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COLEGIO DE BACHILLERES
QUÍMICA II
Colaborador
Revisión de Contenido
Rosa Martha Chávez Maldonado
Genaro Cisneros Vargas
M. Sergio Ríos Carbajal
Gabriel Roca Niño
Javier Zaldívar González
Asesoría Pedagógica
Alejandro González Villleda
Diseño Editorial
Leonel Bello Cuevas
Javier Darío Cruz Ortiz
COLEGIO
DE
BACHILLERES
QUÍMICA II
FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA
Autores: Reyna Dalia Campos Vargas
Lourdes Castro Buendía
José Guadalupe Monroy
David Nahón Vázquez
C O L E G IO D E
B A C H IL L E R E S
Colaborador
Rosa Martha Chávez Maldonado
Asesoría Pedagógica
Alejandro González Villleda
Revisión de Contenido
Genaro Cisneros Vargas
M. Sergio Ríos Carbajal
Gabriel Roca Niño
Javier Zaldívar González
Diseño Editorial
Leonel Bello Cuevas
Javier Darío Cruz Ortiz
2
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN
CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO
9
PROPÓSITO
11
1.1 LEYES PONDERALES
13
1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa
(Antoine Laurent Lavoisier)
1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes (Jeremías
Benjamín Richter)
1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas
(Joseph Louis Proust)
a) Composición centesimal
1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples (John Dalton)
1.2 TEORÍA ATÓMICA
13
22
24
29
30
35
1.2.1 Aspectos Históricos
a) La teoría atómica y las leyes ponderales
b) Pesos atómicos relativos (masa atómica)
35
36
36
1.2.2 Cálculos Estequiométricos
a) Masa Molecular (suma de moléculas)
b) Masa Molar
c) Fórmula Química
d) Fórmula Mínima (empírica)
e) Fórmula Molecular
38
38
40
43
44
46
RECAPITULACIÓN
ACTIVIDADES INTEGRALES
AUTOEVALUACIÓN
3
49
50
53
CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS
NUCLEARES
55
PROPÓSITO
57
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
59
2.1.1 Carga Eléctrica
2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos
a) Características de los rayos catódicos
b) Electrón (primera partícula subatómica)
c) Protón (segunda partícula subatómica)
d) Modelo atómico de Thomson
2.2 RADIACTIVIDAD
59
62
63
65
66
67
76
2.2.1 Antecedentes Históricos
2.2.2 Modelo Atómico de Rutherford
a) Postulado del modelo atómico de Rutherford
2.2.3 Modelo Atómico de Bohr
a) Espectros
b) El átomo de Bohr
c) Modelo Atómico de Bohr -Sommerfeld
2.2.4 Configuración Electrónica
a) Espín
b) Configuración electrónica y la tabla periódica
2.3 FENÓMENOS NUCLEARES
2.3.1 Isótopos
a) Isótopos y sus aplicaciones
2.3.2 Neutrón
2.3.3 Energía de Amarre
2.3.4 Fisión Nuclear
a) Reactor Nuclear
2.3.5 Fusión Nuclear
RECAPITULACIÓN
ACTIVIDADES INTEGRALES
AUTOEVALUACIÓN
4
76
77
78
80
81
85
94
96
99
101
105
105
106
106
108
108
109
110
116
117
121
RECAPITULACIÓN GENERAL
123
ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN
124
AUTOEVALUACIÓN
126
GLOSARIO
128
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA
132
5
INTRODUCCIÓN
Desde épocas remotas, posiblemente desde los griegos, el ser humano se ha visto en
una constante lucha por comprender ciertos aspectos de la naturaleza, tales como
querer saber cómo está hecha la materia o si una muestra de hierro se puede dividir
infinitamente, sin que dejen de ser hierro, éstos y otros dilemas son los que siempre le
han preocupado al hombre.
