Química General: Introducción y Teoría Atómica

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Química General Esteban Santos
Química (UNED)
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UÍMICA
J E N ERAL
,oledad Esteban Santos
aq11el Navarro Delgado
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UNIDAD DIDÁCTICA (07134UD01AOS)
QUÍMICA GENERAL (TOMO I)
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© Soledad Esteban Santos, Raquel Navarro Delgado
ISBN: 84-362-1857-4 (Obra completa)
ISBN: 84-362-1858-2 (Tomo I)
Depósito legal: M. 17.672-2006
Quinta edición: junio de 1991
Décima reimpresión: abril d e 2006
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Imprime: LERKO PRINT, S.A.
Paseo d e l a Castellana, 121. 28046 Madrid
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PROLOGO
El contenido de esta asignatura está organizado e n treinta y seis
temas, distribuidos e n seis Unidades Didácticas, comprendiendo cada
una de ellas seis temas.
Cada Tema va precedido d e u n Esquema-resumen del mismo que,
de una forma precisa, indica los puntos más significativos que se es
tudiarán e n él. A continuación, se señalan los objetivos que se espera
sean alcanzados por el alumno en su aprendizaje. Después, l a materia
del Tema en cuestión se expone amplia y detalladamente. A veces se
intercalan e n el texto aclaraciones a lo que se está tratando - o a
otros aspectos estrechamente relacionados con e l l o - bajo la forma
de «Notas», para llamar más la atención sobre ese particular. La inclu
sión de una lista d e términos nuevos definidos e n el Tema, tiene l a fi
nalidad de llamar s u atención sobre los mismos. Si una vez consulta
dos hubiese dificultad en definir o comp .render
r ender alguno d e ellos, e s
conveniente que vuelva a estudiarlo. Por último, el Tema contiene
unos Ejercicios de Autocomprobación seguidos de las soluciones co
co
rrespondientes.
Queremos insistir en la absoluta necesidad de que, una vez estu
diado el Tema de una manera cuidadosa y razonada, se efectúen estos
ejercicios de autocomprobación. Esta es la mejor forma de reafirmar
los conceptos que se han estudiado y, al mismo tiempo, comprobar
que se han asimilado verdaderamente. En general, estos ejercicios se
realizarán cuando se haya estudiado todo el Tema, salvo e n algunos
casos e n los que se especifica e n el texto que se resuelvan inmediata-
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OUIMICA GEJ\ERAL
mente después de tratar un apartado determinado. Esto tiene por
objeto el que se insista de forma práctica sobre algunos conceptos
concretos que se acaban de estudiar para así captarlos mejor.
Estas ·unidades Didácticas han sido confeccionadas e n el sentido
d e que resulten autosuficientes; es decir, que se encuentre e n ellas
el contenido esencial del material a estudiar e n el programa d e esta
asignatura. No obstante, el alumno n o debe limitarse a l a utilización
única de estas Unidades. Por ello, hemos sugerido, tanto e n el desarro
llo del Tema como e n las Actividades Complementarias Recomenda
das, que aparecen al final de los Ejercicios d e Autocomprobación,
la lectura de otros textos -incluso artículos de revistas o libros de
carácter más bien cultur al- y l a realización de ejercicios de otras
referencias bibliográficas para que se acostumbren a ampliar sus
fuentes de aprendizaje.
Estas actividades complementarias tienen u n carácter plenamente
voluntario y n o son necesarias para la comprensión de l a asignatura.
Sin embargo, pensamos e n la gran conveniencia de que las realicen,
a l menos en parte, para alcanzar una mayor riqueza e n s u conoci
miento.
Consideramos que para superar l a asignatura deberán estudiar una
media de tres temas cada dos semanas, para lo que necesita dedicar
u n tiempo mínimo semanal de diez o doce horas, cifras que tienen u n
valor puramente orientador.
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OUIMICA
GENERAL
BIBLIOGRAFIA RECOMENDADA
Textos
l.
2.
3.
4.
S.
6.
básicos:
CASTELLS, J.: Química General, Ed. Alhambra, S. A., Madrid.
DICKERSON, R. E.; GRAY, H. B., y HAIGHT, G. P.: Principios de Química,
Ed. Reverté, S . A., Barcelona.
LONGO, F. R.: Química General, Ed. Me Graw-Hill, México, etc.
MAHAN, B. H.: Química, curso universitario, Fondo Educativo Interameri
cano, Bogotá, etc.
MASTERTON, W. L., y SLOWINSKI, E. J.: Q11ímica General superior, Ed. Inter
americana, México, etc.
MORCILLO, J.: Temas básicos de Química, Ed. Alhambra, S . A., Madrid.
Textos de problemas:
7.
8.
9.
ButLER, l . S., y GROSSER, A. E.: Problemas de Química, Ed. Reverté, S . A.,
Barcelona.
NYMAN, C. J., y KING, G. B.: Problemas de Química General y análisis cualilativo, Ed. AC, Madrid.
.
BERMEJO MARTÍNEZ, F., y PAZ CASTRO, M.: Problemas de Química General,
Departamento d e Química Analítica, Facultad d e Ciencias, Santiago d e
Compostela.
Textos
10.
de formulación:
P ETERSON, W. R .: Formulación y nomenclatura. Química Inorgánica, Euni
bar, Barcelona.
11.
P ETERSON, W . R .: Formulación y nomenclatura. Química Orgánica. Eunibar,
Barcelona.
Textos
específicos:
12. CARTMELL, E., y FowLES, G. W . A.: Valencia y estructura molecular, Ed. Re
Re 
verté, S. A., Barcelona.
13. PINE, S. H., y otros: Química Orgánica, E d . Me Graw-Hill , Madrid, etc.
14. TEGEDER-MAYER: Métodos de la industria, vol. 1, Ed. Reverté , S. A., Bar
15.
16.
celona.
MAHAN, B. H.: Termodinámica Química Elemental. Editorial Reverté, S. A.,
Barcelona.
ALLINGER, N. L., y otros: Química Orgánica, Ed. R e verté, S. A., Barcelona.
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UNIDAD DIDACTICA 1
SOLEDAD ESTEBAN SANTOS
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TEMA
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1ntroducción:
La Química y la teoría atómica
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ESQUEMA - RESUMEN
1.1. Objetivos d e l a Química:
Qué estudia l a Química y cómo lo estudia.
Ramas d e l a Química.
1.2. La Química como ciencia: el método científico:
-
1.3.
Por qué es una ciencia.
Fenómenos, leyes, hipótesis, modelos, teorías y esquema del
desarrollo del método científico.
La materia: sus clases y transformaciones:
--
Sistema.· Fase.
Sustancias puras: elementos y compuestos.
M e zc l as : homogéneas y heterogéneas.
Transformaciones y propiedades físicas y químicas.
A s p e c t o s energéticos d e las transformaciones físicas y químicas.
f 1.4. Teoría atómica de Dalton:
Sus orígenes.
S u base experimental: leyes fundamentales d e las reacciones
de lamúltiples
químicas
masa, d ey las
(ley d e dlae conservación
ciones
definidas,
las proporciones
d e propor
los vo
lúmenes d e combinación).
Exposición de la teoría atómica de Dalton: sus éxitos y s u s
insuficiencias.
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OUIMICA GENERAL
1.5. Hipótesis de Avogadro:
S u importancia desde el punto de vista teórico: completó la
teoría
atómica de
Dalton.
S
u importancia
desde
el punto de vista práctico: permitió el
cálculo de pesos atómicos correctos.
1.6. Conclusiones.
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INTRODUCCION: LA OUIMICA Y LA TEORI \ ATOMICA
1/3
OBJETIVOS GENERALES DE APRENDIZAJE
Los objetivos generales de este Tema consisten e n que el alumno
se dé cuenta de que el conocimiento e n Química n o se logra sólo a
partir de l a experimentación, sino también formulando preguntas,
planteando hipótesis y comprobando las mismas. Asimismo, que co
nozca que la materia está constituida por unas partículas o átomos
y l a forma e n que se llegó a esta conclusión.
OBJETIVOS ESPECIFICOS
l.
2.
3.
4.
5.
6.
Identificar cuál es el objeto de estudio de la Química.
Explicar cuándo l a Química se eleva a la categoría d e Ciencia.
Distinguir entre fenómenos, leyes, hipótesis, modelos y teorías.
Interpretar el desarrollo del método científico como alternancia
observación de fenómenos-elaboración teórica.
Distinguir u n elemento de u n compuesto, una sustancia pura de
una mezcla, una propiedad física d e una química, una transfor
mación física de una química.
Definir los conceptos de sistema, fase, entalpía, proceso endoér
endotérmico
y exoérgico,
exotérmico. químicas
las leyesproceso
Enunciar
fundamentales
de lasy combinaciones
7. gico
e interpretar su significado como base experimental de la teoría
atómica de Dalton.
8. Explicar l a teoría atómica de Dalton, s u importancia en l a evolu
ción de la Química y sus insuficiencias.
9. Adquirir una idea clara de la hipótesis de Avogadro y de s u im
portancia para el desarrollo de l a Química como ciencia.
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1.1. OBJETIVOS D E LA QUIMICA
L a Química es una ciencia cuyo objetivo es el estudio de l a ma
ma
teria en cuanto a s u composición, propiedades y transformaciones.
Pero lo que distingue a la Química d e otras disciplinas que también
se ocupan del estudio de l a materia es que relaciona todo esto con
s u microestructura; es decir, con el mundo de las partículas que la
constituyen.
E n este sentido, l a Química analiza estas partículas y las fuerzas
que las mantienen unidas e n esa microestructura. Por otra parte,
aprovecha el conocimiento de las propiedades de una determinada
sustancia para poder indentificarla o para poder utilizarla con unos
fines concretos. Así aparecen las ramas fundamentales d e l a Química:
l a Química Física, l a Química Orgánica, l a Química Inorgánica, la
Química Analítica o l a Química Técnica. E l aspecto más importante
d e l a Química es, tal vez, el estudio d e las transformaciones de unas
sustancias en otras. Es decir, el estudio d e las reacciones químicas
e n una doble vertiente: por qué y cómo ocurren estas reacciones.
Esto abarca puntos tan diversos como l a velocidad y los caminos
por
los que tienen
lugar,d esus
efectos
, lasespecializaciones
vías de síntesis
de sustancias...
Surgen
esta
formaenergéticos
las distintas
d e la Química: Cinetoquímica, Termoquímica, Metalurgia, Bioquími
ca, etc.
1.2.
LA QUIMICA COMO CIENCIA: EL METODO CIENTIFICO
La Química es una ciencia. Esto significa que no va a consistir en
una mera acumulación de datos observados sobre las características
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OUIMICA GENERAL
o sobre las transformaciones d e la materia. E n sus primeros tiempos
lo que se llamaba Química n o era, efectivamente, más que eso: desde
los egipcios, pasando por las distintas civilizaciones antiguas y por
los estudios de los alquimistas, se fueron conociendo multitud de fe
nómenos sobre el comportamiento de la materia. Sin embargo, no
podía concedérsele a l a Química el calificativo de ciencia, ya que no
existía una justificación teórica para esos fenómenos. Por otra parte,
los griegos trataron sobre l a naturaleza de la materia, pero d e una
manera más bien filosófica, alejada de los hechos experimentales.
La Química se hace ciencia cuando el hombre se dedica al estudio
del fenómeno químico y es capaz de dar esa justificación teórica al
hecho observado. Es decir, cuando se unen hecho experimental y
teoría. Esto n o ocurrirá plenamente hasta el siglo xrx, cuando se
conexionaron las propiedades y comportamiento de la materia con
s u estructura a nivel microscópico.
1.2.1.
E l método científ4:o
E l método d e investigación que se sigue e n l a Química obedece
al esquema general del método científico d e planteamiento d e pro
blemas y puesta a prueba d e las soluciones postuladas. Suele consi
derarse que fue Galileo (1564-1642) quien lo inició e n el campo d e l a
Física. Consiste, e n definitiva, en construir hipótesis y someterlas a
contrastación mediante la evidencia empírica.
Para esto, es necesario reducir los fenómenos - o hechos reales
esquemas más simples, prescindiendo de aquellos factores que n o
son pertinentes para s u explicación, pero recogiendo las variables
que sí lo sean. Estas variables se analizan empíricamente -median
t e u n control consciente de ellas por parte del investigador e n una
experimentación orientada por l a teoría- y se establecen las rela
ciones de dependencia entre ellas. Si estas relaciones se dan con una
regularidad, se le d a a ésta una forma matemática, llegándose así
a l a expresión de una generalización o ley universal.
ª
Este es otro rasgo característico del método científico moderno:
l a primacía otorgada a las relaciones cuantitativas entre las variables
y fenómenos, sirviéndose de los poderosos métodos matemáticos. De
esta forma, se pasa d e lo simplemente cualitativo a lo cuantitativo.
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INTRODUCCION
INTRODUC
CION:: LA OUIMICA Y LA TEORIA ATOMICA
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Establecidas empíricamente estas generalidades, como acabamos
d e ver, habrá d e buscarse un argumento teórico que las explique, el
cual s e expresa e n forma d e conjeturas o hipótesis. N o hay u n método
determinado para la invención de hipótesis, sino que s e accede a ellas
de diversas maneras , como son la inducción y la analogía . Formulada
la hipótesis, se ha de .convalidar científicamente: una vez planteado
claramente el problema a resolver y construida la hipótesis, se de
duce de ella una serie de consecuencias particulares que deberían
cumplirse, consecuencias que resultan más fáciles de ser constatadas
empíricamente. Si me diante la contrastación empírica se pone d e ma
ma
nifiesto q u e estas consecuencias no se dan e n la realidad, resulta que
la hipótesis es falsa y debe desecharse. Si, por el contrario, se com
p r u e b a que s í se dan, la hipótesis de la que s e dedujeron será admitida
e n tanto no aparezcan fenómenos u observaciones que la contradigan.
E n definitiva, h a y una al tcrnancia observación d e fenómenos-ela
boración teórica- observación de fenómenos. E s decir, empiria-teoría
empiria (fig. 1.1 ). P ero ha y que señalar que el problema objeto de
investigación
n o surgerealizada
d e La
fenómenos,
de la simple
losteoría
sino d e la observación
misma
a la luzobservación
de una teoría.
precede la mayor parte de las veces al fenómeno experimental, porque
suscita al investigador a efectuarse una serie de preguntas que le im
pulsan a realizar la experimentación e n u n sentido determinado.
Las hipótesis científicas no suelen darse aisladas, sino que s e
organizan e n unidades más amplias conocidas como teorías, que con
tienen también leyes universales y que dan cuenta de clases enteras
de fenómenos. De una teoría s e podrán deducir o predecir, a s u vez,
nuevos fenómenos.
Las hipótesis muchas veces s e formulan como modelos. Al hacer
una serie de observaciones iniciales sobre un determinado fenómeno,
podemos «fa
«f a bricar » mentalmente una construcción artificial muy sen
cilla, o modelo, que nos explique, en "principio, nuestras observacio
nes. Pero habremos d e probar la validez d e ese modelo realizando
nuevas observaciones mediante experiencias provocadas por nosotros
mismos. Ellas nos permitirán conservar nuestro· modelo o rechazarlo.
A lo largo de la asignatura aparecerán numerosos ejemplos d e lo
que e s u n modelo, que e n realidad implica la construcción d e hipó
tesis.
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INTRODUCCION: LA OUIMICA Y LA TEORIA ATOMICA
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Como fase se entiende una parte de cualquier sistema que e s física
y químicamente homogénea, e s decir, que a través de toda ella l a
composición y las propiedades son iguales. Como materia, objeto d e
estudio de l a Química, puede definirse todo aquello que posee una
masa y ocupa u n espacio. A continuación veremos, d e u n modo breve
y general, sus clases y transformaciones.
1.3.l. Clases d e materia
La materia puede presentarse e n forma de materia pura, o lo que
es lo mismo, de sustancias químicas. Sustancia es l a clase de materia
que posee composición definida e invariable y unas propiedades es
pecíficas por las que puede ser identificada. Las sustancias químicas
se subdividen en dos clases: a) elementos, sustancias que n o pueden
descomponerse e n otras sustancias más simples, ej.: oxígeno, hierro,
plata . . ; b) compuestos, sustancias formadas por la combinación quí
mica de dos o
elementos
distintos
y que, porej.:tanto,
otras
más simples,
agua,pueden
componerse
enmás
sustancias
óxido des
de
plata, etc.
Sin embargo, l a mayoría de las veces l a materia no se presenta
bajo esta forma de sustancias puras, aisladas, sino que lo hace e n
forma de mezclas d e diversas sustancias (ya sean elementos o com
puestos, o ambos a l a vez), que aparecen e n proporciones variables.
Estas mezclas pueden ser: a) homogéneas, también llamadas disolu
ciones, cuando l a mezcla es uniforme en s u composición y caracterís
ticas (es decir, constan d e una sola fase), y b) heterogéneas, e n caso
contrario.
Las mezclas pueden separarse en sus sustancias componentes por
métodos físicos. Sin embargo, para descomponer u n compuesto en
sus elementos es necesario recurrir a métodos químicos. Pero, ¿en
qué consisten estos métodos físicos o químicos? Son los que pro
vocan, respectivamente, transformaciones físicas o químicas de l a
materia, y que estudiaremos a continuación .
1.3.2. Transformaciones d e l a materia y sus aspectos energéticos
Las transformaciones de la materia son de dos tipos: a ) transfor
maciones físicas, o procesos que no provocan ninguna modificación
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Fig. 1.1. Esquema del desarrollo de la investigación científica.
NOTA:
empirismo es u n sistema metodológico que toma la expe
riencia como única base para llegar al conocimiento. La induc
ción consiste en que, conociendo una serie de fenómenos f
El
hechos que se repiten, se asciende a una ley general que los
contiene a todos.
(En este punto, intenten resolver e l ejercicio d e autocomproba
ción número 1.4.)
1.3. LA MATERIA: SUS CLASES Y SUS TRANSFORMACIONES
Daremos una serie de definiciones previas que el científico emplea
con mucha frecuencia al referirse a l a materia.
Normalmente, e n física y química se utiliza el término sistema
para definir la porción particular d e materia que se está estudiando.
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OUIMICA GENERAL
e n l a composición química d e una muestra de materia (ej.: solidifica
ción del agua , disolución d e azúcar e n agua); b) transformaciones
químicas, o procesos que provocan u n cambio e n l a naturaleza quí
mica de l a materia que los sufre (ej.: electrólisis del agua, que l a
descompone e n hidrógeno y oxígeno).
Asimismo, las propiedades de las sustancias se clasifican e n físi
cas, cuando pueden ser observadas sin cambiar l a composición de l a
sustancia, o químicas, cuando describen cambios que l a sustancia
sufre en s u composición . D e todas formas, a veces resulta difícil hacer
una separación neta entre lo físico y lo químico.
