Estructura atómico-molecular. Teoría de Dalton

A lo largo de próximos artículos en Kerchak se irán estudiando los hechos experimentales que llevaron a la formulación de la teoría atómico-molecular de la materia.

Ideas Primitivas

En la filosofía griega existían dos teorías sobre la estructura de la materia que han estado vigentes durante varios siglos.
* Teoría continua de Xenofanes (siglo VI a. J.C.): la materia forma un todo continuo.
* Teoría discontinua de Demócrito (siglo V a. J.C.): la materia está formada por porciones discretas e indivisibles denominadas átomos.

Paralelamente existieron diversas teorías sobre los constituyentes elementales de la materia. La que mayor vigencia tuvo fue la de Aristóteles, según la cual, todas las sustancias estaban formadas por la composición de cuatro elementos -aire, agua, tierra y fuego- o sus cualidades.

Ley de Lavoisier

A lo largo del siglo XVIII se desarrollaron diversas técnicas de trabajo en la investigación de las propiedades de las sustancias y sus reacciones o transformaciones. Con ayuda de la balanza, Lavoisier enunció la ley de conservación de la masa: La masa de un sistema aislado permanece invariable, cualquiera que sea la transformación que se realice dentro de él.

En un proceso: mantes = mdespués

Ley de Proust

También denominada ley de las proporciones fijas, se enuncia como sigue: «Cuando dos o más elementos se combinan para dar una sustancia, lo hacen en una relación de masa invariable.» Ejemplo: el cloro y el hidrógeno se combinan entre sí para dar cloruro de hidrógeno en una proporción fija y constante de 71/2.

Ley de Dalton

También denominada de las propiedades múltiples, se enuncia como sigue: «Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para dar compuestos diferentes, están en relación de números enteros sencillos.» Por ejemplo: el oxígeno se une con el carbono dando dos compuestos:

monóxido de carbono (CO) proporción O/C = 16/12 y
dióxido de carbono (CO2) proporción O/C = 32/12.

Por tanto, la relación del oxígeno en ambos compuestos es 16/32 = 1/2

Ley de Richter

También denominada ley de las proporciones recíprocas, se enuncia como sigue: «Las masas de elementos diferentes que se combinan con una masa fija de otro elemento, son las mismas masas (o múltiplo de ellas) de cuando se combinan entre sí.» Ejemplo: el oxígeno reacciona con el hidrógeno dando agua.
proporción H/O = 2/16 = 1/8
el carbono reacciona con hidrógeno dando metano
proporción H/C = 4/12 = 1/3;
por lo tanto, la relación C/O = 3/8 es idéntica a la proporción C/O en CO2 12/32 = 3/8

Masa equivalente
Masa equivalente de un elemento es la masa de dicho elemento que se combina con la cantidad de 1 g. de hidrógeno.

Teoría atómico-molecular de Dalton

Dalton, en 1808, justificó las leyes enunciadas anteriormente con un cuerpo teórico que recibe el nombre de teoría atómico-molecular:
– Los elementos están formados por partículas últimas, discretas e indivisibles, denominadas átomos.
– Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades.
– Los átomos de elementos diferentes difieren en masa y propiedades.
– La unión de átomos de elementos forman agregados o moléculas de un compuesto.

Dentro de sus limitaciones (átomos indestructibles y masas constantes), la teoría atómico-molecular fue un paso decisivo en el desarrollo de la Química.

Ley de los volúmenes de combinación

Debida a Gay-Lussac, se puede enunciar de la siguiente forma: «Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción, medidos en las mismas condiciones, están en relación de números enteros sencillos

Hipótesis de Avogadro

Para justificar la ley de los volúmenes de combinación dentro de la teoría atómico-molecular, Avogadro postuló que «en volú menes iguales de gases diferentes, mantenidos en idénticas condiciones de presión y de temperatura, existe el mismo número de moléculas». De esta forma, Avogadro postuló la existencia de moléculas diatómicas en gases como cloro (Cl2), hidrógeno (H2), y no monoatómicas como postulaba Dalton.

Número de Avogadro

Se define como el número de partículas que contiene un mol una sustancia.
Dicho número vale 6,02·1023.

Concepto de mol
Se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene las mismas unidades elementales que átomos de carbono hay en 0,012 Kg. de carbono – 12.