En este sentido, el fascículo tiene como objetivo que reconozcas la estructura del átomo
y lo identifiques como la unidad básica en la materia: para lograr lo anterior deberás
llevar a cabo experimentos relacionados con las leyes ponderables y las propiedades
electromagnéticas, revisar el modelo atómico de Bohr, y realizar cálculos
estequiométricos; todo lo anterior te podrá servir para comprender, cuantificar e
interpretar el comportamiento de la materia y contar con los antecedentes necesarios
para iniciar el estudio de los enlaces químicos.
A partir de lo anterior, el fascículo se encuentra dividido en dos capítulos:
En el capítulo 1, titulado, “CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y
LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO”, revisaremos las leyes ponderales (ley de la
conservación de la masa, ley de los pesos equivalentes, ley de las proporciones
constantes y la ley de las proposiciones múltiples) que dieron origen a la teoría Atómica.
Posteriormente, nos centraremos en cómo se estableció dicha teoría y en el cálculo de
las diferentes variables que influyen en el comportamiento del átomo.
En lo que se refiere al capítulo 2, “ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS
NUCLEARES”, haremos mención al principio de los rayos catódicos, la existencia del
electrón (partícula negativa) y el protón (partícula positiva). Posteriormente hablaremos
del primer modelo atómico (“pastel de pasas”), el cual sirvió como base para realizar
experimentos en la emisión de radioactividad. Como tercer tema revisaremos el modelo
atómico de Niels Bohr, y su propuesta sobre los niveles de energía. Por último, te
daremos a conocer cuáles son los usos y/o aplicaciones, de este modelo, así como los
cambios que puede sufrir el núcleo atómico, como son la fusión y la fisión.
7
CAPÍTULO 1
CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y
LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO
1.1 LEYES PONDERALES
1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa
1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes
1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas
1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples
1.2 TEORÍA ATÓMICA
1.2.1 Aspectos Históricos
1.2.2 Cálculos Estequiométricos
9
PROPÓSITO
Con la lectura de este capítulo conocerás cuál es la Teoría Atómica, esto lo lograrás a
partir de la revisión: de las leyes ponderables y su aplicación en experimentos; Modelo
Atómico de Bohr, realizando cálculos estequiométricos en la Teoría Atómica. El conocer
lo anterior te permitirá reconocer la existencia del átomo y contar con antecedentes
para iniciar el estudio de la estructura atómica.
11
12
CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL
ÁTOMO
1.1 LEYES PONDERALES
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que se descubrieron mediante la
experimentación y hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química,
cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción.
Estas leyes son:
x Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier.
x Ley de los pesos equivalentes propuesta por Richter.
x Ley de las proporciones constantes o definidas de Proust.
x Ley de las proporciones múltiples debida a Dalton.
1.1.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (ANTOINE LAURENT LAVOISIER)
La explicación de los extraños cambios de peso durante la combustión se tuvo que
buscar en los gases que aparecían o desaparecían mientras se formaban nuevas
sustancias. Pese al lento desarrollo de su estudio, desde Jean Baptista Van Helmont
(1577-1644) hasta George Ernest Sthal (1660-1734), no se había intentado tomarlos en
cuenta. Pensando en los cambios de peso durante la combustión, los investigadores
sólo tenían ojos para los sólidos y los líquidos. Las cenizas eran más ligeras que la
madera, pero; ¿qué ocurría con los vapores liberados por la madera ardiente?. Éstos no
se consideraban.
13
Figura 1. Combustión de un tronco de madera.
Antes de poder subsanar estas deficiencias era preciso que los químicos se
familiarizaran más con los gases. Es por ello que el estudio de los mismo es tan
importante en la Química (véase fascículo 2 de Química I).
Si se pesa una vela de parafina, se enciende y deja consumir durante
cierto tiempo en presencia del aire. Posteriormente se vuelve a pesar la
vela, encontrándose un aparente cambio de peso. ¿Qué habrá
sucedido?. ¿Se habrá destruido la materia?.
Por otro lado, si se pesa un clavo de hierro, posteriormente se expone al
aire húmedo durante un periodo largo de tiempo. Después de este período
se pesa el clavo y se registra un aumento, aparente, de peso. ¿Ante este
cambio químico podríamos decir que se creó la materia?.