Los dos tipos de transformaciones de l a materia van normalmente
acompañados de u n efecto energético, es decir , de una absorción o
de u n desprendimiento de energía (ya sea en forma de calor, electri
cidad, luz, energía mecánica, e t c .). De esta manera , los procesos se
calificarán
como endoérgicos o exoérgicos (endergónicos y exergó
nicos, respectivamente), según que e n ellos se absorba o se desprenda
una energía.
La forma más común de energía química es la que se manifiesta
por una absorción o por un desprendimiento de energía térmica o
calor, lo que a s u vez se traduce e n una disminución o e n u n aumento
de l a temperatura de los alrededores que rodean a l sistema que reac
ciona. Por ello, las reacciones se denominan endotérmicas o exotérmi
cas, respectivamente.
deben confundirse los términos de calor y temperatura.
E l calor es una forma de energía, mientras que la temperatura
es una propiedad que determina la dirección del flujo del calor
(el calor se dirige de u n cuerpo con más temperatura a otro
con menos).
NOTA: N o
Por otra parte, l a mayoría de las reacciones qmm1cas ocurren e n
recipientes abiertos a l a atmósfera; es decir, ocurren a presión cons
tante.
Por esto,
una función
h a definido
denomina
d
a entalpía,
sistema (se tratará
H, ose contenido
calorífico
de u ntermodinámica
más
ampliamente e n el Tema 13) . De esta manera, el calor desprendido
o absorbido e n una reacción, realizada a presión y temperatura cons
tantes, es igual a l a variación de entalpía, ~
de dicha reacción. E n
estas condiciones, e n las reacciones endotérmicas l a entalpía del sis-
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INTRODUCCION:
LA OUIMICA Y LA TEORIA ATOMICA
1/11
tema aumenta e tiH es positivo, mientras que e n las exotérmicas ocu
. rre lo contrario.
NOTA:
1.4.
Las unidades que deben utilizarse para todas las magnitudes
son las establecidas por el Sistema Internacional de Unidades
(abreviadamente, SI), así como sus múltiplos y submúltiplos.
No obstante, aún siguen en uso muy frecuentemente otras uni
dades no pertenecientes al SI.
Así, la energía se expresa a menudo en calorías (cal) o en kilo
calorías (kcal). Sin embargo, es mejor reen1plaz.arlas por las
unidades SI: julios (J) o kilojulios (kl). Equivalencias: 1 cal=
=4,18 J; 1 J =0,24 cal; 1 erg= 10 - 7 J.
TEORIA ATOMICA DE DALTON: SUS ORIGENES
Y SU BASE EXPERIMENTAL
E n el siglo v a. C. los griegos Leucipo y Demócrito propugnaban
la teoría de que l a materia era discontinua, constituida por unas par
tículas o átomos dotados d e un movimiento a l azar y que serían indi
visibles, indestructibles e inmutables. Estas ideas fueros recogidas
posteriormente por la escuela filosófica griega de los epicúreos, cuyo
continuador e n el mundo latino fue Lucrecio. Esta teoría atomista no
fue, sin embargo, admitida por l a filosofía aristotélica, que suponía
l a materia divisible hasta el infinito, es decir, que era continua. Por
este motivo, la teoría atomista fue prácticamente abandonada durante
toda la Edad Media. N o será hasta más de dos mil años después, e n
el siglo xvn, cuando será de nuevo recogida por Boyle y por Newton
como hipótesis .que justificaba el comportamiento de la Naturaleza.
E s e n el siglo XIX cuando esta hipótesis se convierte e n una ver
dadera teoría gracias a Dalton. Dalton recoge las experiencias de
descomposición de Bo yle, las de peso de Lavoisier y las analíticas de
Proust, las cuales, junto con las del propio Dalton, fueron conducien
d o a l enunciado d e unas leyes generales sobre el comportamiento d e
la materia. S e conocen con e l nombre d e leyes fundamentales de la
base d e la teoría atómica moderna, que eleva l a
Química a l a categoría de ciencia. Con esto, el atomismo pasó d e es
peculación filosófica a teoría científica.
Química por ser la
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OUIMICA GENERAL
1.4.1. Leyes fundamentales de las reacciones químicas
Los primeros pasos trascendentales e n el estudio de l a Química
fueron conocer las relaciones entre las cantidades de las sustancias
que intervenían e n una reacción, cuando se pasó de lo meramente cua
litativo a lo cuantitativo. Tales relaciones d e cantidades podían refe
rirse a l a masa de las sustancias (leyes ponderales) o a sus volúme
nes cuando estaban e n forma gaseosa (leyes volumétricas).
1.4.1.1. Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier)
Lavoisier, científico francés del siglo XVIII, observó en numerosas
químicas
l a masa de
e n las
experiencias
los leproductos
masa de los
reaccionantes.
obtenidos eraque
igual
a l areacciones
Esto
condujo
a l a generalización de que la materia n i se crea n i se destruye, sólo
se transforma (ley de conservación de l a masa).
Hoy conocemos que esta ley n o es completamente exacta, y a que
e n ciertas reacciones - l a s reacciones nucleares, ver Tema 2 4 - s e
observó había una pérdida de masa que s e convertía e n energía. Hay
que hablar, pues, mejor de l a ley de conservación masa-energía.
1.4.1.2. constante,
Ley de las oproporciones
también ley definidas
de Proust)(o de la composición
E n muchas experiencias se había comprobado que e n cualquier
muestra pura d e u n compuesto dado los elementos estaban siempre
presentes en la misma proporción e n peso, es decir, e n una propor
ción ponderal constante. Así, e n el agua los gramos d e hidrógeno y
los gramos de oxígeno estaban siempre e n l a proporción 1/8, cual
quiera que fuera s u origen.
Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el quí
mico sueco Berzelius (1779-1848). No obstante, será el francés Proust,
e n 1799, quien generalizará todos estos resultados en una ley: cuando
dos o más elementos se combinan para formar u n compuesto deter
minado, lo hacen siempre e n una relación ponderal constante, inde
pendientemente del proceso seguido para formarlo.
Sin embargo, se han encontrado algunos compuestos sólidos, per
tenecientes a l tipo d e los semiconductores, que no cumplen esta ley,
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INTRODUCCION: LA QUIMICA Y LA TEORIA ATOMICA
1/13
ya que s u composición no es exactamente constante. Se denominan
no estequiométricos (estequiometría, ver Tema 2) o berthólidos.
1.4.1.3. Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton)
Berzelius, e n sus estudios de meticulosos análisis d e compuestos
químicos, comprobó que algunos elementos podían combinarse entre
sí para .dar n o sólo u n compuesto, sino dos o, incluso, hasta varios
compuestos distintos. Así, por ejemplo, 32 g de azufre podían com
binarse con 48 g de oxígeno o con 32 g de este mismo elemento para
dar dos compuestos distintos. La relación de pesos de oxígeno era por
tanto de 3 : 2, respectivamente.
Con todo esto, Dalton enuncia e n 1804 l a ley de las proporciones
múltiples: cuan<lo dos elementos se combinan entre sí para formar
más de u n compuesto, los pesos del elemento que se combina con u n
peso fijo del otro están e n l a relación de números enteros pequeños.
1.4.1.4. Ley de los volúmenes de combinación (o de Gay-Lussac)
Gay-Lussac, e n 1805, enuncia esta ley, resultado d e sus experimen
tos sobre reacciones e n estado gaseoso. E n ellas medía los volúmenes
d e las sustancias gaseosas que reaccionaban y los d e las que se pro
ducían, puesto que medir el volumen de u n gas resultaba más fácil
que pesarlo. Observó que la relación de volúmenes d e los gases que
reaccionaban era l a de números enteros pequeños. También los vo
lúmenes de los productos gaseosos resultantes de l a reacción guar
daban una relación sencilla y constante con cada uno de los reaccio
nantes gaseosos (todos los volúmenes habían de estar medidos a l a
misma presión y temperatura). Esta es l a ley de los volúmenes de
combinación, que es, pues, una ley volumétrica.
Por ejemplo, 2 1 d e hidrógeno reaccionan con 1 1 de oxígeno para
dar 2 1 de agua (en estado gaseoso): volumen agua/volumen hidró
geno= 1/1; volumen agua/volumen oxígeno=2/1; volumen hidrógeno/
volumen oxígeno=2/l.
1.4.2.
Exposición de la teoría atómica de Dalton
L a teoría atómica actual .debe s u origen a Dalton que, aunque la
formula en 1803, no la publica hasta 1808. Dalton reinterpreta las
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1/14
OUJMICA GENERAL
ponderales
antes expuestas
basándose
e n eld econcepto
leyes
Establece
postulados,
partiendo
l a idea d
que la
los siguientes
dee átomo.
materia es discontinua: a) los elementos están formados por átomos,
pequeñas partículas indivisibles que n o pueden crearse ni destruir
se; b ) todos los átomos de u n mismo elemento son exactamente igua
les e n s u masa y e n todas sus propiedades; e) los átomos d e elemen
tos diferentes tienen masa y propiedades distintas; d) dos o más áto
mos de distintos elementos pueden combinarse entre sí e n una rela
ción numérica sencilla y dar lugar a u n compuesto, siendo los «áto
mos» de u n mismo compuesto iguales.
Con estas hipótesis Dalton pudo explicar fácilmente las leyes pon
derales. Al ser los átomos indestructibles, durante una reacción per
manecerán inalterados, variando únicamente la forma e n que s e en
cuentran agrupados. Por tanto, la masa de los átomos que intervienen
e n cualquier reacción permanecerá constante (ley de l a conservación
d e la masa). Como los «átomos» (es decir, las moléculas) de u n com
puesto son el resultado de la combinación d e varios átomos, y cada
átomo tiene una masa constante, la composición de u n determinado
compuesto será también constante (ley d e las proporciones definidas).
Al formarse una molécula se combinan átomos enteros, por l o que
cuando átomos de u n elemento se combinan con átomos de otro ele
mento para formar más de u n compuesto, los números d e átomos de
este último elemento serán distintos, pero guardarán entre sí una
relación de números enteros y pequeños (ley de las proporciones múl
tiples).
Aunque el químico irlandés Higgins, e n 1789, había sido el primero
e n aplicar la hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton
quien le comunica una base más sólida al asociar a los átomos l a idea
d e masa. Sin embargo, Dalton no pudo explicar con s u teoría l a ley
d e los volúmenes de combinación . Y tampoco podía conocerse, par
tiendo únicamente de su teoría, el número real de átomos d e que
están formadas las moléculas.
Tenemos, pues, una teoría que explicaba sólo e n parte las leyes
experimentales . Era una teoría insuficiente y había que rechazarla o
modificarla mediante nuevas hipótesis que explicaran ya todos los fe
nómenos observados al respecto.
(En este punto, traten de resolver el ejercicio de autocomproba
ción número 1.5.)
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INTRODUCCION: LA OUJMICA Y LA TEORIA ATOMJCA
1/ 15
1.5. HIPOTESIS D E AVOGADRO
Esto es lo que hizo el físico italiano Avogadro e n 1811. Admite
d e l a teoría atómica de Dalton el que los átomos son indestructibles,
y sus demás postulados, pero n o así sus ideas sobre l a composición
d e las moléculas. Avogadro supone que las reacciones ocurren entre
números enteros de moléculas. De esta forma, l a relación entre las
moléculas de los reactivos y de los productos serán números enteros
sencillos. Como ésta era también l a relación entre los volúmenes d e
gases e n las reacciones gaseosas (según las experiencias d e Gay-Lus
sac), Avogadro establece una hipótesis:
«Volúmenes iguales de gases - e n idénticas condiciones d e pre
sión y temperatura- contienen igual número d e moléculas.»
E s decir, hablar d e volúmenes de gases es lo mismo que hablar d e
moléculas. Por otra parte, Dalton había supuesto que las moléculas
de -los elementos gaseosos estaban constituidas por u n solo átomo
(así, H, Cl, N, O, ... ) y que las de compuestos tan corrientes como el
agua o el cloruro de hidrógeno, estaban formadas por sólo dos áto
mos distintos (HO, NH, ClH, ... ). Sin embargo, con estas fórmulas
n o se podían explicar las relaciones volumétricas de Gay-Lussac. Por
ejemplo, l a relación en la formación d e agua debería ser 1 volumen
d e hidrógeno/1 volumen d e oxígeno/1 volumen d e agua, y n o de 2/1/2
como se encontró experimentalmente. Este hecho llevó a Avogadro
a suponer que las moléculas del hidrógeno, cloro, nitrógeno, oxíge
n o ... , eran diatómicas, y que las moléculas de agua, amoniaco, etc.,
n o tenían por qué contener forzosamente sólo dos átomos. S i el agua,
por ejemplo, tenía como fórmula H20, podía explicarse l a relación
de volúmenes de combinación (fig. 1.2). Por esto, es a Avogadro a
quien se debe el concepto claro de lo que es una molécula (él mismo
e s el creador de este nombre, del latín «pequeña masa»).
+
2 volumenes
1volumen
de hidrógeno
de oxígeno
-
2 volumenes
de agua
Fig. 1.2. Reacción del hidrógeno con el oxígeno para formar agua.
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OUIMICA GENERAL
A pesar d e que con l a teoría de Avogadro se explicaba la ley d e los
volúmenes de combinación, fue desechada en s u 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, e n que el químico italiano Can
nizzaro la reactualizara: la hipótesis de Avogadro le proporcionó u n
sencillo método para determinar pesos moleculares relativos de gases
(ver Tema 2, apdo. 2.4 ), porque la densidad d e u n gas sería propor
cional a s u peso molecular. De ahí pudo calcular los pesos atómicos
y obtener una escala correcta de los mismos.
El éxito alcanzado por los resultados d e Cannizzaro confirmaron
l a hipótesis de Avogadro, que quedó convertida así e n una ley y q ue ,
a s u vez, complementó l a teoría atómica de Dalton (por eso s e cono
ce indistintamente como hipótesis, principio o ley de Avogadro).
1.6. CONCLUSIONES
La teoría atómica de Dalton y la hipótesis o principio de Avogadro
son u n claro ejemplo del desarrollo del método científico. Unos re
sultados experimentales, las leyes ponderales, llevan a Dalton a esta
blecer una teoría que los justifique . Sin embargo, esta teoría h a d e
ser retocada, pues sólo explica parcialmente los fenómenos: n o jus
tifica l a ley de los volúmenes de combinación. Era una teoría que
resultaba insuficiente. Avogadro, aceptando una gran parte de esta
teoría, lanzó una hipótesis con nuevos supuestos. Esta hipótesis pudo
explicar y a aquella ley y quedó comprobada después con nuevos he
chos experimentales, la obtención d e pesos atómicos correctos.
Términos y conceptos significativos definidos en este Tema
Leyes; hipótesis; teorías; modelos; sistema; fase; materia; sustan
cia; elemento; compuesto; mezcla homogénea y heterogénea; trans
formación física; transformación química; propiedad física; propiedad
química; procesos en
endodo- y exoérg
exoérgico
icos;
s; procesos en
endo
do-- y exoté
exotérm
rmico
icos;
s;
entalpía; ley d e l a conservación de l a masa; ley d e las proporciones
definidas; ley d e las proporciones múltiples; ley d e los volúmenes de
combinación; teoría atómica de Dalton; átomo; hipótesis de Avogadro; molécula.
.
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INTROOUCCION: LA OUIMICA Y LA TEORIA ATOMICA
1/17
EJERCICIOS DE AUTOCOMPROBACION
1.1.
1.1. De los
lo s siguientes procesos, indicar cuál se trata d e u n cambio
químico y cuál e s u n cambio físico:
a)
L a fusión del hielo.
b)
c)
d)
e)
L a combustión de l a madera.
La conversión de la leche e n yogourth.
L a rotura d e u n vaso.
E l aumento de volumen de u n cuerpo al calentarlo.
1.2. Indicar breve y claramente la diferencia entre las siguientes pa
pa
rejas de términos:
a) Sustancia y mezcla.
b) Sustancia y compuesto.
1.3. Señalar las afirmaciones correctas:
a)
E l hierro y el amoniaco son compuestos.
b ) E l amoniaco y el cemento son compuestos.
c) E l azufre y el sodio son sustancias.
d) E l azufre y el sodio son elementos.
e) El vino es una mezcla.
1.4. Señalar las afirmaciones correctas:
a)
Una teoría e s lo mismo que una hipótesis.
b ) Las hipótesis, para ser aceptadas, deben ser confirmadas em
em
píricamente.
c) Toda hipótesis, una vez admitida, e s válida para siempre.
d ) Un modelo e s una reconstrucción real d e u n fenómeno que
h a sido observado.
e) L a formulación matemática d e u n proceso que ocurre con
regularidad conduce a una ley.
1.5. De l a teoría atómica de Dalton se afirma que:
a)
b)
Explica satisfactoriamente las leyes ponderales y l a de los
volúmenes de combinación d e las reacciones químicas.
Sólo explica satisfactoriamente las leyes ponderales.
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1/18
OUIMICA GENERAL
e)
d)
e)
1.6.
Según ella, los elementos están constituidos por partículas
pequeñísimas, indestructibles, cuya masa e s nula.
S u idea más innovadora fue l a de asociar a los átomos una
masa.
Supone que los átomos e n las reacciones se transforman e n
otros distintos.
Indicar cuáles de las siguientes afirmaciones sobre la reacción
H2(g) +Cb(g) ~ 2HCl(g), son incorrectas:
a)
b)
Según l a ley de los volúmenes d e combinación, el hidrógeno
y el cloro se combinan en una proporción de volúmenes
de 1 a l.
El liidrógeno y el cloro se combinan para dar cloruro d e
hidrógeno según una relación e n peso constante d e 2 a 71
(ley d e las proporciones múltiples).
e)
hidrógeno y el cloro s e combinan para dar cloruro de hi
El
drógeno según
una relación e n peso de 2 a 71 (ley de las
proporciones definidas).
d) La relación d e volúmenes d e hidrógeno y d e cloruro d e hi
drógeno es de 1 a 1.
e) La suma d e los gramos de hidrógeno y de cloro que s e
combinan es igual al número d e gramos de cloruro de hidró
geno que se forman.
1.7.
1.7. Si la fórmula del amoniaco fuese N H y el nitrógeno y el hi
drógeno fuesen monoatómicos, como suponía Dalton, ¿cuál se
ría la relación volumétrica para l a reacción hidrógeno+nitróge
no
y ¿cuál sería si estas moléculas fueran NH3, H2
y Ni, como propuso Avogadro?
1.8.
Explicar muy brevemente la importancia de la hipótesis d e Avo
gadro.
