciones en forma de ecuaciones químicas y conocer las
fórmulas de los compuestos.
Ej: utilizando los símbolos que representan a hidrógeno y oxígeno:
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2 O (g)
Según Dalton
Según Avogadro
Así podemos observar como la teoría atómica de Dalton en incapaz de explicar los hechos
experimentales que obtuvo Gay-Lussac basados con la ley de los volúmenes de combinación. Sin
embargo, a partir de las dos hipótesis propuestas por Avogadro, sí se le da una explicación a estos
resultados experimentales.
Según Dalton
Según Avogadro
ACTIVIDAD PROPUESTA: explica a partir de la ley de los volúmenes de combinación la síntesis del
monóxido de nitrógeno.
MASA DE LOS ÁTOMOS. CONCEPTO DE MOL.
Los átomos son extraordinariamente pequeños y determinar su masa es evidentemente imposible con
una balanza, por tanto si usamos como unidad de masa el kg obtendríamos valores muy pequeños, difícilmente
manejables. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una masa de 1,66·10-27 kg y el de carbono 2,00·10-26 kg.
Por esta razón para medir la masa de los átomos se adopta una nueva medida: la unidad de masa atómica
(u.m.a., o simplemente u):
Ya que el hidrógeno es el elemento más ligero (de menos masa), es lógico definirlo como unidad,
es decir, definirlo como u (al menos en una primera aproximación). Así diremos que la unidad de
masa atómica es simplemente la masa de un átomo de hidrógeno.
Ejemplo: El carbono tiene de masa atómica 12 u, estamos diciendo que un átomo de carbono pesa 12 veces
más que un átomo de hidrógeno. O si decimos que la molécula de agua pesa 18 u, decimos que una molécula
de agua pesa 18 veces más que un átomo de hidrógeno, y así sucesivamente.
Posteriormente por motivos de precisión, se definió la unidad de masa atómica a partir de la masa
del isótopo más abundante de C, el átomo de carbono-12:
1 unidad de masa atómica (1 u)
Supón que coges un átomo del isótopo de 12C, lo divides en
es 1/12 parte del átomo de 12C.
12 partes iguales y tomas una de ellas. La masa de esta parte Su masa es de 1,66·10-27kg.
sería la unidad de masa atómica (u).
Considerando esta nueva unidad, el 12 C tiene una masa de 12 u.
1
m 12
C
12 u 1 u m 12
C
12
De esta manera, podemos definir 1 u como la doceava parte de
la masa del átomo de 12C.
A partir de aquí, la masa de los átomos se determina comparándola con la de la unidad de masa
atómica:
Imaginemos una balanza capaz de pesar átomos (no real). Si queremos
determinar la masa de un átomo de oxígeno, lo pondríamos en un platillo e iríamos
añadiendo unidades de masa atómica en el otro hasta que se equilibrara la balanza,
de esta manera basta con contar cuantas umas hemos colocado en el platillo y
tendríamos la masa del átomo de oxígeno en umas.
En el ejemplo de la imagen, hemos necesitado 16 umas para equilibrar los platillos por lo que podemos
concluir que la masa del átomo de oxígeno vale 16 u.
A la hora de calcular la masa de un elemento hay que tener en cuenta que no todos los átomos son
iguales, ya que pueden existir varios isótopos. La masa se obtiene como masa ponderada de todos sus
isótopos. Por eso las masas que puedes leer en las tablas no son enteras:
35
Ejemplo: El cloro tiene dos isótopos 17
Cl y 1737Cl que se presentan en la naturaleza con una abundancia del 75,5 % y
del 24,5 %, respectivamente. La masa atómica relativa del cloro es la masa media ponderada de sus isótopos:
12
¿Cuántos átomos de C sería necesario reunir para tener una masa “manejable” en el laboratorio, por ejemplo,
12 g (valor de la masa atómica expresada en gramos)?
12
1u 1 at. C
6, 02·10 at. C
23 12
0, 012 kg · 27
·
1, 66·10 kg 12 u
Otros ejemplos:
CONCLUSIÓN: En una cantidad igual a la masa atómica del elemento (expresada en gramos) hay una cantidad fija de
átomos igual a 6,022·1023.
Ese número recibe el nombre de NÚMERO DE AVOGADRO (NA): “Se definió como el número de átomos de C que hay
12 g de carbono-12”
¡Recordad que 12 g es el valor de la masa atómica del C expresada en gramos!
Pues resulta que 18 g de H2O es 1 mol de H2O y por consiguiente hay 6,022·1023 moléculas de H2O.