Figura 2. Antoine L. Lavoisier (1743-1794), científico francés que aplicó la Cuantificación a la Química, la que lo llevó a
proponer la Ley de la Conservación de la Materia.
14
Desde el principio de sus investigaciones, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)
reconoció la importancia de las mediciones precisas. Lavoisier, siendo más sistemático,
utilizó la cuantificación como instrumento para derribar viejas teorías que
entorpecían el progreso de la Química, ya que aún en 1770 existían científicos que
seguían aceptando la vieja concepción griega de los cuatro elementos y de la
transmutación ya que, por ejemplo, el agua se transformaría en tierra, calentándola
durante mucho tiempo.
Durante 101 días, Lavoisier hirvió agua en un aparato que condensaba el vapor y lo
devolvía al matraz, de manera que en el transcurso del experimento no se perdía
sustancia alguna (pesó el agua y el recipiente, antes y después del experimento).
El sedimento (la tierra) apareció, pero el agua no varió de peso durante la ebullición. Sin
embargo, una vez extraído el sedimento, resultó que el matraz pesaba menos,
justamente lo que pesaba el sedimento. Es decir, el sedimento no era agua convertida
en tierra, sino vidrio atacado por el agua caliente y precipitado como sedimento.
De manera similar, Lavoisier estudió la combustión, fenómeno que era problemático
explicar para la Química del siglo XVIII. En este estudio también mostró que si en el
curso de los experimentos se tenían en cuenta todas las sustancias que formaban parte
de la reacción química y todos los productos formados, nunca habría un cambio de peso
(o utilizando el término más preciso, un cambio de masa). Es por ello que Lavoisier
mantuvo la idea de que la masa no se crea ni se destruye, sino que solamente
cambia de una sustancia a otra. Ésta es la llamada Ley de la conservación de la
masa, formulada en 1783, la cual sirvió de fundamento para la Química del siglo XIX.
Las conclusiones obtenidas por Lavoisier fueron tan importantes, que los químicos
aceptaron sin reserva el uso de la cuantificación en sus investigaciones.
15
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No.1
“DETERMINACIÓN DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA”
Objetivo
Determinar la masa de las sustancias antes y después de una reacción, mediante la
medición de su masa para comprobar que se conserva.
Cuestionario de conceptos antecedentes
1) ¿Cómo se enuncia la Ley de la Conservación de la Materia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2) ¿Cómo se define la masa de una sustancia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3) ¿Qué relación hay entre la masa y la materia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Experimento I
Objetivo
Determinar la masa de una vela y los productos de su combustión para identificar si hay
variación.
Hipótesis
Elabora una hipótesis que involucre a la masa de la vela antes y después de la
combustión:
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
16
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancias
☞ 1 Frasco de vidrio de 4 L de boca ancha ☞ 1 vela de 3 cm.
y con tapa de rosca.
☞ 1 Balanza granataria con plataforma.
☞ 1 Alambre de cobre de 50 cm.
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio.
¿Cómo hacerlo?
Enrolla fuertemente el extremo de un tramo de alambre de cobre alrededor del extremo
inferior de la vela. Usa el alambre como asa para introducir la vela hasta el fondo del
frasco de boca ancha. Corta el alambre de cobre de modo que quede dentro del frasco
sin que interfiera con la tapa. Coloca en una balanza adecuada el frasco, con la vela, el
alambre y la tapa, como lo muestra la figura.
Figura 3.
Pesa el conjunto y registra el dato.___________________________________________
Usa el asa de alambre para sacar la vela del frasco. Enciende la vela y bájala
rápidamente hasta el fondo del frasco. Tápalo inmediatamente y observa lo que ocurre
con el equilibrio de la balanza, conforme se consume la vela. Registra el peso y anota el
dato.
17
Una vez extinguida la llama abre el frasco; sopla en él o bien inviértelo durante varios
minutos para dejar escapar los productos de la combustión. Coloca ahora el frasco con
la vela, el alambre y la tapa en la balanza. Pesa el conjunto y registra el dato.
Vuelve a sacar la vela con el alambre, enciéndela y colócala en el fondo del frasco sin
taparlo. Observa lo que ocurre con el equilibrio de la balanza conforme arde la vela.