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS RECOMENDADAS
d e l a Lucre
estén
alumnos
que se
interesados
teoría
Para los
e n el tema
d e los
recomienda
la lectura
atómica
epicúreos
siguiente:
cio, La naturaleza de las cosas, Espasa-Calpe, S. A., Colee. Austral,
Madrid, 1969 (lectura recomendada por s u interés, pero n o necesaria
ni obligatoria para el estudio d e esta asignatura).
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INTRODUCCION: LA OUIMICA Y LA TEORIA ATOMICA
1/19
SOLUCIONES A LOS EJERCICIOS DE AUTOCOMPROBACION
1.1. Cam
1.1
Cambi
bios
os físicos: a), d) y e). Cambi
Cam bios
os quí
quími
micos
cos:: b) y c).
1.2. a ) Una sustancia posee compos1c10n y propiedades fijas, mien
tras que las mezclas, no, ya que están constituidas por diversas
sustancias en proporciones variables. b) E l concepto de sustan
cia es más amplio que el de compuesto, pues incluye a éstos y
también a los elementos.
1.3. Correctas: c), d) y e). El amoniaco e s u n compuesto, pero e l
hierro, no (es u n elemento), y el cemento, tampoco (es una
mezcla).
1.4. Correctas: b ) y e). Una teoría es más amplia que una hipótesis;
una hipótesis admitida es válida mientras que no aparezca u n
fenómeno que la contradiga; u n modelo es algo artificial, mental,
pero n o real.
1.5 . Correctas : b) y d). No explica l a ley d e los volúmenes de combi
nación; según esta teoría, los átomos se caracterizan por s u
masa y, además, son indestructibles, por lo que n o podrán trans
formarse en otros distintos .
1.6. Incorrectas: b) y d). La ley que indica lo expuesto en b ) e s l a
de las proporciones definidas, y l a relación de volúmenes de hi
drógeno a cloruro de hidrógeno es de 1 a 2.
1.7. a) Formulando la reacción, tendríamos H + N - 7 NH, con lo que
l a relación de volúmenes sería 1 volumen de hidrógeno : 1 vo
vo
lumen de nitrógeno: 1 volumen de amoniaco; b ) l a reacción se
se
ría 3H2+ N2 - 7 2NHJ, y ,la relación de volúmenes, 3 : 1 : 2.
1.8. Perfecciona l a teoría atómica de Dalton al poder y a explicar l a
ley d e volúmenes de combinación; con ella se introduce el ver
dadero concepto de molécula; suministra una base teórica para
el cálculo de pesos atómicos correctos.
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TEMA
2
Lenguaje de la Química
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ESQUEM
ESQ
UEMA
A - RESUMEN
2.1
.1.. Pesos atómic
ató micos
os y moleculares:
-
Su carácter relativo.
Dist
Distin
inta
tass esc
escal
alas.
as. Unid
Unidad
ades
es ddee med
medid
ida.
a.
-
Peso atómico y masa atómica.
2.2. Número de Avogadro y concepto de mol:
Definición de átomo-gramo y molécula-gramo.
Concepto de mol: su importancia y su carácter general.
Significado del número de Avogadro.
2.3. Peso equiva
equ ivalen
lente
te y equivalente-gramo:
-
S u cálculo según el tipo de reacción correspondiente.
2.4. Volumen molar:
- Carácter generai del concepto.
- V o l u m e n molar normal de gases.
Cálculo de pesos moleculares de gases por medidas de den
sidades relativas.
2.5. Fórmulas químicas: s u significado y sus tipos:
-
Capa
Capaci
cida
dadd de comb
combin
inac
ació
ión:
n: vale
valenc
ncia
ia y número de oxidación.
Fórmulas empíricas y moleculares.
La fórmula molecular y el peso molecular.
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11/2
OUIMICA GENERAL
2.6. Formulación y nomenclatura:
-
Normas de l a IUPAC.
Nomenclatura de compuestos inorgánicos: combinaciones binarias y ternarias en sus distintos tipos.
2.7. El mol y el ajuste de ecuaciones: estequiometría:
-
Di
Dist
stin
into
toss ttip
ipos
os de cálcu
álcull os estequiométricos.
Rendimiento de una reacción. Reactivo limitante. Pureza de
una muestra.
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LENGUAJE DE LA QUIMICA
11 / 3
OBJETIVOS GENERALES DE APRENDIZAJE
E n este Tema se pretende que el alumno adquiera soltura e n el
manejo y aplicación de términos y conceptos básicos necesarios para
poder «moverse» dentro de l a Química, así como e n l a formulación y
nomenclatura
compuestos
de los
inorgánicos.
OBJETIVOS ESPECIFICOS
Explicar el significado de masa atómica y el carácter relativo
de s u valor.
2. Exponer l a definición actual de la unidad de masa atómica y el
significado de peso atómico medio de u n elemento .
3. Discutir el factor más importante e n el significado del término
mol y s u relación con los conceptos de átomo-gramo y molécula
gramo, así como lo que es el número de Avogadro.
4. Explicar el significado de peso equivalente en sus distintas acep
1.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
ciones.
Definir el conc
concepto
epto de volume
volumenn molar
molar,, e n general, y el más par
ticular de volumen molar normal de u n gas.
Calcular l a masa molecular de u n gas, dada s u densidad relativa
respecto a otro gas de masa molecular conocida.
Comparar el distinto grado de información que proporcionan
las fórmulas empíricas y las moleculares.
Formular y nombrar los principales tipos de compuestos in
orgánicos.
Ajustar una ecuación química y especificar la información que d e
ella puede extraerse .
Realizar distintos tipos de cálculos estequiométricos.
Aplicar los conceptos de rendimiento de una reacción y de reac
tivo limitante a l a resolución de problemas prácticos.
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2.1.
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PESOS ATOMICOS Y MOLECULARES
E n los postulados de l a teoría atómica Dalton establece que los
átomos de los distintos elementos tienen masas diferentes. Por otra
parte, lo que ocurre en las reacciones químicas es una interacción de
átomos, por lo que las sustancias no reaccionan entre sí gramo a gra
m o y resulta necesario conocer las masas de aquéllos. Como éstas
son sumamente pequeñas, se recurrió al procedimiento de determinar
s u masa relativa . O lo que es equivalente, encontrar cuán pesado era
u n átomo de u n elemento comparado con u n átomo de otro elemento.
Para esto, habría que tomar los átomos de u n determinado elemento
como patrón de referencia, patrón que seria elegido arbitrariamente.
E l número resultante de l a comparación de los pesos respectivos de
esos dos átomos es lo que se denominó peso a
En un principio, se tomó el hidrógeno como patrón, por s u cuali
dad de ser .el elemento más ligero, y se le adjudicó también arbitraria
mente el peso unidad. A l a masa correspondiente se l a denominó «Uni
dad atómica de masa» (uam) y también «dalton»,
La realización 'de estas ' primeras medidas tuvo como base -teórica
l a hipótesis de Avógadro: como dos volúmenes iguales de gases dis
tintos - e n iguales condiciones de presión y temperatura- contienen
el · mismo número de moléculas, l a relación de pesos de esos dos vo
lúmenes dará l a relación de pesos de sus moléculas respectivas. Así,
por ejemplo, como u n volumen de oxígeno (02) pesa 16 v
más
que el mismo volumen de hidrógeno (H2), a igualdad de presión y
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11/6
OUIMICA GENERAL
temperatura, el peso de una molécula de 02 e s 16 veces mayor que el
de una molécula de H2 . Se obtuvo así una escala de pesos moleculares
y d e ella una de pesos atómicos.
NOTA:
Actualmente, las masas atómicas relativas se determinan con
enorme precisión en el aparato denominado espectrómetro de
masas, del cual se volverá a hablar en el Tema 4.
Debido al difícil manejo del hidrógeno y, sobre todo, a que con
él se obtenían pesos moleculares n o enteros para muchos gases, se
adoptó como nuevo patrón al oxígeno e n lugar del hidrógeno. Al
átomo de oxígeno se le asignó, también arbitrariamente, una masa
atómica de 16 uam. E n la actualidad y desde 1961, para unificar cri
terios, l a IUPAC (International Union o f Pure and Applied Chemistry)
acordó utilizar u n nuevo patrón: el isótopo del carbono de número
másico 12 (que se representa como C12 ó como C-12), a l que se le
adjudicó la masa atómica exacta de 12 uam.
NOTA:
Los términos de isótopo y de número másico se encuentran
explicados en el Tema 4. Isótopos son átomos de u n mismo
elemento que sólo difieren en s u masa. Los elementos se pre
sentan en la naturaleza como mezclas de varios isótopos.
De esta manera, el que el cloro tenga, por ejemplo, u n peso ató
mico d e 35,S, significa que sus átomos son 35,5 veces más pesados que
1/12 del átomo de C12 •
E n definitiva, hay que considerar que: a ) el peso atómico de u n
elemento es u n peso relativo, comparado con el peso d e u n átomo
de C-12; b) el peso atómico de u n elemento es, e n realidad, el peso
atómico medio de todos los isótopos de ese elemento, teniendo e n
cuenta l a cantidad relativa de cada isótopo, tal como se presenta
dicho elemento en la naturaleza (abundancia relativa); c) e n compues
tos, habremos de referirnos a pesos moleculares, suma de los pesos
atómicos de todos los átomos que constituyen s u molécula.
Aunque los términos de peso atómico y molecular están muy ex
ex
tendidos, es más correcto hablar de masa atómica y molecular, y a
que el peso deriva de la masa, necesitando l a acción de u n campo
gravitatorio para s u puesta en evidencia. Sin embargo, tradicionalmen
t e se suele utilizar el término de peso atómico para designar l a masa
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LENGUAJE DE LA OUIMICA
11/7
atómica media de u n elemento teniendo en cuenta sus isótopos, y el
designar
la masa de más
d e cada
para
los átomos
isóto
pdeo masa
elemento.
e s la terminología
de u n atómica
Esta
extendida
que se
uti
liza actualmente y que nosotros también adoptaremos . Los pesos ató
micos de todos los elementos conocidos se encuentran recogidos e n
l a figura 6.2 (Tema 6).
(En este punto, realicen el ejercicio de autocomprobación núme
r o 2.3.a.)
2.2. NUMERO D E AVOGADRO Y CONCEPTO DE MOL
E n las experiencias ordinarias de laboratorio el químico n o uti
liza cantidades d e sustancia del orden del átomo o de la molécula,
sino otras muy superiores, del orden d e gramos normalmente. Es,
pues, mucho más útil introducir u n nuevo concepto: una unidad que,
siendo múltiplo de l a masa d e u n átomo o de una molécula, represen
te cantidades d e materia que sean ya manejables en u n laboratorio.
Así, de u n elemento se puede tomar una cantidad de gramos que
sea igual a l número expresado por s u peso atómico (átomo-gramo).
Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de
hidrógeno equivalen a u n átomo-gramo de hidrógeno. De forma si
milar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número
d e gramos de esa sustancia igual a s u peso molecular. Ejemplo: el
peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidró
geno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.
Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa
d e u n átomo o de l a d e una molécula, respectivamente. Este múlti
plo resulta d e multiplicar el valor del peso atómico o del peso mo
lecular por u n factor N, que n o es otro que el número de veces que
es mayor l a unidad d e masa «gramo» que la unidad de masa «uam».
De todo esto se deduce que u n átomo-gramo de cualquier elemen
t o o una molécula-gramo d e cualquier sustancia contiene igual nú
mero de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente
ese número el factor N. El valor d e N, determinado experimental
mente, es d e 6,023X1023 y es lo que se conoce como número de Avo
gadro. Esto condujo al concepto con el que s e han sustituido los tér
minos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.
Mol es la cantidad d e materia que contiene el número d e Avogadro,
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OUIMICA GENERAL
N , d e partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas
moléculas,
átomos, iones, electrones, etc.). También puede definirse
como la cantidad d e materia que contiene u n número d e entidades
igual al número d e átomos contenidos e n 12 g d e carbono-12.
Este concepto d e mol es mucho · más amplio, y lo importante e s
que hace referencia a u n número determinado d e partículas o enti
re
dades. Es, pues, una cantidad d e unidades, y lo mismo que nos re
ferimos a u n docena de huevos (12 huevos), u n cartón d e cigarrillos
(200 cigarrillos), etc., podríamos referirnos a u n mol de huevos o d e
cigarrillos (6,023 X 10 23 huevos, 6,023 X 10 23 cigarrillos, etc.).
NoTA : Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécu
la-gramo y sustituirlos por el de m o l . Insistimos en la necesi
dad de considerar el actual concepto de mol como número de
entidades fundamentales.
Hay que puntualizar que e n los compuestos iónicos, como s e verá
más adelante e n el Tema 7, no existen verdaderas moléculas, sino
multitud d e iones individuales dispuestos e n redes cristalinas. Así,
la fórmula NaCl n o representa una molécula individual, sino que ex
iones
de
presa eque
en término
númeroe ndeeste
el compuesto
+ quepara
iones
l -. El
seríaigual
caso,N apero
mol nohay
apropiado
soslayar este problema l a partícula unitaria s e entendería aquí e n el
sentido d e «fragmento que contiene el número d e átomos d e cada
tipo indicado por s u fórmula». Por eso, el mol d e NaCl contendrá
N iones Na + y N iones c1 - . E n este caso, e n lugar de peso molecular
sería más correcto hablar d e peso fórmula.
2.3. PESO EQUIVALENTE Y EQUIVALENTE GRAMO
Otra unidad d e cantidad d e materia que el químico también uti
liza es la de peso equivalente y s expresión e n gramos, el equiva
lente-gramo. Estas unidades, aunque son mucho menos frecuentes
que las anteriores, aparecen a veces e n los cálculos químicos, sobre
todo e n l a expresión de la concentración de disoluciones.
S e han dado diversas definiciones, pero todas resultan algo ambi
guas. Como cuando más se emplea e s e n las reacciones ácido-base y
en las redox, puede definirse el equivalente-gramo d e una sustancia
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LENGUAJE DE LA OUIMICA
11/9
como la cantidad e n gramos de la misma que cede o acepta un mol
d e protones (en las reacciones ácido-base) o que gana o pierde u n mol
d e electrones (en las reacciones redox). El peso equivalente será e l
peso molecular (o atómico, según los casos) dividido por un núme
r o l l que dependerá del tipo de reacción d e que s e trate: e n reaccio
nes ácido-base, 11 e s el número d e H' o d e O H - puestos en juego; en
una reacción redox, n e s el número d e electrones que s e ganan o s e
Pmol
36,5
pierden. Ej.: u n equivalente d e HCl:
36,5; u n equi1
valente d e Mg(OH)2:
(reacción AP
AP-- ~
3e 
Al):
Pmol
2
Pat
3
58,4
2
27
29,2; u n equivalente d e A P _
----3
3
(en el caso d e elementos
que n o actúen e n reacciones d e oxidación-reducción, el peso equiva
lente e s el peso atómico dividido por la valencia, pero e n este caso s u
empleo tiende a desaparecer).
2.4. VOLUMEN MOLAR
E s el volumen ocupado por u n mol d e cualquier sustancia, y a s e
encuentre e n estado sólido, líquido o gaseoso y bajo cualesquiera
condiciones de presión y temperatura .
Según y a s e h a estudiado, u n mol d e cualquier sustancia contiene
igual número d e partículas. Por otra parte , si atendemos a l caso par
ticular d e sustancias g a s e osas , del principio d e Avogadro se deduce
que u n mol d e cualquier sustancia gaseosa - i g u a l número d e molécu
l a s - ocupará idéntico volumen , siempre que las condiciones d e pre
sión y temperatura sean las mismas. Este volumen resulta ser d e
22,4 L cuando el gas se encuentra e n condiciones normales ( o C.N.) d e
presión y temperatura ( 1 atmósfera y O ºC). Este valor es lo que se
conoce como volumen molar normal de u11 gas (muchas veces s e le
denomina simplemente volumen molar , aunque esto no es correcto,
y a que s e trata d e u n caso particular de volumen molar).
Este valor d e 22,4 L, calculado experimentalmente , n o e s completa
mente exacto, aunque los valores verdaderos están muy próximos a
él (así, el del dióxido d e azufre e s 21,9 L y el del amoniaco, 22,1 L).
La razón de estas fluctuaciones será explicada en el Tema 3, dedicado
a l estudio del estado gaseoso.
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OUIMICA GENERAL
El concepto de volumen molar es muy útil, pues permite calcular
el peso molecular de u n gas: a) bien por un sencillo r<lzonamiento en
sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 L de dicho gas en condi
ciones normales; b) bien midiendo l a densidad relativa de ese gas
respecto a otro gas de peso molecular conocido: el volumen molar d e
una sustancia pesará el peso molecular, expresado e n gramos( ya que,
por definición, se refiere a u n mol de sustancia). Refiriéndonos a l
caso del gas A, de peso molecular desconocido, si sabemos el valor
s u densidad relativa respecto al gas B, de peso molecular cono
de
cido,
D A(B)' tendremos que:
D
densidad de A
=-------
Pmol.A/vol.molar
DA<B>
densidad de B
Pmol.B /vol.molar
Como los volúmenes molares de gases, e n idénticas condiciones de
presión y temperatura, son iguales, quedará:
Pmol.A = Pmol.B X D A(B)
[1]
(en este punto, intenten resolver el ejercicio de autocomprobación nú
nú
mero 2.4).
2.5. FORMULAS QUIMICAS: S U SIGNIFICADO Y SUS TIPOS
Una vez que se pudieron determinar los valores de los pesos ató
micos, había que justificar l a constitución d e los compuestos. E s decir,
el número de átomos de los distintos elementos que componen s u
molécula y, en definitiva, lo que se conoce como fórmula química d e
u n compuesto. Esta es una forma abreviada de representarlos me
diante los símbolos de los elementos que los integran, acompañados
de u n subíndice para indicar s u proporción relativa.
Para l a justificación de las fórmulas era necesario expresar l a
idea d e l a capacidad de combinación de los distintos elementos. Esto
e n u n principio se efectuó adjudicando a cada elemento u n número
que indicase dicha capacidad, que se llamó también valencia. Se tomó
como
que Posteriorde referencia
el átomocombinatoria
de hidrógeno,dealuno.
se l e ad
ad
judicó término
por definición
una capacidad
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LENGUAJE DE LA OUIMICA
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mente . este concepto fue perfeccionado por el de número de oxidación,
número que expresaba lo mismo, pero llevando u n signo positivo o
negativo, de tal forma que e n una especie química neutra la suma
de los números de oxidación h a d e ser cero. Este concepto será tra
tado más ampliamente e n el Tema 21.
Desde u n punto de vista práctico. para saber l a fórmula d e u n com
puesto desconocido hay que partir de unos datos experimentales. Se
realiza u n análisis n o sólo cualitativo, sino también cuantitativo d e
los elementos que lo integran. Conociendo así l a proporción e n peso
de estos distintos elementos (que viene expresada e n tantos por cien
to en peso o composición centesimal) y, además, los pesos atómicos
respectivos, que se hallan tabulados, puede llegarse a lo que se llama
fórmula empírica del compuesto. Esta fórmula nos indica el número
relativo d e los distintos átomos d e una molécula, expresado por l a
relación d e los números enteros más pequeños.