EQUIVALENCIA EN MASA: Observamos que los valores de masa de la tabla periódica se pueden
interpretar en u.m.a. si hablamos de átomos individuales o de moléculas, o se pueden interpretar en
una unidad mucho más grande, son los g/mol, en este caso la masa atómica y molecular pasarán a
llamarse masa molar, pues corresponde a la masa (en g) de 1 mol de sustancias. En resumen:
EQUIVALENCIA EN VOLUMEN: Los gases no tienen un volumen fijo, sino que este depende de las
condiciones de presión y temperatura a la que se encuentra. De esta forma, el volumen que ocupa un
mol de gas se puede calcular mediante la ecuación de los gases ideales: P · V = n · R · T
Así, si el gas se encuentra en condiciones normales (c.n) de presión y temperatura (1atm y 0 ºC), 1 mol
del gas ocupará 22,4 L.
Entonces, las equivalencias ente masa (g), mol, moléculas y átomos, se pueden resumir en el siguiente
esquema:
FÓRMULA
M PARTÍCULAS
(g/mol) ÁTOMOS
(moléculas)
MASA (g) MOL
PARTÍCULAS
(átomos)
ACTIVIDADES
1. Una u.m.a. se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. ¿Cuánto pesa un átomo de
carbono-12?
2. ¿Cuántos átomos de carbono habría que poner en el platillo de una balanza para equilibrar a 4 moles de H 2SO4 que
se pusieran en el otro?
3. ¿Cuál de las siguientes sustancias contiene mayor nº de átomos: 10 g de Na, 10 g de CO 2, 2 moles de NH3?
4. ¿Cuántos átomos hay en 1 gramo de oxígeno molecular? ¿Y si se trata de 1 g de oxígeno atómico?
5. ¿Cuántos átomos hay en un mol de moléculas de nitrógeno? ¿Cuántos moles de átomos hay en un mol de moléculas
de nitrógeno?
6. Determina en 51 g de NH3, el número de átomos de hidrógeno y la masa de nitrógeno que hay. Calcula los moles de
átomos de nitrógeno e hidrógeno.
7. Determina la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio.
FÓRMULA QUÍMICAS. INFORMACIÓN QUE SUMINISTRAN
La fórmula química es una representación simbólica de los elementos que participan en las agrupaciones
que forman las sustancias. Los números colocados a la derecha de cada símbolo indican el número de átomos
que componen la molécula o la proporción en la que se combinan para formar un agregado iónico.
Además del oxígeno y del nitrógeno, otros elementos se presentan también en forma de moléculas
diatómicas; se trata del hidrógeno, el flúor, el cloro, el bromo y el iodo, cuyas fórmulas son H 2, F2, Cl2, Br2
y I2, respectivamente.
Igualmente, en la estratosfera se encuentra se encuentra el ozono, formado por 3 átomos de oxígeno,
que nos protege de la radiación ultravioleta procedente del Sol.
Su fórmula será:
En el caso del elemento carbono, además de estar presente en el diamante y el grafito existen
interesantes combinaciones que forman estructuras esféricas o cilíndricas (nanotubos) llamadas
fullerenos.
De ellos, el más conocido es el que contiene 60 átomos de carbono:
Conocida la fórmula química podemos calcular la composición centesimal del compuesto (tanto por cien,
en masa, de cada uno de los elementos que forman el compuesto).
Calculamos primero la masa molecular del compuesto: La masa de una molécula de H2CO3 es 62,0 u.
H: 2 · 1 = 2 La masa de un mol de H2CO3 es 62,0 g.
H2CO3 C: 12 Esos 62,0 g, se distribuyen de la siguiente manera:
O: 3 · 16 = 48 2,0 g de H.
12.0 g de C.
M (H2CO3) = 2 + 12 + 48 = 62,0
48,0 g de O.
Calculamos el % masa de cada elemento del compuesto:
2, 0 g
%H ·100 3, 23 % H
62, 0 g
12, 0 g
%C ·100 19, 35 % C
62, 0 g
48, 0 g
%O ·100 77, 42 % O
62, 0 g
Lógicamente la suma de todos los % tiene que dar un 100 %: 3,23 + 19,35 + 77,425 = 100 %.
ACTIVIDAD PROPUESTA: ¿Qué compuesto es más rico en oxígeno, el KClO 3 o el N2O4? S: 39,15 %;
69,57 %.
ACTIVIDAD RESUELTA:
Un hidrocarburo tiene una composición de 82,66 % de carbono y 17,34 % de hidrógeno. Sabiendo que
su masa molecular relativa es de 58,1; determina su fórmula empírica y molecular.
Datos: A(C): 12; A(O): 16.