Registro de observaciones
Peso
inicial
del
sistema.____________________________________________________
_______________________________________________________________________
Peso después de arder la vela.______________________________________________
_______________________________________________________________________
Peso después de dejar escapar los productos de la combustión.____________________
_______________________________________________________________________
¿Qué ocurre mientras arde la vela cuando no se tapa?.___________________________
_______________________________________________________________________
Experimento II
Objetivo
Observar el peso durante la fusión del hielo para identificar si hay variación.
Hipótesis
Elabora una hipótesis en torno a la variación de la masa durante la fusión del hielo.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Material
Sustancias
☞ 1 balanza granataria con plataforma
☞ 200 ml de agua tibia (35 a 40ºC)
☞ 1 matraz Erlenmeyer de 500 ml
☞ 3 cubos de hielo
☞ 1 tapón de hule para el matraz
18
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio
¿Cómo hacerlo?
Coloca en la balanza el matraz Erlenmeyer de 500 ml con los 200 ml de agua tibia (35 a
40º C).
Agrégale unos trozos de hielo y tápalo, como lo muestra la figura 4.
Figura 4.
Pesa el conjunto y registra el dato___________________________________________
Observa el peso conforme ocurre la fusión en el hielo.
Registro de observaciones
Peso del conjunto antes de la fusión del hielo __________________________________
Peso del conjunto después de la fusión del hielo ________________________________
Experimento III
Objetivo
Determinar el peso de las sustancias que intervienen en una reacción antes y después
de la misma para identificar si hay variación.
19
Hipótesis
Elabora una hipótesis que involucre la masa de las sustancias que intervienen en una
reacción.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancias
☞ 2
☞ 1
☞ 2
☞ 50 ml de cloruro de bario al 5%
☞ 50 ml de ácido sulfúrico al 5%
matraces Erlenmeyer de 250 ml
balanza granataria con plataforma
probetas de 50 ml
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio.
Cloruro de bario. Sólido cristalino, poco tóxico, evítese su inhalación e ingestión.
Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todos los tejidos
del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto
con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al
aparato digestivo.
¿Cómo hacerlo?
Coloca en un matraz los 50 ml. de la disolución de cloruro de bario al 5% y en el otro los
50 ml de ácido sulfúrico al 5% (figura 5).
50 ml de cloruro
de bario al 5%
50 ml de ácido
sulfúrico al 5%
Figura 5.
20
Coloca los dos matraces juntos en la balanza y registra su peso (figura 6).
Vierte el contenido de uno de los matraces en el otro y vuelve a colocar el matraz vacío
en la balanza junto al otro. Observa lo que ocurre en el matraz que contiene las
disoluciones y registra si se produce alguna variación en el peso del conjunto.
Figura 6.
Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico es muy corrosivo, evita su contacto. Si
sufres algún derrame en la piel, lávate inmediatamente con abundante agua y avísale a
tu asesor o al responsable de laboratorio.
Registro de observaciones
Peso de los matraces con disoluciones________________________________________
Peso de los matraces uno vacío y otro con las disoluciones _______________________
Peso del conjunto después de la reacción _____________________________________
Cuestionario de reflexión
¿A qué se debe la variación de peso en el experimento I?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Cómo se relacionan cada uno de los experimentos con la Ley de la Conservación de la
Materia?
Experimento I
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
21
Experimento II
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Experimento III
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Considera el cuestionario de reflexión al contestar tus hipótesis con los resultados de
cada experimento y elabora tus conclusiones.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
1.1.2 LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES (JEREMÍAS BENJAMIN RICHTER)
No obstante que en sus experimentos Lavoisier estableció la composición cuantitativa
del agua, no mostró interés en las relaciones ponderales con que los elementos
químicos se combinan entre sí para formar compuestos.
Jeremías Benjamín Richter (1762-1807) buscó aplicar las matemáticas a la reciente
Química y trató de establecer relaciones numéricas entre las composiciones de las
diferentes sustancias.