Sin embargo, este tipo de fórmula no indica el número real d e
átomos que constituyen una molécula. Por el contrario, l a fórmula
molecular sí lo hace. Ej.: metano, fórmula molecular CH4 y fórmula
empírica CH4; benceno , fórmula molecular C6H6 y fórmula empíri
c a CH.
Por tanto, las fórmulas moleculares contienen también una infor
mación cuantitativa porque de ellas podemos obtener el peso molecu
lar (o el peso fórmula, según el caso) de cualquier sustancia, y con
esto, el número de moles de esa sustancia contenidos e n x gramos d e
la misma.
masa(g)
número d e m o l e s = - - --------
masa de u n mol(g/mol)
Para pasar de la fórmula empírica a la fórmula molecular será ne
cesario conocer el peso molecula,r del compuesto considerado .
(En este punto, intenten resolver el ejercicio de autocomproba
ción número 2.5.)
NOTA: E n las sustancias elementales no hay que confundir el símbolo
u n átomo de hi
con
l
la
a
fórmula
molecular.
Ej.
:
H
representa
drógeno y H z, una molécula.
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2.6. FORMULACION Y NOMENCLATURA
OUIMICA GENERAL
Los compuestos s e formulan y nombran correctamente según unas
normas arbitrarias y sistemáticas dadas por l a IUPAC. Dado lo im
prescindible de este conocimiento, daremos una breve visión d e las
casos
refiriéndonos
normas
más importantes,
este Tema
única
ampliar
mente a ylos
compuestos
inorgánicos
. El alumno endeberá
sus
conocimientos y aclarar sus dudas e n los textos citados en la biblio
grafía (referencia bibliográfica 10) o e n otros similares.
2.6.1. Formulación
Para representar una molécula de u n compuesto se utiliza l a fór
mula molecular, e n la que el átomo menos electronegativo se coloca
e n primer lugar (en español y e n francés muy a menudo acostumbra
a l contrario,
hacerse
átomos
e n el
amismo
los símbolos
los todo
orden
aunque nde
con que s eescribiendo
nombran. Esto,
o del
correcto,
es una falta perdonable dado lo extendida que está). Así, debe escri
birse KCl y n o ClK. Excepción a esta regla son las fórmulas NHJ,
PHJ y alguna otra. Debajo de cada símbolo se escribe el subíndice
correspondiente, que indica el número de átomos de cada elemento
que entran a formar parte de una molécula . E n los compuestos ióni
cos, como ya se h a dicho, n o existen verdaderas moléculas, por l o que
las fórmulas empleadas son, e n realidad, fórmulas empíricas.
2.6.2. Nomenclatura
Los nombres de los compuestos deben ser claros, indicando exac
tamente s u fórmula molecular. A continuación, haremos resumen d e
los casos más importantes y frecuentes . La clasificación más generali
zada de los compuestos inorgánicos es l a de combinaciones binarias
y ternarias.
2.6.2.1. Combinaciones binarias
Están constituidas solamente por dos tipos de elementos distintos.
2.6.2.1.1. Combinaciones binarias sin oxígeno n i hidrógeno
a)
Metal+ n o metal
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LENGUAJE DE LA OUIMICA
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S e nombran dando a la raíz del nombre del elemento n o metálico
l a terminación -uro, seguido del nombre del metal (a veces se utiliza
u n prefijo griego que indique e l número d e átomos d e cada elemen
to). Ej.: KBr, bromuro de potasio (antes potásico); V2Ss, pentasulfuro
d e divanadio.
Cuando el metal puede tener más de u n número de oxidación (es
decir, más de una valencia), s e indica éste después del nombre del
metal con u n número romano entre paréntesis (regla d e Stock).
Ej.: FeCb, cloruro de hierro(III); FeCb, cloruro d e hierro(II). Esta
e s l a forma más moderna. Antiguamente, cuando sólo existían dos
números de oxidación, el mayor se indicaba dando l a terminación -ico
a l a raíz del metal, y el menor, con la terminación -oso (así, cloruro
férrico y cloruro ferroso). Esta nomenclatura, aunque proscrita por
l a IUPAC, sigue teniendo u n uso muy extendido.
b)
N o metal+ no metal
Se nombra dando l a terminación -uro a l a raíz del nombre del más
electronegativo, indicando el número de átomos con prefijos griegos.
Ej.: PCls, pentacloruro d e fósforo; CC14, tetracloruro de carbono.
2.6.2.1.2. Combina.dones
d ones binarias con oxígeno
S e nombran colocando primero l a palabra óxido, seguida del nom
bre del otro elemento.
a)
Metal+ oxígeno
Si el metal tiene varios n ú m e ros de oxidación, se indican como
en 2.6.2.l.l.a). Ej.: Cu20 , óxido de cobre(I) ( u óxido cuproso); CuO,
óxido de cobre(II) (u óxido cúprico); A b 0 3, óxido de aluminio (o tam
bién sesquióxido de alumi:pio, indicando el prefijo sesqui- la propor
ción metal/oxígeno de 2/3).
b)
N o metal+oxígeno
S e nombran según la regla de Stock, o bien con prefijos griegos
que señalen el número de átomos d e cada clase. Ej.: C02, óxido d e
carbono(IV) o dióxido de carbono; NiOJ, óxido d e nitrógeno (IJI) o
trióxido de dinitrógeno; NiOs, óxido d e nitrógeno(V) o pentóxido d e
dini rógeno.
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c)
OUIMICA
GENERAL
Peróxidos
Son compuestos binarios de oxígeno y otro elemento, e n los que
el oxígeno interviene como agrupación peroxi, - 0 - 0 - , e s decir,
(02)22-. Se nombran con el prefijo per- delante de la palabra óxido.
(02)
Ej.: H202, peróxido de hidrógeno; Ba02, peróxido de bario.
2.6.2.1.3. Combinaciones binarias con hidrógeno
a)
Metal+ hidrógeno
Se nombran con l a palabra hidruro seguida del nombre del metal.
Ej.: NaH, hidruro de sodio; CrH2, hidruro de cromo(II) (o hidruro
cromoso).
b) No metal+hidrógeno
Cuando el n o metal es u n halógeno o u n anfígeno s e nombran como
las combinaciones binarias del caso 2.6.2.1.1.a). Ej.: HCl, cloruro d e
hidrógeno; H2Se, seleniuro de hidrógeno. Normalmente estos compues
tos, que suelen ser gaseosos, se emplean e n el laboratorio disueltos
e n agua, disoluciones que tienen un carácter ácido. Por ello, se les
nombra muy frecuentemente con la palabra ácido seguida de l a raíz
del no metal con la terminación -hídrico.
recibirr nombres especiales. Ej.: NHJ,
Los de otros elementos suelen recibi
amoniaco; PH3, fosfamina; SiH4, silano, etc.
2.6.2.2. Combinaciones ternarias
Contienen tres tipos de elementos distintos.
2.6.2.2
2.6.2.2.1
.1.. Oxiáci
Oxi ácidos
dos (no metal+ oxígeno+ hidrógeno)
nombra con la palabra
nombre
de l a
seguida
del
ácido de
no Se
metal (o metal e n alto grado
oxidación) raíz
con del
l a terminación
-oso o -ico para el menor o mayor número d e oxidación, respectiva
mente. Cuando no hay más que u n número d e oxidación, con l a ter
minación -ico. Ej.: HiCOJ, ácido carbónico; H2Cr04, ácido crómico.
Cuando e l elemento puede tener tres números de oxidación, se uti
liza el prefijo hipo- con la terminación -oso para el menor. Si puede
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LENGUAJE DE LA OUIMICA
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tener cuatro, se emplea el prefijo per- con l a terminación -ico para
el mayor (no confundir este prefijo per- con el de los peróxidos).
Ej.: HClO, ácido hipocloroso; HC104, ácido perclórico.
Otras veces, además de los números de oxidación posibles, hay que
considerar en el ácido correspondiente cuál es la relación moléculas
de agua a moléculas del óxido correspondiente (así, en los ácidos de
fósforo, arsénico, boro, etc.). S e emplea el prefijo meta- para indicar
el de menor contenido e n agua, orto- para el de mayor y di
di-- o piro
cuando el número d e átomos del n o metal es el doble de lo normal
(ha habido una dimerización). E j . : H P 0 3, ácido metafosfórico(l : 1);
HJP04, ácido ortofosfórico o, simplemente, fosfórico(3 : 1); H4P201, áci
d o pirofosfórico .
E n los ácidos d e azufre hay otros casos que por ser más específicos
n o serán tratados aquí, pero que pueden ser consultados e n la bi 
bliografía.
Todos éstos son los nombres tradicionales . Sin embargo, la nomen
clatura sistemática prescinde de estos prefijos y terminaciones, y uti
liza e n cambio u n prefijo que indica el número de átomos de oxígeno
y u n número romano para señalar el número de oxidación del átomo
central. Así: HClO, ácido oxoclórico(I); HCl0 2, ácido dioxoclórico(III);
HClQ3, ácido trioxoclórico(V). Esta nomenclatura sistemática n o está
aún muy extendida.
2.6.2.2.2. Hidróxidos (metal+ oxígeno+ hidrógeno)
S e nombra con l a palabra hidróxido seguida del nombre del metal,
según la regla de Stock, o con l a terminación -oso e -ico (más antiguo).
Ej.: Fe(OHh, hidróxido de hierro(III) o hidróxido férrico (también
trihidróxido de hierro).
2.6.2.2.3. Sales ternarias
S e nombran con l a raíz del ácido del que teóricamente provienen,
sustituyendo l a terminación -oso/-ico por l a d e -ito/-ato (nombre del
anión), seguido del nombre del metal, o por la nomenclatura sistemá
tica. Ej.: Cu2SÜ 4, sulfato de cobre( ) o cuproso, tetraoxosulfato(VI)
d e cobre(I); CuSÜ3, sulfito de cobre(II) o cúprico, trioxosulfato(IV)
d e cobre(II).
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OUIMICA GENERAL
Hay
sales que provienen de la pérdida d e
de
también
un
hidróxido,
que son sustituidos por átomos metálicos.protones
Ej.: KiZn02,
zincato potásico.
Otras sales (ya n o ternarias)
Si los hidrógenos del ácido son sustituidos por metales diferentes,
s e obtienen sales dobles. Así KNaS04, sulfato d e potasio y sodio.
S i n o todos los protones del ácido se han sustituido por un ión
metálico (sales ácidas) se nombran actualmente anteponiendo e l pre
fijo hidrógeno- a l nombre de la sal ternaria, o también como sales
dobles del hidrógeno y del metal. Ej.: NaHCO J, hidrogenocarbonato
d e sodio, carbonato d e hidrógeno y sodio (antiguamente, bicarbonato
sódico o carbonato ácido de sodio); N
dihidrogenofosfato d e
sodio, fosfato de dihidrógeno y sodio (también fosfato monosódico).
En otros casos ocurre l o contrario : n o todos los grupos O H - del
hidróxido s e sustituyen por e l anión (sales básicas). Contienen aniones
O H - u 0 2-, y s e nombran anteponiendo los prefijos hidroxi- u oxi-,
respectivamente . E j .: Bi(OH)(N03)2, monohidroxinitrato d e bismuto
(antes, nitrato mono básico d e bismuto); BiOCl, oxicloruro d e bismuto.
Hay otros tipos d e sales, pero n o nos detendremos e n s u enu
meración.
Conviene tener también presente el nombre d e algunos iones muy
importantes y frecuentes: CN -- (anión cianuro); N H ; (anión amiduro);
NH: (catión amonio), etc.
NOTA:
Para nombrar y formular los compuestos químicos es necesa
rio aprender los nombres y símbolos de los elementos . Es
muy conveniente tomar la Tabla Periódica actual y memori
zarlos según los grupos principales de la misma, de arriba a
abajo. También es de gran ayuda conoce r, razonando, la va
lencia de los elementos (ver Temas 7 y 8).
(En este punto , intenten resolver el ejercicio d e autocomproba
ción número 2.6.)
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LENGUAJE DE LA OUIMICA
2.7. EL MOL Y EL AJUSTE DE ECUACIONES QUIMICAS:
ESTEQUIOMETRIA
E n una reacción química determinadas sustancias (reactivos) inter
accionan para dar otras nuevas sustancias (productos). El curso d e
esta transformación se describe mediante una ecuación química, que
es una forma abreviada de representar lo que h a ocurrido:
R (reactivos) ~
P (productos)
combinan yentre
relación sedefinida
Los proporciones
reactivos se definidas)
sí e n una también
forman(ley
en
de las
los productos
una determinada proporción . Para expresar todo esto en forma de
ecuación habrán de escribirse las fórmulas (o símbolos) correctas de
todas las especies químicas, anteponiéndoles u n número o coeficiente
que indique cuántas especies d e cada tipo intervienen e n l a reacción,
de tal forma que se cumpla l a ley de conservación de l a materia. La
reacción así descrita proporciona l a relación cuantitativa entre todas
las sustancias que intervienen e n ella y se denomina ecuación ajustada
o también ecuación estequiométrica («estequiometría», del griego, «me
dida d e elementos»).
Como u n mol de cualquier sustancia contiene igual número de par
tículas unitarias, en las reacciones químicas resulta l o mismo hablar
de relación entre moléculas (o átomos) que de relación entre moles.
Una ecuación ajustada nos permitirá calcular, pues, las cantidades
relativas de reactivos y productos e n una reacción química. Para
realizar estos cálculos estequiométricos, conviene seguir e l siguiente
esquema: a) conocer todos los reactivos y productos d e l a reacción;
b) escribir sus fórmulas (o símbolos) correctamente; c) escribir e n l a
ecuación los coeficientes correspondientes delante de cada una d e
esas fórmulas o símbolos.
Así tendremos la ecuación ajustada. Con ella ya podrán realizarse
distintos tipos de cálc
cálculos
ulos estequ
estequiométricos:
iométricos: cálculos peso-peso (cálcu
los d e relaciones ponderales, o en peso , de todas las sustancias que
aparecen e n l a ecuación); cálculos peso-volumen (cuando intervienen
sustancias gaseosas, y a que hay una proporcionalidad entre los moles
de u n gas y el volumen que ocupa); cálculos volumen-volumen (rela
ción de los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción,
que será igual a s u relación molar) . Multitud de variantes pueden
realizarse sobre estas bases de cálculo.
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QUIMICA GENERAL
(En este punto, ontenten resolver el ejercicio de autocomproba
ción número 2.10.)
2.7.1. Rendimiento de una reacción
Cuando se desea preparar un determinado producto a través de
una reacción química es muy importante conocer l a cantidad del
mismo que se va a obtener. Según l a ecuación estequiométrica, se
puede calcular, como y a hemos visto, l a cantidad de producto que
podría obtenerse partiendo de unas determinadas cantidades de reac
tivos. Esta sería l a cantidad teórica.
Sin embargo, l a cantidad que se obtiene e n l a realidad es general
mente menor que la calculada teóricamente. Esto s e debe a distintas
causas: a que ocurran a l a vez otras reacciones secundarias; a que
se pierda parte del producto e n los procesos d e purificación; a que se
trate de u n equilibrio químico (ver Tema 14). La eficacia de una
reacción como método de obtención de u n determinado producto se
indica por el rendimiento, en tantos por ciento, según l a expresión:
cantidad real obtenida
ren d .=
X 100
cantidad teórica
Por otra parte, en muchas ocasiones las cantidades relativas rea·
les de los reactivos pueden ser distintas a las indicadas por l a ecua
ción estequiométrica, cuando alguno/s de los reactivos se encuen
tra/n en exceso (generalmente, el más barato). Entonces el rendimien
t o real de l a reacción habrá de calcularse en base al reactivo que se
encuentra e n menor proporción o reactivo limitante, y a que el exceso
del otro u otros reactivos queda sin reaccionar.
(En este punto, intenten resolver el ejercicio de autocomproba
ción número 2.9.)
E n algunos casos puede ocurrir que los reactivos n o estén puros,
dándose s u riqueza normalmente en tantos por ciento. Para conse
guir una cierta cantidad de sustancia pura (y gramos, por ejemplo)
obviamente se necesitará una cantidad superior de l a sustancia no
pura de l a que partimos, según:
y.
- - - 100
- - - gramos de l a sustancia impura
% riqueza
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LENGUAJE DE LA OUIMICA
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Ejemplo: Se necesitan para una reacción 70 g de clorato potásico, y
se dispone de una muestra del mismo del 80 por 100 de riqueza. ¿De
cuántos gramos de dicha muestra debemos partir?
x=
70x 100
80
88 g d e clorato potásico del 80 por 100 de riqueza
NOTA: E n los
cálculos estequiométricos es muy útil emplear relacio
nes de proporcionalidad o reglas d e tres. Con esto es difícil
equivocarse y n o es necesario memorizar ninguna otra regla.
Términos y conceptos significativos definidos e n este Tema
Peso atómico; masa atómica; unidad de masa atómica; IUPAC;
peso molecular; número de Avogadro; mol; peso equivalente; equiva
condiciones
normales;
volumen molar;
capacidad
de com
lente-gramo;
binación;
valencia;
número
de oxidación;
composición
centesimal;
fórmula empírica; fórmula molecular; nomenclatura química; com
binación binaria; combinación ternaria; estequiometría; reacción ajus
tada; rendimiento; reactivo limitante.
,.
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EJERCICIOS DE AUTOCOMPROBACION
2.1.
Se tienen dos moles d e agua. Señalar las afirmaciones correctas:
a)
b)
c)
d)
e)
2.2.
Responder a las cuestiones siguientes, justificando brevemente
la contestación:
a)
b)
2.3.
E n ellos habrá 6,023.10
6,023.1022-1 átomos d e oxígeno.
E n ellos habrá 24,092.1023 átomos d e hidrógeno .
Ocuparán 44,8 L, medidos en C.N. d e presión y temperatura.
Habrá e n ellos igual número d e entidades fundamentales
que e n 12,046.1023 átomos d e neón (gas monoatómico).
Habrá e n ellos igual número de moléculas que e n 44,8 L d e
monóxido d e carbono (en C.N.).
¿Puede afirmarse que u n mol d e cualquier sustancia gaseosa
ocupa siempre, aproximadamente, 22,4 L?
¿Es cierto que e n 20 g d e bromo molecular (diatómico) hay
igual número de átomos que en 16 g d e helio (gas mono
atómico)?
Dígase muy brevemente:
a)
b)
¿Cuál es l a definición actual d e uam?
¿Cuál e s l a definición d e mol?