El número de átomos en 0,012 kg. de carbono corresponde al número de Avogadro. Así pues, en 0,012 Kg. de carbono hay 6,02·1023 átomos de carbono y en 0,016 Kg. de oxígeno hay 6,02·1023 átomos de oxígeno.

El mol de una sustancia química es la unidad internacional de cantidad de sustancia.

Volumen molar
Es el volumen de 1 mol de una sustancia química. El volumen molar de una sustancia gaseosa, en condiciores normales de presión (1 atm) y de temperatura (0º C, = 273), es 22,4 l.

Masas atómicas
A lo largo del siglo XIX se realizaron múltiples medidas de las masas relativas de los átomos postulalados en la teoría atómico-molecular de Dalton. La unidad de masas atómicas relativas es hoy en día el u (unidad de masa atómica). Una unidad de masa atómica se define como 1/2 de la masa atómica del carbono -12. (Se designa pues el átomo de carbono – 12, la masa de 12 u.)

Si la masa atómica del oxígeno es 16, esto significa que su átomo tiene una masa igual a 16/12 veces la masa del átomo de carbono – 12. 1 u equivale a 1,66·10- 27kg.

Símbolos
A todos los elementos químicos se les asigna un símbolo para su representación. El símbolo es la letra o conjunto de letras con las que se representa a un elemento químico. Dichas letras provienen de las primeras letras de su nombre (generalmente de su nombre latino), La primera letra del símbolo es siempre mayúscula. Así, O es el símbolo del oxígeno (oxigenum); Fe es el símbolo del hierro (ferrum).

Asimismo, el símbolo de un elemento representa también, en una reacción química, 1 mol de dicho elemento.

Fórmulas

Las combinaciones de los elementos químicos dan lugar a los compuestos. La representación de un compuesto se realiza por su fórmula. Una fórmula expresa el tipo y número de átomos de los elementos que forman la molécula del compuesto, o bien de la proporción en la que se encuentran (en los compuestos no moleculares).

Si la fórmula del ácido sulfúrico es H2SO4, significa que una molécula de ácido sulfúrico está formada por dos átomos de hidrógeno, cuatro átomos de oxígeno y un átomo de azufre.

Si la fórmula del cloruro de sodio es Na Cl, esto significa que el cloruro de sodio está formado por cloro y sodio en la relación de 1:1.

De igual forma que con el símbolo, en una ecuación química, una fórmula nos indica también 1 mol de su sustancia. Así, por ejemplo, H2 SO4 representa una molécula de ácido sulfúrico y también 1 mol de ácido sulfúrico, es decir, 6,02·1023 moléculas, cuya masa es (2 x 1 + 32 + 4 x 16) = 98 g.

Reacciones químicas

Una reacción química es el proceso por el que dos o más sustancias interaccionan entre sí, dando como resultado sustancias diferentes.

Ecuaciones químicas

Una ecuación química es la representación de una reacción química. A la izquierda se escriben los reactivos o sustancias que reaccionan y a la derecha los productos de la reacción.

De acuerdo con la ley de Lavoisier, toda ecuación química debe estar ajustada, es decir, debe de tener igual número de átomos a la izquierda y a la derecha de la ecuación química. En la ecuación química
a A + b B —> c C + d D, reaccionan a moles de la sustancia A, con b moles de la sustancia B, dando c moles de la sustancia C y d moles de D.

Ejemplo: 2 HCl + Zn ——-> ZnCl2 + H2

2 moles de cloruro de hidrógeno reaccionan con 1 mol de cinc, dando 1 mol de cloruro de cinc y 1 mol de hidrógeno.

Cálculos estequiométricos

La proporción en la que dos sustancias químicas reaccionan recibe el nombre de proporción estequiométrica. Dado que esta proporción es fija, podrán realizarse cálculos de las cantidades de sustancias que intervienen en un proceso dado. Así en la ecuación
a A + b B ——> c C + d D
se sabe que a moles de A reaccionan con b moles de B
a/b (moles) = a MA/b MB (g),
es la relación estequiométrica que permite calcular la cantidad de una sustancia A que reacciona con una determinada cantidad de otra sustancia B.

MA es la masa molar de A y MB es la masa molar de B.

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