En su trabajo con los ácidos y las bases (o álcalis), Richter observó que si se
mezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizaban, es decir, la
mezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Estudió este fenómeno y midió la
cantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad
determinada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones cuidadosas
encontró que se requerían cantidades fijas y exactas.
Figura 7. Usando papel impregnado de extracto vegetal (tornasol, por ejemplo) se puede identificar si un líquido tiene
propiedades ácidas o básicas.
22
A partir de sus observaciones, y apoyándose en numerosos ejemplos, dedujo la llamada
Ley de los pesos equivalentes, la cual fue enunciada en 1799 y dice: “Los pesos de
dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustancia
son químicamente equivalentes entre sí”.
Un ejemplo de ello es cuando queremos hacer agua de limón, pero todo depende de las
cantidades: para una jarra de agua de limón (1 litro) se utilizan dos limones y ocho
cucharadas (soperas) de azúcar; pero si deseamos tener una agua de limón semi-agria,
se utilizarán cuatro limones y ocho cucharadas de azúcar; y por último, para una jarra de
agua agria se utilizan seis limones y ocho cucharadas de azúcar. Cabe hacer notar que
esto se puede lograr variando las cantidades de azúcar y manteniendo la de los limones.
Con estas suposiciones, y con ayuda de sus datos experimentales, Richter construyó
una tabla de pesos equivalentes.
Tabla 1. Pesos equivalentes de Richter.
Bases
Alúmina
Amoniaco
Cal
Sosa
Potasa
Barita
(Al2 O3)
( NH3)
(Ca O)
(NaOH)
(KOH)
(Ba O)
Datos tomados de Partington, 1959.
Ácidos
525
672
793
859
1605
2222
Fluorhídrico
Carbónico
Muriático
Oxálico
Sulfúrico
Nítrico
(HF)
(H2CO3)
(HNO3)
(H2C2O4)
(H2SO4)
(HNO3)
427
577
712
755
1000
1404
La ventaja de estos cálculos es que permitían predecir las cantidades de sustancias que
reaccionarían totalmente entre sí; por ejemplo, en la tabla 1 se observa que 1 605 partes
de potasa (KOH) son neutralizadas por 427 partes de ácido fluorhídrico (HF), según la
nomenclatura de la época, o por 577 de ácido carbónico. Como puedes imaginar, la
posibilidad de predecir la cantidad de sustancia que reaccionaría con tal cantidad de otra
sustancia era muy adecuada para la ciencia y la naciente industria química.
¿Cuál será la razón de que estas combinaciones químicas ocurran siempre
en dichas proporciones?.
Si un compuesto determinado está formado por dos elementos (o tres o
cuatro).
¿Estos elementos estarán siempre presentes en el compuesto en
mismas proporciones?.
¿Variarán las proporciones de acuerdo con el modo de preparación?.
23
las
1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS
PROUST)
Dos químicos se encontraban empeñados en demostrar si lo anterior (pesos
equivalentes) era verdad. Claude Louis Berthollet (1748-1822) pensaba que un
compuesto formado por los elementos A y B podía contener una cantidad mayor de A si
se preparaba utilizando un exceso de A.
En contra de lo propuesto por Berthollet estaba la opinión de Joseph Louis Proust (17541826), quien al realizar un análisis cuidadoso demostró, en 1799, que el carbonato de
cobre contenía cobre, carbono y oxígeno en proporciones definidas en peso, sin
importar cómo se hubiera preparado en el laboratorio ni cómo se hubiera aislado de las
fuentes naturales. La proporción era siempre de 5.3 partes en peso de cobre por
cuatro de oxígeno y una de carbono.
Figura 8. Sintetizado en el laboratorio u obteniéndolo a partir de diferentes fuentes naturales, el carbonato de cobre siempre
tiene la misma composición.
Proust demostró que en muchos otros compuestos ocurría lo mismo. Así pues, formuló
una generalización llamada Ley de las proporciones constantes, la cual dice: “Los
elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertas
proporciones constantes, independientemente de las condiciones bajo las que se
hubiese formado el compuesto.” Esta generalización también se conoce como Ley de
Proust.