1º Se calcula la cantidad de sustancia, medida en mol de cada elemento, contenida en 100 g de compuesto. Para
ello:
Cogemos una cantidad fija de compuesto: (100 g de hidrocarburo), en la que tenemos: 82,66 g de C y 17,34 g
de H. Determinamos los moles de átomos de C y de H que tendremos:
1 mol C
82, 66 g C · 6, 89 mol at . C
12 g C
1 mol C
17, 34 g H · H 17, 34 mol at . H
1 g H
2º Se busca la relación entera más sencilla posible entre los números obtenidos en el paso anterior.
Para ello, se divide todos por el menor de ellos y, si aún no son todos enteros, se multiplican por el menor número
que los convierta a todos en enteros (esta operación se hace por tanteo). En este caso resulta:
6, 89
C: 1 2
6, 89 x2
17, 34
H: 2, 5 5
6, 89
La relación entera más sencilla entre 1 y 2,5 resulta de multiplicar ambas cantidades por 2.
Por tanto, la fórmula empírica es C2H5
3º En la fórmula molecular, la relación entre átomos será un múltiplo de la relación encontrada para la fórmula
empírica. En nuestro caso (C2H5)n
Para saber por qué número (n) tengo que multiplicar la fórmula empírica, basta comparar la masa molar real
(fórmula molecular) con la masa molar empírica:
58,1
n 2
29
M (C2H5): 2·12 + 5·1 = 29
ACTIVIDADES
1. En la reacción de 10,83 g de Hg y 13,71 g de I2 se obtiene un compuesto puro, sin que quede ningún reactivo en
exceso. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto formado? Datos: A(I): 126,9; A(Hg): 200,6.
2. Un compuesto orgánico contiene carbono e hidrógeno. Una muestra de 5 g se vaporizó ocupando un volumen de
1,575 cm3 a 760 mmHg de presión y 27 °C. El análisis cuantitativo de una muestra similar indicó que contenía
4,616 g de C y 0,348 g de H. ¿De qué compuesto se trata? Datos: A(C): 12; A(H): 1.
3. Un compuesto contiene 24,2 % de C, 4,0 % de H y 71,8 % de cloro. Sabiendo que un litro de dicho compuesto gaseoso
medido a ña presión de 710 mmHg y a 110 °C tiene una masa de 3,085 g; deducir su fórmula molecular.
Datos: A(C): 12; A(H): 1; A(Cl): 35,5
4. Se calientan 1,763 g de cloruro de bario hidratado hasta sequedad, quedando 1,505 g de la sal anhidra.
Determina la fórmula del hidrato.
5. Se quema una muestra de 0,210 g de un hidrocarburo gaseoso y se obtienen 0,660 g de dióxido de carbono.
Calcula:
a) La fórmula empírica del hidrocarburo.
b) Su fórmula molecular, sabiendo que, en condiciones normales, su densidad es 1,87 g/dm 3
Datos: A(C): 12; A(H): 1.
6. El ácido cítrico es la sustancia responsable del sabor de muchas frutas. Está formado por carbono, hidrógeno y
oxígeno. En un ensayo se quemaron 2,885 g de ácido cítrico y se obtuvieron 3,967 g de dióxido de carbono y
1,082 g de agua. Por otra parte, al disolver la misma cantidad de ácido cítrico en suficiente agua se obtuvo un
litro de disolución cuya concentración era 1,50·10-2 M. Deduce la fórmula empírica y la fórmula molecular del
ácido cítrico. Datos: A(C): 12; A(H): 1; A(O): 16.
7. Al hidrogenar por completo 0,82 g de un hidrocarburo acetilénico (C nH2n-2), se obtienen 0,902 g del
hidrocarburo saturado (CnH2n+2). ¿Cuál es la fórmula del hidrocarburo acetilénico? Determina su composición
centesimal. Datos: A(C): 12; A(H): 1.
PROPIEDADES DE LA MATERIA: son las MATERIA: Todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar (volumen) en el espacio. La materia está formada por pequeñas partículas
cualidades que sirven para describirla. (átomos/moléculas) en movimiento. Ambas propiedades se relacionan entre sí mediante la DENSIDAD (propiedad característica de la
P. GENERALES: las comunes a toda la MATERIA materia): 𝑑 =
materia (masa y volumen)
SUSTANCIA: tipo de materia. Cuando dos S.M. tienen las mismas propiedades características, están formados por la misma sustancia.
P. CARACTERÍSTICAS: son aquellas
que nos permiten identificar a las Porción de materia que se separa o aísla para realizar su estudio experimental.
Sistemas materiales
distintas sustancias ya que dependen CUERPO: si la porción de materia tiene una forma y límites perfectamente definidos (mesa, lápiz, etc.). No cuerpo: aire, agua.
de su naturaleza (densidad, p. eb…).