2.4. La densidad relativa del aire respecto al oxígeno e s 0,905. Calcu
lar el peso molecular medio del aire. Dato: peso molecular del
oxígeno=32.
2.5. Al analizar u n compuesto resulta que contiene 48,7 por 100 d e
carbono, 8,1 por 100 de hidrógeno, siendo e l resto oxígeno. S e
sabe también que 0,30 g del mismo en estado d e vapor ocupan
u n volumen d e 90 c m 3, reducido a C.N., ¿cuál e s s u fórmula em
em
pírica? ¿ Y s u fórmula molecular?
2.6.
Nombrar y formular, respectivamente:
a) BrJP
b) Fe2S3
c) [Mg(OH)]2C03
d) Ca(HC03)i
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OUIMICA GENERAL
11/22
a')
Dicromato potásico.
b')
Arsenamina .
c')
d')
Dioxoclorato(III) d e
Fosfato cálcico.
sodio.
2.7. Al hacer reaccionar completamente con una solución d e ácido
sulfúrico diluido 2 g d e cada uno de los siguientes metales, so
dio, magnesio, potasio y calcio, se desprende hidrógeno y se
forma el sulfato del metal correspondiente. ¿Con qué metal se
producirá mayor volumen d e aquel gas (supóngase e n todos los
casos iguales condiciones d e presión y temperatura):
a) Con sodio.
b) Con magnesio.
c) -Con potasio.
d ) Con calcio.
e) E n todos los casos s e producirá igual volumen.
2.8. Según lo expuesto e n el apartado anterior, ¿con cuál d e los me
tales s e formará mayor cantidad del sulfato corresponden te?:
a)
E n todos los casos se producirá igual cantidad.
b ) Con sodio.
c) Con magnesio.
d) Con potasio.
e) Con calcio.
2.9. La síntesis del explosivo denominado trinitrotolueno s e realiza
según l a reacción:
S e hicieron reaccionar 30,0 g d e C1Hs ( tolueno) con 50,0 g d e
ácido nítrico, obteniéndose 40,5 g d e trinitrotolueno. Calcular e l
rendimiento d e esta reacción.
2.10. ¿Qué volumen de oxígeno, medido a O ºC y a 1 atmósfera, s e nece-.
sitarán para la combustión completa d e 7,8 g d e benceno (C 6H 6)?
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LENGUAJE DE LA OUIMICA
11/23
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS RECOMENDADAS
Si tiene suficiente tiempo, lea las introducciones de los capítulos
3, 4 y 7 d e l a referencia 8 y haga por su cuenta los ejercicios 3.42,
3.46, 4.24, 4.29, 7.27 y 7.42 de l a misma.
SS
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11/24
OUIMICA GENERAL
SOLUCIONES A LOS EJERCICIOS D E AUTOCOMPROBACION
2.1.
Correctas: b), d) y e). Habrá 2X6,023.1023 'Tioléculas d e H 20 ,
luego existirán 12,046.1023 átomos d e oxígeno. Como e n C.N. el
agua es líquida, s u volumen molar ya n o es de 22,4 L.
2.2. a) No. Solamente ocupa ese volumen cuando el gas s e encuen
tra e n C.N. b ) Falso. E l peso molecular del bromo es, aproxima
damente, 160, por lo que u n mol de bromo pesará 160 g. Por esto,
20 g
- -g/mol
- - - 1/8 mo
el número d e moles e n 20 g d e bromo será - 160
mo-les. E l número de moléculas d e bromo será 1/8 X N, y el d e áto
mos d e bromo será 1/4 X N. Sin embargo, como el peso atómico
del helio es 4, haciendo u n razonamiento análogo resulta que
e n 16 g de helio habrá 16/4 X N =4N átomos d e helio.
2.3.
a) Doceava parte de la masa d e u n átomo de carbono d e núme
r o másico 12. b) Cantidad d e materia que contiene el número
ma
d e Avogadro d e partículas unitarias. O también, cantidad d e ma
teria que contiene un número d e partículas unitarias igual al
número d e átomos contenidos e n 12 g de carbono-12.
2.4. Según lo explicado e n este Tema (pregunta 2.4, ecuación [1]), re
sulta que:
Pmolec. aire= Pmolec. 02 X densidad aire ( 02)
Luego:
Pmolec. aire=32X0,905=29
2.5. E l tanto por ciento d e oxígeno será: 100-(48,7+8,1)=43,2%.
Si se dividen los porcentajes e n peso por los pesos atómicos
respectivos, se tendrá la proporción en moles, o l o que es lo
mismo, e n átomos, de cada uno d e los elementos:
Número d e átomos d e carbono:
48,7 /12=4,1
Número d e átomos d e hidrógeno:
8,1/1=8,1
Número d e átomos d e oxígeno:
43,2/16=2,7
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LENGUAJE DE LA QUIMICA
11/25
Interesa expresar esta relación e n números lo más pequeños
posible y, además, enteros. Se dividirán todos por el d e menor
valor (en este caso 2,7) y después se multiplicará por u n factor
para que resulten todos enteros (aquí por 2):
e : 1,5
C:3
H: 3
H: 6
o: 1
o: 2
La fórmula empírica será C3H602.
Por otra parte, como un mol del compu e sta ocuparía e n C.N.
22,4 L, el peso molecular se calculará según:
22,4 L/ mol X 0 ,30 g
--------=74
90 X 10 - L
3
g/ mol
Por tanto, en este caso la fórmula molecular e s también CJH602.
2.6. a) Tribromuro d e fósforo. b) Sulfuro de hierro (III) o sulfuro
férrico. c) Hidroxicarbonato de magnesio . d) Hidrogenocarbona
to de calcio, carbonato de hidrógeno y calcio (o bicarbonato
cálcico). a') KiCr201. b') AsH3. c') NaCl02. d') Ca3(P04)i.
2.7.
Las reacciones correspondientes ajustadas son:
H2S04 + 2Na Na2S04 + H2
H2S04 + Mg ~ MgS04 + Hi
HiS04 + 2K KiS04 +Hz
H2S04 +Ca CaS04 + H2
Como los pesos atómicos del Na, Mg, K y Ca son, respectiva
mente, 23, 24, 39 y 40, la estequiometría de la reacción indica que
mo
con 2 g de cada metal se obtendrán 2/46, 2/24, 2/78 y 2/40 mo
les de hidrógeno, respectivamente. Luego, l a respuesta correcta
e s l a b).
2.8.
Los pesos moleculares de esos sulfatos metálicos son 142, 120,
174 y 136. La estequiometría d e l a reacción indica que con 2 g
de cada metal se obtendrán 142 x 2/ 2 X2
X233, 120X2/24, 174X2/
2 X 39 y 136 X 2/40 g del sulfato respectivo. Luego, l a respuesta
correcta es la c).
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OUIMICA GENERAL
11 / 26
2.9. Los pesos moleculares son: C1Hs =92; HNÜ3=63; C1Hs(N02)3=227.
Primeramente , habrá de verse si alguno d e los reactivos está en
exceso. Pasando d e gramos a moles, resulta :
30,0/ 92=0,33 moles d e C1Hs
50,0/ 63=0,79 moles de HN03
La ecuación estequiométrica indica que el nítrico reacciona con
relación
tolueno
molar
ahora
1. Como
el
3 : en
ción
es d esegún
2,4 : 1,la el
tolueno
estará
exceso,
por dicha
lo querela
el
reactivo limitante es el nítrico y e n base a él habrá d e calcu
larse el rendimiento. Según la reacción ajustada, resulta que:
con 3 moles de HN03 se obtiene 1 mol d e C1Hs(N02)3
con 3 X 63 g d e HN03 se obtiene 1 X 227 g d e C1Hs(N02)3
Luego, con 50,0 g d e HN03 se obtendrían X g d e C1Hs(N02)J:
X=
50,0x227
3x63
60 g d e C1Hs(N02)3 (canti dad teórica)
Como sólo s e han obtenido 40,5 g d e trinitrotolueno, el rendi
miento en tanto por ciento será:
40,5
- - - X 100=67 %
60
2.10. La ecuación ajustada correspondiente será:
Esta ecuación nos informa d e que 2 moles de benceno necesi
tan para s u combustión total 15 moles d e oxígeno. Como el peso
molecular del benceno es 78,0; 7,8 g d e benceno equivalen a
0,1 moles. Según una sencilla regla d e tres, resultará que esos
0,1 moles d e benceno necesitarán X moles de oxígeno.
X-
0,1X 15 - O 75 moles d e 02
2
'
oxígeno
volumene nd eC.N.
mol Xde
C.N. cada 0,75
22,4 L. Luego
sEen necesitan
22,4
= 17 Locupa
d e 02,u nmedidos
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TEMA
3
Los gases y la estructura de la materia
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ESQUE
ESQ
UEMA
MA - RESUM
RESUMEN
EN
3.1. Introducción a l Tema.
3.2. Estados de agregación: sólidos, líquidos y gases:
-
Características macroscópicas más importantes y rasgos ge
nerales de su estructura.
-
C a m b i o s d e estado: temperatura de fusión y d e ebullición,
presión de vapor, entalpías d e fusión, de vaporización y de
sublimación.
3.3. Estado gaseoso:
Necesidad de encontrar una ecuación de estado. Tratamien
to fenomenológico y estudio teórico de tipo estructural.
3.4. Tratamiento fenomenológico de los gases: leyes experimentales:
-
Ley de B oyl
ylee - Ma
Marr iott
iottee .
Ley de Charle
rless-Ga
Gayy Lu
Luss
ssac
ac.. Escala absoluta d e temperaturas.
D e d u c c i ó n de la ecuación de estado . Su importancia para l a
resolución de problemas más generales. Constante universal
de los gases.
Ley d e Dalton. Presión parcial y fracción molar.
Ley d e Graham: efusión y difusión. Aplicación al cálculo d e
masas moleculares.
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OUIMICA GENERAL
111/2
3.5. Teoría cinético-molecular d e los gases:
Modelo y postulados . Deducción de l a ecuación d e estada .
Constante
de Botzmann.
de las leyes experimentales de los gases.
Interpretación
Interpretación cinética d e l a temperatura. Energía cinética
media.
Velocidad media y velocidad cuadrática media de las mo
léculas.
3.6. Gases reales:
S u desviación de la ley de Boyle: sus causas.
Ecuación d e estado d e Van der Waals.
3.7. Conclusiones.
62
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
111/3
OBJETIVOS GENERALES D E APRENDIZAJE
El objetivo general de este Tema consiste en que e l alumno se dé
cuenta d e l a importancia del estudio de los gases e n el conocimiento
de l a naturaleza de l a materia y de que l a ecuación de estado de los
mismos se puede obtener a través de u n estudio experimental y a
través de u n estudio teórico.
OBJETIVOS ESPECIFICOS
l.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Describir las propiedades más importantes de los tres estados
de agregación, así como los rasgos generales d e s u estructura.
Definir los conceptos de temperatura de fusión y de ebullición,
presión de vapor, entalpías de fusión, vaporización y sublimación.
Explicar la importancia del estudio de los gases e n el cono
cimiento de la naturaleza de l a materia.
Explicar el significado de lo que es una ecuación de estado y
cómo en los gases s e puede llegar a ella por dos caminos dife
rentes.
Interpretar las leyes de los gases: ley de Avogadro, de Boyle
Mariotte, de Charles-Gay Lussac, de Dalton, d e Graham y la
ecuación de estado de los gases ideales.
Resolver problemas prácticos aplicando estas leyes.
Enumerar los postulados del «modelo» de u n gas creado por l a
teoría cinético-molecular y llegar a través de ellos a l a ecuación
de estado.
Interpretar con l a teoría cinético-molecular las leyes experimen
tales de los gases.
9. Explicar el significado cinético de la temperatura y los concep
tos de velocidad media y de velocidad cuadrática media.
10. Justificar el comportamiento «anómalo» de los gases reales res
pecto de los ideales, así como l a necesidad de una nueva ecua
ción de estado para estos gases reales.
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3.1. INTRODUCCION
Hemos visto cómo a partir d e l a teoría atómica de Dalton la cien
cia admite sin discusión que la estructura de la materia e s tal que
. s e halla constituida por partículas discretas. Antes d e pasar a l estudio
d e cuál e s l a estructura interna d e esas partículas, analizaremos los
distintos estados físicos, o estados d e agregación, e n que l a materia
sentidos, justificándolo solamente e n base
presenta
ante nuestros
as e las
características
externas d e esas partículas: sus interacciones
y
sus posiciones relativas .
E l estudio del estado gaseoso s e abordará antes que e l del sólido
y líquido _por dos razones: a) por l a enorme importancia que tuvie
ron los gases e n el estudio de l a materia cuando fue posible recoger
los y hacer con ellos medidas de tipo cuantitativo (revisar Tema 1);
b) porque las sustancias e n estado gaseoso presentan un comporta
miento físico mucho más sencillo y uniforme que e l d e los sólidos
y líquidos , l o cual condujo a l enunciado d e leyes d e carácter general
para toda l a materia.
3.2. ESTADOS DE AGREGACION: SOLIDOS, LIQUIDOS Y GASES
Revisaremos a grandes rasgos las propiedades generales de los
tres estados de agregación.
Los gases se caracterizan por no poseer forma ni volumen fijos
(así, se expanden fácilmente). F l u ye n y , además , s e pueden compri
mir, bastando para esto solamente aumentar l a presión que actúa
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111/6
OUIMICA GENERAL
sobre ellos. Los líquidos tampoco tienen forma fija, pero su volumen
sí es constante. Pueden fluir, aunque a menor velocidad que los
gases, y son muy poco compresibles. Por último, los sólidos presen
tan forma y volumen determinados, n o fluyen, son rígidos y, práctica
mente incompresibles.
El que una sustancia adopte uno u otro estado de agregación de
pende de las condiciones de presión y temperatura en que s e en
cuentre. Pero, ¿por qué e n condiciones ordinarias unas sustancias
son sólidas, otras líquidas y otras gaseosas? Y, ¿a qué se deben esas
características diferentes de los tres estados de agregación? La expli
cación a todo esto reside e n las interacciones entre sus partículas
constituyentes, lo cual es también causa d e s u disposición relativa.
Así, e n los gases las fuerzas d e cohesión entre sus partículas son muy
pequeñas, por lo cual tiene gran libertad d e movimiento (por eso se
expanden). Las partículas se distribuyen desordenadamente y muy
distantes entre sí (por lo que pueden comprimirse). E n los líquidos
las interacciones son ya mayores (volumen fijo) y las partículas están
bastante próximas, pero gozan d e cierta libertad de movimiento (por
lo que n o tienen forma propia y pueden fluir). E n los sólidos crista
linos las partículas están perfectamente ordenadas según redes cris
talinas, que se mantienen fijas porque las fuerzas de cohesión son
grandes (forma y volumen definidos). Las distancias interpartículas
son muy pequeñas (por lo que son, prácticamente, incompresibles).
Hay otro tipo de sólidos que n o presentan esta ordenación e n retícu
los cristalinos. Son los sólidos amorfos, como el vidrio y muchos plás
ticos, que e n realidad pueden considerarse como líquidos subenfria
dos: estructuralmente son como líquidos, por e l alto grado d e desor
den de sus partículas, pero mantienen su forma porque las interaccio
nes son aún muy considerables .
Con todo esto s e comprende también por qué para pasar de sólido
a líquido o de líquido a gas hay que comunicar una energía, normal
mente en forma de calor (procesos endotérmicos), pues es necesaria
esa energía para vencer las grandes fuerzas de cohesión entre las
partículas y separarlas más.
Las partículas d e u n cristal n o están completamente fijas e n los
nudos de l a red cristalina, sino que se encuentran sujetas a pequeños
movimientos vibratorios alrededor de esas posiciones d e equilibrio.
Este movimiento aumenta cuando se comunica energía térmica al
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LOS GASES Y "LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
111 / 7
cristal; es decir, cuando se aumenta l a temperatura. Por ello, s i se v a
aumentando l a temperatura, manteniendo constante l a presión, lle
ga un momento e n que el movimiento de las partículas se hace l o su
ficientemente grande para superar las fuerzas de cohesión que man
tienen la estructura cristalina . Entonces , dicha estructura s e v a rom
piendo hasta que e n un punto el sólido pasa a estado líquido (proceso
de fusión). La temperatura a l a que coexisten e n equilibrio la fase
sólida y l a líquida , a una determinada presión, se denomina tempera
tura o punto de fusión (si l a presión e s d e 1 a t m ., se conoce como
punto normal de fusión).
E n l a superficie del líquido siempre hay moléculas con energía
cinética suficiente para escapar a l a fase gaseosa. S i consideramos
al líquido situado e n u n recipiente cerrado, parte d e esas moléculas
en estado de vapor volverán a condensarse e n l a superficie del líqui
do, hasta que se llega a una situación d e equilibrio dinámico e n que
hay igual número de moléculas que pasan a vapor que d e moléculas
que se condensan. Cuando se llega a este estado d e equilibrio líquido
vapor, se define como presión de vapor a l valor d e l a presión que
produciría el vapor en ese recipiente cerrado, a una temperatura de
terminada y constante. E l valor de la presión d e vapor e s caracterís
tico d e cada sustancia - p u e s depende de las fuerzas entre sus par
tículas - y varía con l a temperatura .
Volvamos a nuestro ejemplo del sólido que h a pasado a líquido.
Como l a presión de vapor aumenta con l a temperatura, llegará u n
momento en que si seguimos calentando el líquido, l a presión de vapor
e l líquido «hierve»,
Entonces temperatura
presión externa.
hará igual laa la
se
temperatura
o punto de
de
nominándose
correspondiente
ebullición (si la presión externa es d e 1 atm, se trata del punto nor
mal de ebullición) .
También los sólidos tienen una pres10n d e vapor (aunque, gene
ralmente, es sumamente pequeña) . Por esto, también puede produ
(sublimació
mación)
n) .
cirse el paso directo de sólido a vapor (subli
Estos tres procesos -fusión, ebullición y sublimación- necesi
tan, pues, u n aporte d e energía. Los cambios de entalpía de cada uno
de ellos s e denominan calores o entalpías de fusión, vaporización o de
sublimación, según el caso (calor absorbido por un mol d e sustancia
para pasar d e uno a otro estado , respectivamente, a una temperatura
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111/8
OUIMICA GENERAL
y presión determinadas). E n los procesos opuestos las entalpías ten
drían el mismo valor, pero signo contrario, pues son procesos exo
térmicos.
3.3. ESTADO GASEOSO
Si disponemos de una cantidad de una determinada sustancia, po
dremos medir s u temperatura, T, l a presión que sobre ella actúa, p,
el volumen que ocupa, V, y los gramos, a, que pesa (conociendo s u
masa molecular es fácil pasar del número a de gramos al d e moles, n).