24
Figura 9. En este ejemplo se observa que al exceder la cantidad de alguno de los elementos. Las proporciones se mantienen
(proporciones definidas).
Habrás notado que en algunas tasas, en donde se sirvió café, se encuentran residuos
de
éste.
¿Cuál sería la causa?.
¿Existen proporciones?.
25
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2
“LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES”
Objetivo
Determinar la proporción en que reaccionan el permanganato de potasio y el tiosulfato
de sodio a partir de una serie de reacciones entre estas sustancias para comprobar la
Ley de las Proporciones Constantes.
Cuestionario de conceptos antecedentes.
1) ¿Cuál es el enunciado de la Ley de las Proporciones Constantes?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2) Explica con tus propias palabras la Ley de Proporciones Constantes
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Hipótesis
Redacta una hipótesis que involucre las cantidades de sustancias reaccionantes.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Materiales
Sustancias
☞ 4 vasos para precipitado de 250 ml
☞ 50 gotas de permanganato de potasio 0.1 M
☞ 2 goteros
☞ 50 ml de tiosulfato de sodio 0.1 M
☞ 1 agitador de vidrio
☞ 20 gotas de ácido sulfúrico concentrado
☞ 1 probeta de 100 ml
☞ 400 ml de agua
26
Prevención y seguridad
La indicada para trabajar con materiales de vidrio.
Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todo en los tejidos
del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto
con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al
aparato digestivo.
Permanganato de potasio. Sólido cristalino color púrpura, fuerte oxidante, evítese el
contacto con la piel. Destruye las células de las mucosas, no se ingiera.
Tiosulfato de sodio. Ligeramente tóxico, evítese su ingestión y el contacto con la piel.
¿Cómo hacerlo?
Numera los vasos del 1 al 4 y agrégales permanganato de potasio 0.1 M como se indica.
Vaso 1
5 ml
Vaso 2
10 ml
Vaso 3
15 ml
Vaso 4
20 ml
Figura 10.
Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico te puede causar graves quemaduras, si
sufres algún derrame en la piel, lava inmediatamente con abundante agua y llama
rápidamente a tu asesor o al responsable de laboratorio.
Agrega una gota de tiosulfato de sodio 0.1 M al vaso numero 1, mueve con el agitador y
espera unos cinco segundos para ver si desaparece o no el color. Continua agregando
el tiosulfato gota a gota y agitando, hasta que desaparezca el color rosado. Registra el
número de gotas de tiosulfato de sodio empleadas y repite el procedimiento con los
vasos 2 al 4.
27
Registro de observaciones
Anota las gotas de tiosulfato empleadas en cada vaso en la siguiente tabla.
Número de vaso
Tiosulfato de sodio (gotas)
1
______________________
2
______________________
3
______________________
4
______________________
Cuestionario de reflexión
1) Divide las gotas de permanganato de potasio, entre las gotas de tiosulfato de sodio
utilizadas para cada vaso.
Vaso
gotas de permanganato
gotas de tiosulfato de sodio
1
5
y
______ = ______
2
10
y
______ = ______
3
15
y
______ = ______
4
20
y
______ = ______
2) ¿Por qué se puede demostrar la Ley de Proporciones Constantes con este
experimento?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Conclusiones
Contrasta tu hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
28
a) Composición centesimal
Una aplicación de la Ley de Proust es el cálculo de la llamada composición centesimal1
de un compuesto, esto es, el porcentaje en peso que representa cada elemento
dentro de la composición de un compuesto, porcentaje que se puede averiguar a
través de simples proporciones aritméticas.
Ejemplo
Se sabe que 18 g. de agua se forman por la reacción de 2 g de hidrógeno y 16 de
oxígeno. ¿Cuál será la composición porcentual del hidrógeno y del oxígeno en dicho
compuesto?.