Estas cuatro magnitudes - T p, V y n - no son independientes entre
sí. Existe entre ellas una relación matemática que, simbólicamente,
podemos expresar como:
V = f ( p , T, n )
[1]
E s decir, el volumen de l a sustancia es función del número de
moles, de l a presión y de la temperatura. El conocimiento de l a forma
concreta que toma esta expresión matemática general para cada sus
tancia, e n u n estado de agregación determinado, se denomina ecuación
de estado.
E n los sólidos y líquidos esta ecuación es muy complicada y dis
tinta para cada sustancia. Sin embargo, es mucho más sencilla e n los
gases e igual para todas las sustancias e n este estado. El análisis
de l a forma de esta ecuación de estado e n los gases puede realizarse
por dos caminos distintos: a) por u n estudio experimental, atendien
do a las características macroscópicas que muestran los gases (tra
tamiento fenomenológico); b) por u n estudio teórico, atendiendo a
las características microscópicas o moleculares de los gases (teoría
cinético-molecular).
3.4. TRATAMIENTO FENOMENOLOGICO DE LOS GASES:
LEYES EXPERIMENTALES
Para estudiar e n una sustancia gaseosa l a posible interrelación
entre características tales como el volumen, la temperatura, l a pre·
sión o el número de moles, se mantienen fijas dos de esas variables
y se analiza l a relación entre las otras dos.
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111/9
LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
3.4.1. Ley d e Boyle-Mariotte: relación entre la presión
y e l volumen d e u n gas
Se comprobó experimentalmente que, a temperatura constante, el
volumen
ocupado por proporcional
una masa determinada
una sustancia
de Esta
ga
a l a presión.
ley fue estu
seosa es inversamente
diada experimentalmente por el físico y filósofo inglés Boyle (1662)
y formulada algo más tarde por el francés Mariotte (1676). Al re
presentar gráficamente las parejas de valores presión, p, y volumen, V
-volumen que ocupa una determinada cantidad de sustancia gaseosa,
a una misma temperatura, según los valores d e l a pr es ión- s e ob
ob
tiene una hipérbola asintótica respecto a ambos ejes coordenados
(figura 3.1). Como l a expresión matemática de esta figura geométri
c a es x · y=constante, resultará que pV=const. [2], expresión ma
ma
temática de esta ley.
También puede expresarse como:
o bien
[3]
V1 y V2 son los volúmenes ocupados a las presiones p1 y p2, respecti
vamente, a una misma temperatura, por lo que esa curva se llama
isoterma.
~
-
E 1,0
·¡¡;
0,6
~
a_
20
60
Volumen (litros)
Fig. 3.1. Isoterma presión-volumen de u n gas.
Esta ley debe considerarse sólo d e una manera aproximada, y a
que los gases ordinarios nada más l a cumplen a «grosso modo», como
veremos después (apdo. 3.6).
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111/10
OUIMICA GENERAL
3.4.2. Ley d e Charles-Gay Lussac: relación entre e l volumen
y l a temperatura d e u n gas
dos científicos
d e formaCharles
independien
también
enunciada
por anterior:
te, Fue
los franceses
(1787)
u n siglo
después
de la ley
y Gay Lussac (1802).
Las variables que s e dejaron fijas fueron n y p, y se comprobó
experimentalmente que para todos los gases el volumen, V, que ocu
pan a una temperatura, tº C, viene dado por:
V = Vo+ Voa(t-to)
[4]
Vo: volumen ocupado a to ºC
a: coeficiente d e dilatación térmica
Estos científicos, también experimentalmente, hallaron el valor
d e a, que resultó igual para todos los gases, siendo 1/273 °c - 1•
Si se toma to=OºC, [ 4 ] queda como: V = V0 (1 + t/273) [5].
Según [5], e n el momento e n que al i r descendiendo l a tempera
llegue a - 273ºC, el
el volumen del gas se haría nulo (aunque, e n
tura se llegue
l a práctica, los gases se condensan antes de llegar a esa temperatura
y n o puede aplicarse y a esta ley en condiciones de temperaturas muy
bajas). A temperaturas inferiores a -273ºC el volumen se haría ne
gativo, lo cual carece de sentido. Por tanto, -273ºC será el límite in
ferior d e temperaturas o cero absoluto, o más exactamente, -273,16ºC
(efectivamente, n o h a sido posible llegar experimentalmente por de
bajo de esta temperatura). Por esto, e s más lógico emplear como ori
gen d e temperaturas -273,16ºC en lugar de O"C, teniendo así l a escala
termométrica absoluta o escala Kelvin. De tal forma, l a temperatura
absoluta, T K , será: T=t+273,16 [6] (t=temperatura en grados Cel
sius).
NOTA:
La escala Kelvin es la adoptada por el SI. Comienza, pues, en
el cero absoluto, situdndo el punto de congelación del agua a
273,16 K y el de ebullición, a 373,16 K (a 1 atm de presión).
Las otras escalas son: la Celsius (punto congelación del agua,
Ü°C, y el de ebullición, JOÜ°C, a 1 atm), y la Fahrenheit (punto
cong. del agua, 32ºF, y punto de eb., 212ºF, a 1 atm).
70
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111/11
LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Puede escribirse l a ley de Gay-Lussac e n función de la temperatu
r a absoluta, quedando una expresión más sencilla. Considerando los
volúmenes V y V' a dos temperaturas, t y t', según [5] se tendrá:
T
1
273
1+--t
273+t '
V
T
V'
T'
[7]
o lo que es lo mismo:
V=KpT
[8]
(Kp: constante de proporcionalidad)
S e puede enunciar así esta ley de otra manera: a presión constan
te, el volumen ocupado por una determinada masa de cualquier gas
es directamente proporcional a l a temperatura absoluta a la que se
encuentra.
3.4.3. Ley d e Avogadro: relación entre el número d e moléculas de u n
gas y el volumen (siendo constantes l a presión y l a tempera
tura): ver Tema 1, apdo. 1.5
3.4.4. Ecuación d e estado
Para hallar l a expresión que indique el volumen ocupado por una
determinada masa de gas cuando varían a la vez la presión y la tem
peratura, se habrán d e asociar la ley de Boyle y l a de Gay-Lussac.
Así, si una determinada cantidad d e u n gas e n las condiciones inicia
les Po, Vº y To, pasa a las condiciones finales p, V y T, podemos su
poner que estos cambios tienen lugar e n dos etapas :
s e aumenta
(1): Po, Vo, T
la presión
condiciones
iniciales
(2): p , V', To
se aumenta la
temperatura
(3): p, V, T
condiciones
finales
E n el paso de ( 1) a (2) aplicamos l a ley de Boyle:
[9]
71
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111 / 12
y
OUIMICA
e n e l paso d e
(2) a (3),
la
ley
GENERAL
d e Gay-Lussac:
[10]
Combinando las expresiones [9] y [10], resulta:
[11]
d e donde:
Po Yo
Ta
pV
[12]
------=constante
T
Por otra parte, seg6n l a ley d e Avogadro, e l volumen d e u n gas es
proporciond a l número d e moles, n, en iguales condiciones d e pre
sión y temperatura. Por ello, podremos generalizar [ 12], haciendo
esa constante igual a nR:
pV
T
--=nR
,
o d e otra manera,
pV=nRT
que e s l a ecuación de estado de los gases ideales.
[13]
R e s una constante denominada constante universal d e los gases.
Para conocer s u valor, aplicaríamos [ 13] a u n mol d e gas e n C.N. d e
presión y temperatura (1 atm y OºC), y a que el valor del volumen
molar normal d e u n gas es conocido (22,4 L, ver Tema 2). Resulta
así que R vale 0.082 atm · L · K - 1 • mol- 1 • E n problemas d e gases suele
emplearse así; n o obstante, e n otras ocasiones puede expresarse e n
otras unidades: 8,313 J · K - 1 • moJ- 1; 1,987 cal · K - 1 • mol- 1 •
la presión suele expresarse en atmósferas
o en milímetros de mercurio (llamados también torr). Pero
cada vez se impone más expresarla según las unidades SI, el
pascal (Pa). Equivalencias:
NOTA: Tradicionalmente,
P a = 1 N · m 2;
a t m = 1,01325 x 105 Pa;
1 atm=760 torr
1 t or r = 133.322 Pa;
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
3.45.
111 / 13
Ley de Dalton: comportamiento de las mezclas de gases
Las sustancias gaseosas pueden estar mezcladas entre sí. Estu
diando mezclas gaseosas Dalton encontró experimentalmente, e n 1801,
que l a presión total, PT, ejercida por una mezcla de gases es igual a la
suma d e las presiones que cada una d e las sustancias gaseosas ejer
cería si ocupase ella sola el mismo volumen que ocupa toda la mez
cla a la misma temperatura (siempre que los gases n o reaccionen
entre sí). Cada una de estas presiones s e llama presión parcial, p ;.
Así, al colocar nA moles de gas A, na moles del gas B, etc., en un
volumen V, a la temperatura T, resulta que:
[14]
siendo pA , pa ... las presiones parciales de A, B, etc., respectivamente.
Por otra parte, si s e aplica la ecuac10n d e estado [13] a cada uno
d e los componentes, i, de la mezcla y a l a mezcla, s e tendrá, respec
tivamente:
RT
p¡=n,
[15]
V
y
RT
V
RT
V
PT= (nA+na+ ... ) - - = L n ¡ - -
[16]
Dividiendo [15] por [16] , queda:
n1
[17]
De donde:
[18]
P· = PT - - - = PT'Y '
Ln.
siendo:
n¡
[19]
y¡=--
~
(y¡: fracción molar).
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111 / 14
OUIMICA GENERAL
E s decir, que l a pres10n parcial, pi, d e cualquier componente d e
una mezcla d e gases es igual a la presión total d e la mezcla multipli
cada por l a fracción molar d e dicho componente.
Otra conclusión muy importante d e esta ley e s que l a pres10n
depende del número d e partículas del gas, pero n o d e s u naturaleza
química.
(En este punto, intenten resolver el ejercicio de autocomproba
ción número 3.5.)
3.4.6. Ley d e Graham
S e había observado que cuando dos gases cualesquiera se ponían
e n contacto, se mezclaban entre sí rápida y uniformemente. La velo
cidad d e este proceso puede estudiarse d e dos maneras: separando
los gases por una pared porosa , de tal manera que los gases puedan
traspasarla, pero n o con un flujo masivo (proceso de difusión), o
bien situándolos e n u n recipiente en el que s e haya realizado u n pe
queño orificio por el que puedan escapar (proceso d e efusión).
Graham encontró experimentalmente que las velocidades de difu
sión o d e efusión, w , n o son iguales para todos los gases, sino que
están e n relación inversa a l a raíz cuadrada d e sus densidades res
pectivas, di:
~
U¡
-1 1---cr;
~
[20]
(estando los dos gases, 1 y 2, e n iguales condiciones de presión y temperatura).
·
Esta ley tiene aplicación para el cálculo d e masas moleculares d e
gases .
3.5. TEORIA CINETICO-MOLECULAR D E LOS GASES
La analogía en el comportamiento físico d e los gases revela tam
bién
una analogíadee nloss u gases
l a teoríaesas
estructura
Al elaborarsejustificar
física.precisamente
ci
nético-molecular
se intentó
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
111/15
propiedades comunes. Tomando como base l a teoría atómica, según
la cual l a materia está constituida por unas partículas unitarias, su
su
pone que dichas partículas están e n continuo movimiento y que e l
calor es una manifestación de ese movimiento.
Fue elabora
elaborada
da primeramente para los gases por Clausius, Maxwell
y Boltzmann, consiguiendo un enorme éxito e n la explicación d e s u
todas las propiedades
macroscópicas
de fue
son
comportamiento:
u n gas
del . movimiento
Después,
consecuencia
de sus partículas.
amplia
d a para otros estados de la materia.
Partiendo de las observaciones del comportamiento d e los gases,
se construyó u n modelo de la estructura gaseosa, y se postularon
ciertas características d e este modelo: 1) las sustancias gaseosas están
constituidas por u n enorme número de partículas, situadas a grandes
distancias unas de otras, siendo el volumen de cada partícula despre
ciable frente a esas grandes distancias y, e n definitiva, frente a l vo
lumen total del recipiente que las contiene; 2) las partículas del gas
están e n u n continuo movimiento caótico, chocando entre s í y cho
cando con las paredes del recipiente, siendo las fuerzas de interacción
entre ellas despreciables; 3) todos estos choques son elásticos; 4) l a
energía cinética media de estas partículas e n movimiento es única
mente proporcional a l a temperatura absoluta.
Admitiendo las hipótesis d e este modelo se pudieron deducir ma
ma
temáticamente las leyes que se habían obtenido mediante l a experi
mentación.
Estudiaremos así la deducción de la ecuación de estado d e los
gases:
Supongamos que cierto núP.lero d e moléculas d e u n deter-minado
gas están contenidas e n un recipiente cúbico de lado 1 (fig
(fig.. 3.2), siendo
-t
...
1
l
'e
...
rn
)
Fig. 3.2. a ) Recipi ente con las moléculas del gas. (b)b Corte
transversal del
mismo: la presión como resultado de las colisiones de las moléculas con las
paredes del recipiente.
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111 / 16
OUIMICA GENERAL
m la masa d e cada molécula. Calcularemos la pres10n p , producida
por esas moléculas. La presión s e define como la fuerza ej e rcida por
el gas sobre las paredes del recipiente, medida por unidad d e super
ficie. Según nuestro modelo, solamente s e ejercerá esa fuerza cuando
las moléculas choquen contra las paredes. Por tanto, l a presión de
penderá de la magnitud de la fuerza producida e n cada choque y del
intervalo de tiempo entre dos choques consecutivos.
Para una molécula que se mueve con una velocidad v, l a fuerza
producida a l chocar con una pared perpendicular a l eje X , f x, puede
deducirse d e la expresión de l a variación d e la cantidad de movimien
to e n el intervalo de tiempo, t.t, entre dos choques consecutivos:
fx · t
[21]
(impulso mecánico= variación cantidad d e movimiento), siendo vx la
componente de la velocidad de la molécula en l a dirección X y m , s u
e hcantidad
l a pared
elástico, la
masa. Como
a postulado
el choqueencon
es será:
variación
de sla
de que
movimiento
cada
choque
ti.(mvx)ch oquc= mVx-m( -Vx) = 2mVx
[22]
ya que después del choque la velocidad pasa d e - v x a Vx.
Si consideramos ahora u n intervalo de tiempo, t.t, d e u n segundo,
la variación d e la cantidad d e movimiento e n u n segundo será la pro
ducida e n cada choque por el número de choques ocurridos e n u n
segundo, q:
[23]
Para deducir el valor d e q hay que tener e n cuenta que, una vez
que choca l a molécula con la pared, para que vuelva a chocar con ella
tiene que recorrer el espacio 21 (ida y vuelta de la longitud del cubo),
con lo que el número de choques por segundo, q, será el número d e
veces que recorre dicho espacio e n u n segundo. Como e n u n segundo
la partícula recorrerá e n la dirección X u n espacio dado por
[24]
resultará e n definitiva:
Vx
q = 2 ¡ (n.º choques/seg)
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[25]
LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
111/17
De [22], [23] y [25] se obtiene que:
De aquí y de [21] se deduce que la fuerza producida sobre esa pared
por una molécula fx. será:
m v2
X
fx=---
[26]
y a que -'>t = l . La pres1on producida, p,, por una molécula sobre esa
pared - o fuerza media por unidad d e superficie- será:
mv 2 /1
mv 2
p,=--F-
p
X
X
[27]
y a que l a superficie de la pared es 12.
Si consideramos ahora N moléculas (N: número de Avogadro) en
cerradas e n el cubo, la presión total sobre esa pared producida por
u n mol de gas, será:
NmVi
'
P,=----
p
[28]
donde v2 es l a media de los cuadrados d e las velocidades - p u e st o
que n o todas las moléculas tienen l a misma velocidad- y se deno
mina velocidad cuadrática media (al ser l a presión proporcional al
cuadrado de la velocidad de la molécula, es mejor tomar esta veloci
dad cuadrántica media que la velocidad media de las moléculas al cua
drado, v 2) .
Por otra parte, las presiones ejercidas sobre las otras caras serán
iguales a ésta:
[29)
de lo cual se deduce que:
Vl=Vl=Vl
'
y
z
[30]
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111 / 18
OUIMICA GENERAL
Como el cuadrado d e u n vector e s igual a l a suma d e los cuadrados
de cada uno d e sus tres componentes, será:
V
y
X
Z
[31]
De [30] y [31] resultará que:
[321
expresión que sustituida en [28] y teniendo e n cuenta [29], da:
p=
NmVZ
[33]
3l3
Como P e s el volumen del recipiente, V queda finalmente:
1
-
pV=--Nmv2
3
[34]
que en función de l a energía cinética media d e cada molécula, e,:, será:
p
2 -
N
[35]
ya que Ce= 1- mv.2
2
Según el cuarto postulado, l a energía cinética medfa de las mo
mo
léculas e s proporcional a l a temperatura absoluta:
[36]
e n que k' es una constante. Sustituyendo e n [35]. quedará para u n
mol d e gas:
2 -
2
p V = - -3e c N = - N
3 k T = NkT
donde s e h a e
(37]
k' en una nueva constante k. E l término N k
3
se puede englobar, a s u vez, e n otra constante, R (R=Nk) . Así, resultará que para u n mol:
[38]
pV = RT
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
y para n moles :
pV=nRT
[39]
Esta constante R sería una constate universal para todos los ga
ses. Hemos obtenido así, matemáticamente, l a ecuación de estado d e
los gases, igual a la expresión obtenida experimentalmente [ 13]. L a
constante k, igual a R/ N, tiene el sentido de la constante d e los gases
para una sola molécula. E s la constante de Boltzmann y s u valor e s
d e 1,
1,38
38 x 10 - 16erg · K - 1 • mole c 1 (ó 1,
1,38
38 x 10 - 23 J · K 1 • mol ec 1) .
Una vez obtenida la ecuación d e estado, pueden extraerse de ella
una serie de consecuencias.
3.5.1. Interpretación de las leyes d e los gases
Basándose e n l a ecuación de estado y e n los postulados de la teoría
cinético-molecular, pueden deducirse las leyes de Boyle, Gay-Lussac,
Avogadro y Graham. Como ejemplo, analizaremos esta última.
L a velocidad d e efusión o de difusión, u, d e u n gas estará rela
cionada directamente con la velocidad media , v, d e sus moléculas. Al
estar los gases, 1 y 2, a la misma temperatura, l a energía cinética
media d e sus moléculas será también l a misma:
-
1
2
~
Con esto resultará que:
~
1
2
~
-
[40]
U¡
- -z =
mi
V-v;
i
[ 41]
m1
Si nos referimos a u n mol d e gas, [ 41] se expresa como:
_u_i_ _
V
z
[42]
M1
U2
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111 / 20
OUIMICA
GENERAL
siendo M l a masa de u n mol d e gas, es decir, l a masa molecular ex
presada e n gramos. Por otra parte, de la ecuación d e estado [38],
referida a u n mol d e gas ( n = 1), resulta que:
V=
RT
p
[43]
Con esto l a densidad, d (densidad= masa/volumen), d e cada gas se
Así,, [ 42] puede venir expresada e n fun
expresaría como d = M · p/RT. Así
ción de las densidades, según:
_u_,
U2
=r_d_2_
d1
ya que la presión, p, l a temperatura, T, y l a constante, R, son iguales
para ambos gases. Esta expresión no e s otra que la ley de Graham, [20],
que había sipo obtenida empíricamente.
(En este punto, intenten resolver los ejercicios d e autocompro
bación números 3.10 y 3.9.)
3.5.2.
Interpretación cinética de la temperatura
Para u n mol de gas, según el desarrollo de la teoría cinética, re
sulta que pV=2 / 3 ecN [35]. Por otra parte, sabemos por l a experi
mentación que pV=RT [13]. Por tanto, para que [35] se cumpla
habrá d e ser:
2-
-ecN=RT
3
[44]
De aquí se deduce que la energía cinética media de una molécula,
ec, será:
3
3
ec= - R T N = - k T
2
2
[45]
Esta ecuación nos d a la dependencia directa de la energía cinética
de las moléculas - y , por tanto, de s u velocidad- con la temperatura .
Así, cuando l a temperatura absoluta, T, es OK, la energía cinética
es también cero . Como valores negativos d e la energía cinética n o
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
tendrían sentido, esto justifica que no haya temperaturas por debajo
de O K. La temperatura está, pues, relacionada con l a energía cinética
media d e las partículas y es una medida de l a misma.
Para u n mol d e gas, d e forma análoga, la energía cinética media
E c valdría:
-
3
Ec=-RT
2
[46]
3.5.3. Velocidad media y velocidad cuadrática media
Como e n una muestra de gas el número d e moléculas es elevadí
simo, también lo será el de colisiones, por lo que las moléculas ten
drán velocidades diferentes y, además, la velocidad d e cada una d e
ellas tampoco será constante. Hay que introducir el término d e velo
cidad media o mejor el de velocidad cuadrática media, v2 como ya
dijimos. De la expresión [ 46] puede calcularse v2 y a que:
1 v
- 2 = -3R T
E c= N · - m
2
2
[47]
de donde:
v2=
3RT
[48]
Nm
Como el producto N m e s i a masa d e u n mol d e moléculas (que es la
masa molecular, M , expresada e n gramos), e n definitiva tendremos:
[49]
E s decir, la velocidad cuadrática media es inversamente propor
no coincide exac
cional a la masa molecular del gas. Este valor
tamente con la velocidad media, v, de las moléculas, aunque es muy
próximo. De cálculos estadísticos resulta que:
17
[SO]
v=0,9211/ vz
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OUIMICA GENERAL
Aunque n o pueda conocerse l a velocidad d e cada molécula, sí es
posible saber el número d e moléculas que tienen una determinada
velocidad. Maxwell y Boltzmann, e n 1860, obtuvieron lo que s e conoce
como curvas de distribución de las velocidades moleculares para dife
rentes gases y a distintas temperaturas (fig. 3.3). Representaron la
fracción de moléculas, ó.N / N, que tienen velocidades comprendidas
entre v y v+ó.v, siendo ó.N el número d e moléculas e n ese intervalo
d e velocidades y N el número total d e moléculas. E l máximo d e las
a derecha al son
curvas va desplazándose
hacia
aumentar
la temperatura,
lógica d e que
consecuencia
las lvelocidades
proporcionales
a ésta.
E s decir, al aumentar l a temperatura hay más moléculas con veloci
dades mayores. Así, en la figura 3.3 se observa cómo el número de
moléculas con velocidades superiores a una velocidad determinada,
(dado ese número por el área bajo l a curva d e distribución, zona
rayada), resulta más elevado a l a temperatura T2.
Va
6N
N
Tj
o
velocidad m. seg- 1)
Fig. 3.3. Distribución d e las velocidades moleculares de u n gas a dos tem
peraturas (T,> T1).
3.6. GASES REALES
E n la práctica las leyes d e los gases ideales no se cumplen exacta
mente. Hay pequeñas discrepancias respecto al comportamiento ideal,
que se acentúan cuanto más elevadas son las presiones y más bajas
las temperaturas. Estas desviaciones
ven claramente en l a
se
expre
para u n mol de
sión gráfica d e l a ley d e Boyle, a l representar
gas
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
111 / 23
e l producto d e la presión por el volumen, pV, frente a la presión, p
(fig. 3.4).
E n los gases ideales resulta una línea recta y paralela al eje d e
abscisas, ya que s e cumple que p V =constante. E n los gases reales
n o es así: s e observa que a presiones bajas son más fáciles d e com
primir que los ideales (el volumen que ocupan e s menor que el d e los
ideales), pero al i r aumentando la presión se comprimen mucho menos.
300
500
P atm)
Fig. 3.4. Representación de pV frente a p para algunos gases (0°C y un mol).
Esto se debe a que, según l a teoría cinético-molecular, se había
supuesto que n o existían fuerzas de interacción entre las moléculas
del gas y que éstas n o ocupaban volumen. Sin embargo, esto n o e s
cierto. P o r pues
l a presión
completamente
este motivo,
al aumentar
dis
l a compresibilidad,
s e aproximan
minuye
las moléculas
y entran
e n juego las fuerzas d e interacción; además, al disminuir el voh_¡men
ocupado por el gas, hay que tener e n cuenta el volumen propio d e las
moléculas. Por esto también, el volumen molar normal d e los gases
reales n o es exactamente 22,4 L, como se dijo en el Tema 2.
Por todo lo anterior, s e han buscado otras ecuaciones de estado
para los gases reales. La más utilizada e s la de Van der Waals (1873),
que parte d e las d e los gases ideales, introduciendo dos términos
correctores:
a)
Crítica a l a noción d e presión: el choque d e las moléculas con
las paredes del recipiente tiene menos fuerza que si fuera perfecta-
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OUIMICA GENERAL
mente elástico. Esto s e debe a las interacciones moleculares, que
actúan como un dreno». Por ello, la presión medida e s menor que la
ideal. Van der Waals comprobó experimentalmente que:
P i dcal
=
P m edida
a
+ -V2
siendo a una constante característica d e cada gas y V el volumen ocu
pado ¡Jor d gas.
b)
Crítica a la noc10n de volumen: si las moléculas tienen u n
cierto volumen, el volumen total disponible para s u movimiento e s
menor que el volumen del recipiente:
V i de a 1 = V m e d i d a - b
[52]
siendo b u n parámetro característico d e cada gas, llamado covolumen.
Con estos dos términos Van der Waals corrigió l a ecuación d e los
gases perfectos [ 13]:
a
( p + -) ( V - b ) = R T
v-
[53]
(ecuación de Van der Waals, para u n mol).
Para bajas presiones y temperaturas altas, el volumen V es muy
grande, con lo que los términos a / V 2 y b son despreciables y los gases
se aproximan a la idealidad.
3.7. CONCLUSIONES
La teoría cinético-molecular constituye otro interesante ejemplo
del método científico. E n su desarrollo encontramos: observación
experimental de unos fenómenos; generalizaciones conducentes a leyes
universal es; elaboración d e unas hipótesis, y comprobación d e las
misma s por los hechos experimentales.
La teoría cinético-molecular adoptó de la teoría atómica el que l a
materia estaba compuesta por entes individuales en movimiento. De
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
111/25
esta manera, consiguió explicar una gran parte del comportamiento
de l a materia, por lo cual constituyó a s u vez una prueba evidente
de l a teoría atómica.
Términos y conceptos significativos definidos e n este Tema
Estado de agregación; gas; líquido; sólido cristalino; sólido amor
fo; presión de vapor; punto de fusión y de ebullición; calores de fu
sión, vaporización y sublimación; ley de Boyle; ley de Gay-Lussac;
cero absoluto de temperaturas; escala Kelvin; ecuación de estado; ley
de Dalton; presión parcial, fracción molar; ley de Graham; difusión;
efusión; velocidad media; velocidad cuadrática media; interpretación
cinética de l a temperatura; energía cinética media; gas perfecto; gas
real; ecuación de Van der Waals.
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
EJERCICIOS D E AUTOCOMPROBACION
3.1.
Para que se cumpla la ecuación de estado de los gases ideales
una de estas condiciones no debe cumplirse. Señálese:
a)
Los choques d e las moléculas del gas deben ser perfectamen
te elásticos .
b ) Entre las moléculas del gas deben existir fuertes interac
ciones.
c) Las moléculas deben tener u n volumen despreciable.
d) La energía cinética de las moléculas dependerá únicamente
e)
3 .2.
temperatura.
de lamoléculas
Las
del gas deben estar en continuo movimiento.
Señalar las afirmaciones correctas:
a) Todos los gases cumplen exactamente la ley de Boyle.
b) Todos los gases tienen la misma facilidad para comprimirse.
c) Los gases reales se aproximan más al comportamiento ideal
cuanto más bajas son las presiones y las temperaturas son
d)
e)
más altas.
E n los gases ordinarios puede aplicarse siempre, a cualquier
temperatura, la ley de Charles-Gay Lussac.
Las moléculas de u n gas ordinario ocupan u n volumen que,
aunque pequeño, hay que tener e n cuenta.
3.3. S e tienen dos ampollas de vidrio , A y B, llenas una con hidró
geno y otra con argón , respectivamente. Las características d e
cada ampolla son las siguientes:
Ampolla A
Ampolla B
. .. . . . . . . . . .
G a s . ....
Volumen
. . . . . . .. .
Temperatura . . . . .
Presión . . . . . . . . . . . . .. . .. .
100H2c m3
30 ºC
1 atm
Ar
25 c m 3
3Q ºC
4 atm
Señalar las afirmaciones incorrectas:
a)
Los dos gases tienen igual energía cinética.
b ) E l número de moles de gas e n A y e n B e s igual.
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111 / 28
OUIMICA GENERAL
c)
d)
e)
El número de átomos d e hidrógeno e s igual al número d e
átomos d e argón .
La velocidad de las moléculas d e hidrógeno e s mayor que l a
d e los átomos de argón.
El gas contenido en la ampolla A pesa lo mismo que el de
l a ampolla B.
3.4..
3.4
¿Cu
¿Cuál
ál es la densidad del cloro (Ch) a 30"C y 700 m m d e H g d e
presión? Supóngase comportamiento ideal.
3.5.
E n u n recipiente cerrado de 10 1 de volumen s e han introducido
10 g d e oxígeno y 9 g d e nitrógeno . La temperatura es d e 20"C.
Determinar:
a) La presión total d e esa mezcla gaseosa, e n pascales.
b) La presión parcial del nitrógeno, e n atmósferas.
c) La temperatura a l a que habría que enfriar el recipiente
para que la presión d e la mezcla fuera d e 1 atm.
3.6. A una cierta presión y temperatura u n recipiente contiene 2 mo
les de hidrógeno y 2 moles d e nitrógeno. Indicar si l a siguiente
afirmación e s cierta o falsa, justificando brevemente la respues
ta:
d e el
choquesdel
segundo es
lasmismo».
moléculas
número
porrecipiente
«el dos
de paredes
con las
d
e los
gasesmedio
3.7. Ordenar los gases siguientes, según l a velocidad d e difusión e n
sentido decreciente: F2, CH4, 02, SOJ, H e , SH2.
3.8.
Se tienen tres moles de los gases dióxido d e carbono, argón e
hidrógeno, en sendos globos cerrados (todos e n C.N.). Indicar:
a) Aquél cuyas moléculas tienen mayor energía cinética.
b) Aquél cuyas moléculas tienen mayor velocidad media.
c) El globo de mayor volumen.
d) El gas de mayor densidad.
3.9. Demostrar la ley d e Boyle según la teoría cinético-molecular.
3.10. Se midió e n el laboratorio la velocidad d e efusión d e cierto
gas X , resultando ser d e 7,74 mL.min - 1, mientras que la del ni
trógeno puro, a la misma temperatura y presión, fue d e
2,08 mL.min - 1• Calcular l a masa molecular del gas X. Dato:
Masa molecular Ni: 28,0
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
111 / 29
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS RECOMENDADAS
Si se desea ampliar el estudio de este Tema, sobre todo e n lo con
cerniente a la manera de manejar unos datos experimentales y anali
zar las relaciones entre ellos (análisis de d a os), se recomienda l a
lectura del capítulo 2 de l a referencia bibliográfica número 2.
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11 1 30
OUIM ICA GENERAL
SOLUCIONES A LOS EJERCICIOS D E AUTOCOMPROBACION
3.1.
Incorrecta: b ), ya que para el comportamiento ideal las fuer
zas intermoleculares deben ser despreciables.
3 .2.
Correctas : c) y e). Los gases ordinarios n o cumplen exactamen
t e la ley d e Boylc, p u es a presiones bajas s e comprimen más que
alesgases
altas,
no
mucho meno s .AAdemás,
los
idelos
, perotienen
a presiones
la misma
todos
compresibilidad.
temperatu
ras m u y b a j a s los gase s ordinarios se condensan y n o puede
aplicarse entonces la ley de Charles.
3.3.
Incorrectas: c y e) , porque, aunque el número d e moles e s igual,
n o es así el d e átomos , ya que el hidrógeno es diatómico y el
argón, monoatómico . El peso tampoco será el mismo, pues l a
masa molecular y la atómica, respectivamente, son diferentes.
3.4.
E l volumen
molar del Cli en esas condiciones d e presión y tem
peratura
será:
pV=nRT;
700
X V = 1 X0,082X303;
760
V=27 L.mol- 1
L a densidad, d, s e calculará según:
d = masa molecular ,
volumen molar
3.5. a)
d e do n d e
d = -70
-=2,6
27
g. L-1
Calcularemos el número total de moles, nr:
Luego, número total d e moles:
90
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LOS GASES Y LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
111 /31
L a presión total, pr, s e obtendrá d e l a expresión prV=nrRT
p _ 0,6 X 0,082 X 293
r
10
1,4 atm
que dada e n pascales, sería:
1,4 X 1,01325X105 = 1,4X105 P a
b)
L a presión parcial de nitrógeno, PN2, será:
PN2= Pr · "(N2
nN 2
Como YN 2 , fracción molar d e nitrógeno es YN 2 = - - = 0 , 5 , re
nr
sulta que PN 2 =1,4x0,5=0,7 atm.
También se puede calcular directamente:
0,3 X 0,082 X 2293
93
10
0,7 atm
c) Cuando l a presión es de 1 atm, resulta que:
1 X 10=0,6 X 0,082 X T '
de donde T' será:
T ' = - - 1 X_l_O_ _
193 K
0,6 X 0,08
0,0822
3.6.
Falso. E l número de choques por segundo depende de la veloci
dad media de las moléculas y del espacio que recorren. E n nues
tro caso. el espacio es igual, pues se trata del mismo recipiente.
Sin embargo. las velocidades de ambos gases son diferentes,
ya que sus masas moleculares también lo son.
3.7.
El orden será en sentido inverso a la masa molecular, y a que
la velocidad de difusión es inversament e proporcional a la raíz
cuadrada de aquélla:
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111/32
OUIMICA GENERAL
3.8. a) E n los tres casos es igual, por estar a l a misma temperatura.
b) E l de hidrógeno, por ser el d e menor masa molecular.
c) Igual, por ser igual el número de moles, la presión y l a tem
d)
peratura.
E l dióxido d e carbono, por ser el d e mayor masa molecular.
3.9. De l a ecuación [35] resulta que para n moles s e cumple que
pV =2/3ic"nN. Si l a temperatura es constante, según el cuarto
postulado de la teoría cinético-molecular e; también lo será. Como
n se mantiene fijo, resulta e n definitiva que pV=constante (ley
de Boyle).
3.10. Según l a ley de Graham:
-V
¡ -U-
i
-M-
U2
M1
(u: velocidad de efusión; M : masa molecular). Luego:
7,74
2,08
=V28F
Mx
d e donde:
Mx=2,0 g.mol- 1
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TEMA
4
Estructura atóm
atómica
ica ( 1 )
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ESQUEMA - RESUMEN
4.1. Estructura d e l a materia : evolución en su conocimiento :
Teoría atomista de los epicúreo s; teoría atómica de Dalton;
descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia .
4.2. Partículas fundamentales :
- Experiencias e n tubos de descarga .
- Descubrimiento del electrón . Experiencias d e Thompson. Rayos catódicos .
Descubrimiento del protón. Rayos canales.
Descubrimiento del neutrón.
4.3. Disposición e n el átomo de sus constituyentes: primeros mode
los atómicos:
Modelo de Thompson.
- Experiencias de Rutherford . Modelo atómico d e Rutherford.
Núcleo atómico. Número atómico y número másico. Isó
topos.
4.4. Modelo atómico d e Bohr :
Teoría cuántica d e Planck .
- Efecto fotoeléctrico.
- Espectros atómicos. Ley empírica de Balmer.
- Teoría de Bohr. Postulados de Bohr. Cuantización d e l a energía. Estado fundam e ntal y estados excitados del átomo .
Perfeccionamiento del modelo de Bohr. Números cuánticos .
4.5.
95
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OUIMICA GENERAL
IV/2
OBJETIVOS GENERALES D E APRENDIZAJE
Los objetivos principales de este Tema son estudiar cómo se lle
garon a descubrir las partículas «fundamentales» de la materia y las
bases teóricas y experimentales que condujeron a la formulación del
modelo atómico de Bohr .
OBJETIVOS ESPECIFICOS
l.
Describir los hechos experimentales que condujeron al descu
brimiento del electrón y del protón .
2. Razonar cómo a través de esas experiencias pudo evidenciar
se l a existencia del electrón y del protón.
3.
Evaluar l a importancia que para el conocimiento de l a es
tructura íntima de l a materia tuvo el conocer s u naturaleza eléc
trica .
4. Explicar el modelo atómico de Rutherford y relacionarlo con sus
experiencias de bombardeo de láminas metálicas con partícu
las a .
6.
Describir las insuficiencias del modelo d e Rutherdorf y cómo
Bohr las superó.
7.
Explicar las bases experimentales y teóricas del modelo atómico
de Bohr y cómo introduce l a cuantización de energía del electrón.
8.
Explicar, partiendo d e este modelo, por qué los espectros ató
micos son discontinuos .
9.
Distinguir una fórmula y una constante empírica d e una fórmu
l a y de una constante deducidas teóricamente.
10. Justificar por qué se tuvieron que introducir nuevos números
cuánticos para definir a l electrón e n el átomo .
96
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4.1. ESTRUCTURA D E LA MATERIA:
EVOLUCION E N SU CONOCIMIENTO
Uno de los primeros problemas que surgieron a l tratar de cono
cer l a naturaleza de la materia era el de su continuidad o discontinui
dad, como y a vimos e n el Tema 1. E n el siglo XIX, Dalton, adoptando
l a teoría atomista y basándose e n una serie de hechos experimenta
les, construye l a teoría atómica moderna. Por otra parte, con l a teoría
cinético-molecular s e logró explicar una parte del comportamiento de
l a materia e n el que se conserva la integridad individual de las mo
léculas. Pero las transformaciones en las que esta integridad se pierde
hacen necesario conocer l a estructura interna de las moléculas y
átomos.
El siguiente paso e n el conocimiento de la materia fue el descu
brimiento de s u naturaleza eléctrica . Los experimentos electrolíticos
de Faraday, e n 1833, proporcionaron unos d e los primeros indicios e n
este sentido. Después, los experimentos de descargas eléctricas e n ga
ses, realizados por Thomson (1897), pusieron e n evidencia l a existen
cia de partículas subatómicas de naturaleza eléctrica, que eran iguales
e n todos los átomos . El átomo n o era, pues, indivisible, como postula
ron los epicúreos y el mismo Dalton, aunque en las reacciones quími
cas se conserve como tal (si n o se tiene e n cuenta la formación de
iones), con excepción de las reacciones nucleares.
4.2. PARTICULAS FUNDAMENTALES
Los experimentos de descargas eléctricas e n gases se realizaron e n
tubos de descarga o de Crookes (fundamento de las pantallas d e te97
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IV/4
OUIMICA GENERAL
levisión). Estos tubos consisten e n una ampolla d e vidrio que con
tiene u n gas, provista de dos placas metálicas e n sus extremos que
actúan d e electrodos (fig. 4.1.). Si a través de esos electrodos s e hace
pasar una corriente eléctrica d e alto voltaje (5.000-10.000 voltios) n o
s e observa nada e n el interior del tubo cuando el gas que contiene
está a presiones ordinarias. Sin embargo, s i mediante u n sistema d e
vacío se extrae parte d e ese gas, e s decir, s e disminuye su presión
e n el interior del tubo (del orden de 10 - 2 atm), dicho gas comienza a
emitir luz y conduce l a corriente eléctrica.
4.2.1. Descubrimiento del electrón
10--4 atm),
Si s e alcanzan presiones aún más bajas (del orden d e 10
llega u n momento en que l a luz del gas se apaga - a u n q u e sigue con
duciendo la electricidad-, mientras que l a zona de vidrio próxima
al polo positivo o ánodo emite luz. Esta luz se debe a que del cátodo
o electrodo negativo nacen unas radiaciones que se dirigen e n línea
al chocar
e l vidrio
se
ánodo
recta hacia
hacen que éste
y que
ilumine
(fig.el4.1).
Estos
rayos,
origen,
por sucon
s e denominaron
rayos
catódicos.
+
Alto
voltaje
vacio
Cátodo
t
+
Fig. 4.1. Tubo de descarga: formación d e rayos catódicos.
Thnmson, recogiendo estas experiencias, realizó u n nuevo experi
mento: sometió esos rayos catódicos a la acción simultánea d e u n
campo eléctrico y d e un campo magnético. Comprobó así que eran
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ESTRUCTURA ATOMICA (1)
IV/
IV/ 5
partículas con carga eléctrica negativa y, además, pudo establecer l a
relación e/m (siendo e l a carga eléctrica de cada una d e esas partícu
las y m s u masa) a través de las desviaciones que sufrían por l a ac
ción de ambos campos.
Al realizar estos experimentos con distintos gases y cátodos de
metales diferentes, obtuvo siempre el mismo valor para esa relación
de esta
manerae nlal a existencia
una par
de constante.
e/m.
tícula Thomson
negativa , cuya
presencia
materia era
con carga descubrió
E s decir , descubrió el electrón, ya postulada s u existencia por Stoney,
e n 1874, a partir de experiencias electrolíticas. Sin embargo, Thomson
n o pudo determinar ni la carga ni la masa del electrón, sino sólo l a
relación entre ambas. Fue Millikan, e n 1909, quien logró determinar
s u carga (1,6X 10- 19C=4,8X 10 - 10 ues). Sustituyendo este valor d e e
e n la relación e/m determinada por Thomson, s e obtuvo la masa del
electrón, 9,11X10 -:za g . E s decir, cerca de 2.000 veces menos pesado
que el átomo más ligero, el hidrógeno.
La explicación de este experimento de los rayos catódicos e s l a
siguiente: los electrones serán emitidos por los cátodos, que son me
tales -sustancias elementales-, y como las sustancias están consti
tuidas sólo por átomos, e n definitiva los electrones provendrán de esos
átomos. La existencia del electrón fue confirmada por descubrimien
tos posteriores (fenómenos radiactivos, efecto fotoeléctrico, etc.).
4.2.2. Descubrimiento del protón
de descarga,
continuó
en tubos
introduciendo
el estudio
unaGolstein
innovación:
colocaba
un cátodo
perforado
con agujeros
o canales.
De esta forma, e n 1886, observó l a presencia de unas radiaciones e n el
extremo del tubo más allá del cátodo, y las denominó rayos canales,
ya que pasaban a través d e esos canales del cátodo. Como se dirigían
hacia el cátodo se trataría de partículas cargadas positivamente, por
Jo que también se l
rayos positivos (fig. 4.2). Observó que,
además, estos rayos poseían luminosidad propia, variando el color de
la luz con el gas del tubo (fundamento de los anuncios luminosos).
Por el mismo procedimiento que Thomson se determinó l a rela
ción e/m de estas partículas positivas, que en este caso variaba con
la naturaleza del gas. Por tanto, ya no se trataba d e partículas cons
tantes e n l a materia.
99
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IV/6
OUIMICA GENERAL
+
Anodo
vacío
t
Cótodo
+
•
Fig. 4.2. Formación de rayos canales ( - - - ) . Las líneas seguidas ( - ) repre·
sentan los rayos catódicos.
La interpretación de estos fenómenos se dio e n función de que los
átomos del gas al chocar con los rayos catódicos -corriente d e elec
t r o n e s- perderían a s u vez electrones y quedarían cargados positiva
mente. E s decir, daban lugar a iones positivos. De tal forma, s e com
prende por qué la relación e / m variaba con cada gas, ya que la masa
atómica era diferente. Cuando el gas era hidrógeno, resultó que l a
partícula positiva correspondiente era la de menor masa de todos los
gases estudiados y, aproximadamente, 1.840 veces mayor que l a del
electrón (1,672X 10 - 24 g), siendo s u carga igual a l a de éste, aunque d e
signo contrario. A esta partícula se la denominó protón (átomo de
hidrógeno menos u n .electrón),
e lectrón), y se supuso que sería l a partícula que
compensa l a carga del electrón e n la materia.
Calculando el valor de m e n los distintos elementos por el proce
dimiento de Thomson, se llegó a conocer que e n u n mismo elemento
existían átomos que diferían únicamente e n s u masa (isótopos). Este
hecho representa una pequeña contradicción a l a teoría atómica de
Dalton (ver Tema 1).
El método de Thomson para hallar el valor de las relaciones e / m
es el fundamento del espectrógrafo de masas, aparato con el que s e .
calculan con la máxima precisión las masas atómicas y las abundan
cias relativas de isótopos (fig. 4.3).
(En este punto intenten resolver el ejercicio de autocomproba
ción número 4.4.)
100
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ESTRUCTIJRA ATOMICA (1)
IV/7
Fig. 4.3. Esquema de u n espectrógrafo de masas.
4.2.3. Descubrimiento del neutrón
Aunque s u existencia se intuía porque las masas de los átomos
eran mayores de lo que cabía esperar según su número de protones,
n o pudo ponerse d e manifiesto experimentalmente hasta mucho des
pués. Esta dificultad era motivada por el hecho de que al ser eléctri
camente neutro, resultaba indiferente a l a acción d e campos eléctri
cos y magnéticos. S u descubrimiento s e debe a Chadwick ( 1932) e n
experiencias radiactivas, aunque anteriormente ya M . Curie eviden
ciara l a existencia de radiaciones de partículas sin carga eléctrica. S u
masa es muy próxima _a l a del protón (l,674X 10- 24 g).
4.3. DISPOSICION E N EL ATOMO DE SUS CONSTITUYENTES:
PRIMEROS MODELOS ATOMICOS
Examinaremos las primeras tentativas de dar una imagen del áto
m o mediante determinadas disposiciones de sus partículas fundamen
tales.
4 3 .1. Modelo de Thomso
Tho msonn ( 190
1904)
4)
Construyó u n modelo muy simple: el átomo estaría constituido por
una esfera material de electricidad positiva, e n cuyo interior estarían
embebidos unos gránulos de carga negativa, los electrones. Pero este
modelo era muy rudimentario, por lo que fue sustituido por uno
nuevo, basado en nuevos hechos experimentales.
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OUIMICA GENERAL
IV/8
4.3.2. Modelo de Rutherford
Rutherfor d ( 1911)
Los hechos experimentales en los que se apoyó este modelo teórico
finas de
metálicas
fueron
Rutherford
láminas
los siguientes:
sabía que eran
naturaleza
con partículas
a - d e las
cuales sebombardeó
eléc
trica positiva, pues son átomos d e helio que han perdido dos electro
n e s - y comprobó que la mayoría seguía s u camino prácticamente e n
línea recta y que algunas, muy pocas, sufrían grandes desviaciones de
casi 180º (fig. 4.4). Esto último resultó algo inesperado y sorprendente.
Fig. 4.4. Esquema del paso de las partículas a a través de los átomos.
Veamos la interpretación teórica que dio Rutherford a este fenómeno experimental:
E l hecho de que algunas partículas a sufrieran esas grandes
desviaciones indicaba la existencia e n el átomo de campos eléc
tricos positivos muy fuertes, que provocarían por ello grandes
repulsiones cuando esas partículas cargadas positivamente cho
casen con ellos.
Como sólo muy pocas de esas partículas eran repelidas, es de
mayor parte del átomo estaría «hueco», con
cir, desviadas,porla tanto
centrándose
esa electricidad positiva e n u n espacio
muy pequeño.
Además, esa parte del átomo con electricidad positiva sería muy
pesada, y a que de lo contrario sería arrastrada por l a corriente
d e partículas a , d e gran energía cinética.
102
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ESTRUCTURA ATOMICA (1)
IV / 9
A este espacio reducido d e carga positiva y gran masa lo denominó
Rutherford núcleo atómico, el cual contendría los protones. Propuso
asimismo que los electrones, que existirían e n igual número que los
protones para que el conjunto fuese neutro, estarían girando alrede
dor del núcleo como en un pequeño sistema planetario . E s por e s o por
lo que el átomo resultaba casi «hueco ». (Rutherford calculó el diá
metro del núcleo , que era del orden de 10- 13 cm, mientras que el del
átomo era del orden d e 10 - s cm). Esos electrones n o s e precipitarían
sobre el núcleo positivo debido a que l a fuerza de atracción estaría
compensada por l a fuerza centrífuga.
Por otra parte, como l a masa encontrada para los átomos era casi
según
Ruther
protones,
siempre
superior
númerodedeotras
a l a esperada
intuyó
ford
l a presencia
también
en elel núcleo
partículas
de
masa muy parecida a l a del protón, pero sin carga eléctrica (neu
trones).
Habremos de tener en cuenta ahora cómo se simbolizan el número
de protones y de neutrones de u n átomo y cómo se denominan estos
números, según lo siguiente :
NUCLEO ATOMICO:
protones+neutrones
Z: número atómico=número de protones=número d e elec·
trones (en u n átomo neutro) .
N: número de neutrones.
A = Z + N : número másico=número de protones+número de neu
trones .
Cuando se desea indicar A y Z e n u n determinado átomo X, se
representa éste como
14
:x. Ejemplos:
C (Z=6 N = 8 A = 14)·
1
,
,
127
1
53
(Z=53 , N=74, A=127)
Protones y neutrones son los responsables principales de la masa
atómica - y a q u e la masa del electrón es muchísimo m e n o r - , resul
tando esta masa atómica muy próxima al númelo másico, A, aunque
n o exactamente igual.
103
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OUIMICA GENERAL
IV/10
Los elementos s e caracterizan, como veremos e n e l Tema 5, por s u
número de protones. Como los isótopos de u n elemento difieren única
mente e n s u masa será porque su número de neutrones e s distinto
1:c.
(tienen así distinto número másico). Ejemplo: 1
:c y
Este modelo atómico de Rutherford, sin embargo, entraba e n con
tradicción con las leyes electromagnéticas, puesto que una partícula
eléctrica e n movimiento irradia energía, y así el electrón iría descri
biendo una espiral hasta caer sobre e l núcleo. Era u n modelo no
aceptable, por lo que había que buscar uno nuevo. Esto e s lo que
hizo s u discípulo Bohr.
4.
4.4.
4. MODELO
MODE LO ATOMICO DE BOHR
Antes d e analizarlo, haremos referencia a los aspectos teóricos y
experimentales e n Jos que s e basó Bohr para construirlo: teoría
cuántica d e Planck, fotoléctrico y espectros atómicos.
' ,
4.4.1. Teoría cuántica de Planck
Para explicar l a radiación emitida por u n cuerpo sólido al calen
tarlo, Planck en 1900 propone que cuando una sustancia emite o
absorbe energía e n forma d e radiación electromagnética n o lo hace
d e una forma continua, sino e n unas cantidades definidas, múltiplos
enteros d e l a cantidad más pequeña de energía o cuanto elemental:
E=hv: energía de u n cuanto de cualquier radiación electromagné
tica, siendo v l a frecuencia d e la radiación y h l a constante d e Planck
(6,6 X 10 - 27 erg·seg= 6,6 X 10 - 34 ju] ·seg).
4.4.2. Efecto fotoeléctrico
Este fenómeno consiste en que cuando l a luz incide sobre una
superficie metálica puede producirse una emisión de electrones, e s
decir, una corriente eléctrica. Este e s el fundamento d e las células
fotoeléctricas, tan empleadas e n los sistemas de abrir y cerrar puertas
o e n el alumbrado de las ciudades (relación luz-corriente eléctrica).
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ESTRUCTURA ATOMICA (1)
IV/11
Einstein, basándose e n l a teoría de los cuantos de Planck, expli
c a e n 1905 este fenómeno. Si l a luz es una corriente de corpúsculos o
fotones y cada uno de ellos tiene una energía hv, esta energía podría
ser capaz de arrancar u n electrón de l a red cristalina del metal y co
municarle, además, una energía cinética:
[1]
(hvo: energía de «atadura» del electrón al átomo metálico y representa
también la energía mínima que h a d e tener el fotón para poder arran
car el electrón; Ec: energía cinética comunicada al electrón una vez
arrancado).
Este razonamiento de Einstein explica también el hecho de que l a
velocidad de salida de los electrones fuese proporcional a l a frecuen
cia, v, de l a luz incidente, y que la energía cinética d e los electrones
tuviese unos valores discretos determinados.
La luz, por tanto, además de naturaleza ondulatoria tendría una
naturaleza corpuscular, y s u energía dependería de s u frecuencia y n o
d e s u intensidad.
4.4.3. Espectros atómicos
A mediados del siglo XIX se habían construido unos aparatos lla
mados espectroscopios, con los que se analizaba la luz. Constan, esen
cialmente, de u n prisma al que se hace llegar u n rayo de luz, la cual
queda desdoblada en sus distintas frecuencias (fig. 4.5). Aparece así
Violeta
Rojo
Azul
11111 1 1
Pantalla
Rendija
(b)
1
-
v crecientes
Luz desdoblada
en sus f recuencios
(a )
Fig. 4.5. a) Esquema de u n espectroscopio. b ) Espectro de emisión del hi
drógeno.
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IV/12
OUIMICA GENERAL
una imagen, que s e recoge e n una pantalla, y que consiste e n unas rayas
brillantes de diferentes colores, correspondiendo cada color a una
radiación de una frecuencia determinada. Esta imagen e s lo que s e
denomina u n espectro. De esta forma, la luz blanca presenta u n es
pectro con todos los colores o frecuencias (espectro continuo).
Por otra parte, s e había observado que las sustancias, cuando se
calentaban o se sometían a altos voltajes, emitían una luz. Al analizar
esa luz e n el espectroscopio se obtenía el espectro correspondiente a
esa sustancia o espectro de emisión, el cual estaba constituido sólo por
unas cuantas rayas brillantes (fig. 4.5). De la misma manera, cuando
s e hacía pasar luz blanca a través de una sustancia y se analizaba l a
luz después d e atravesarla, el espectro d e esa luz y a n o era continuo,
sino que le faltaban una serie de frecuencias, ya que aparecían en su
lugar unas rayas oscuras. La posición de estas rayas oscuras era l a
misma que l a de las rayas brillantes del espectro d e emisión d e esa
sustancia. Esto significa que l a sustancia h a absorbido unas radiacio
nes d e la luz incidente, por lo que a este tipo d e espectros s e les llama
de absorción. Tanto el espectro d e emisión como el d e absorción son
característicos de cada sustancia.
Todo esto demuestra que la emisión de energía luminosa por los
átomos, o l a absorción, sólo tienen lugar para unas frecuencias de
terminadas, por lo que sus espectros son discontinuos.
Fueron muchos los investigadores que en esa época se dedicaron
al estudio de espectros de emisión de los distintos elementos (espec
tros atómicos) y encontraron que las rayas aparecidas s e podían re
agrupar e n diversas series, con una regularidad. Balmer, tras analizar
numerosos espectros del átomo de hidrógeno, halló una fórmula em
pírica que daba l a posición d e sus rayas, o lo que es lo mismo, de sus
frecuencias (esta expresión fue generalizada después por Rydberg):
1
1
v = R cn(i-
ni
1
2
)
[2]
c: velocidad de l a luz, 3,00X 10 10 cm·seg- 1; n1 y ni: números enteros
y positivos, cumpliéndose la condición de que n1<n2 (n2=n1+l;
ni=n1+2; ni=n1+3, etc.); R: constante de Rydberg, 109.677 c m - 1.
Las frecuencias del espectro de emisión del hidrógeno tenían unos
determinados valores, que s e ajustaban a esa fórmula sin más que
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ESTRUCTURA ATOMICA (1)
IV/13
sustituir los parámetros n1 y nz. Así, dando diferentes valores a n1,
s e obtienen las series espectrales del átomo d e hidrógeno:
Cuando n1=l
Cuando n1=2
Cuando n1=3
NOTA:
nz=2, 3, 4, etc.
n1=3, 4, S, etc.
ni=4, 5, 6, etc.
Hay que destacar el hecho de que R es una constante obtenida
a partir de unos datos experimentales y no a partir de deduc