18 g de agua 2 g de hidrógeno
Cálculo del porcentaje de hidrógeno
100 g de agua x g de hidrógeno
=
Cálculo de porcentaje de oxígeno
=
100 g de agua16 g de hidrógeno = 11.11 %
18 g de agua
18 g de agua
16 g de oxÍgeno
100 g de agua
x g de oxÍgeno
100 g de agua16 g de oxÍgeno
18 g de agua
88.88 %
Otra aplicación de la Ley de Proust nos ayuda a decidir, con base en los datos del
análisis de una muestra, si ésta es de tal o cual compuesto.
Ejemplo
Al analizar dos muestras se encontró que la primera tenía 87 g de cloro y 16 g de
oxígeno mientras que la segunda poseía 174 g. de cloro y 32 g de oxígeno. ¿Se tratará
de la misma sustancia? Para dar respuesta a esta interrogante, trataremos de mostrar si
tienen la misma composición porcentual o centesimal.
Cálculo del porcentaje de oxígeno
87 g de cloro 16 g de oxÍgeno
Primera muestra:
100 g de cloro x g de oxÍgeno
x =
1
100 g de cloro16 g de oxÍgeno
87 g de cloro
18.39 %
Al hablar de composición centesimal se está hablando de la composición de cada elemento que se presentaría en 100 g
de
muestra del compuestos.
29
174 g de cloro 32 g de oxÍgeno
Segunda muestra:
=
100 g de cloro
x g de oxÍgeno
100 g de cloro32 g de oxÍgeno
174 g de cloro
18.39 %
Puesto que los porcentajes de oxígeno son iguales en ambas muestras, tomando en
cuenta la Ley de Proust, podemos afirmar que se trata de la misma sustancia.
Cabe una pregunta:
¿Por qué, toda muestra pura de sal común tiene 39% en peso de sodio y 61% de cloro?.
1.1.4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (JOHN DALTON)
A través de sus estudios sobre los gases, John Dalton (1766-1844) averiguó que dos
elementos pueden combinarse en más de una proporción, existiendo una gran variación
en esas proporciones y que en cada variación se forma un compuesto diferente.
Figura 11. John Dalton (1766-1844), científico inglés, cuyos trabajos sobre gases permitieron establecer la moderna teoría
atómica.
Para usar un ejemplo específico, consideremos la combinación del carbono y el
oxígeno. Con un exceso de oxígeno, el carbono se quema para formar un gas denso,
no tóxico e incombustible CO2 (bíoxido de carbono); sin embargo, si durante la
combustión no existe suficiente oxígeno, se forma un gas venenoso y combustible CO
(monóxido de carbono).
30
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
De los siguientes elementos investiga cuáles son sus posibles combinaciones y qué se
obtiene en cada una de ellas.
Por ejemplo: del C + O2 se puede obtener:
CO
Monóxido de carbono
CO2
Bióxido de carbono
1) N + O2
_______________________ ____________________
_______________________ ____________________
____________________
2) H2 + O2
_______________________ ____________________
_______________________ ____________________
____________________
En el gas combustible se observó que tres partes en peso de carbono se combinan con
cuatro partes en peso de oxígeno (3:4). Por otro lado, tres partes en peso de carbono se
combinan con ocho partes en peso de oxígeno (3:8) para formar gas no combustible. En
estos casos se comprueba que las diferentes cantidades de oxígeno que se combinan
con una cantidad fija de carbono están relacionadas por números enteros sencillos
Un análisis de estos compuestos revela que: en el gas no combustible (A), 1 g de
carbono se combina siempre con 2.67 g de oxígeno; mientras que en el gas combustible
(B), 1 g de carbono se combina siempre con 1.33 de oxígeno. Así pues:
31
Gas A (CO2)
Gas B (CO)
2.67 g de oxígeno
1.33 g de oxígeno
1.0 de carbono
1.0 de carbono
Por gramo de carbono,
gas A
gas B
2.67 g de oxígeno
1.33 g de oxígeno
2
1
con lo cual podemos ver que la relación de pesos de oxígeno que se combinan con
un mismo peso de carbono es de 2:1.
El enunciado general de hechos como los antes presentados, propuesto por Dalton en
1803-1804, se llama Ley de las proporciones múltiples, la cual propone: “Cuando dos
elementos se combinan para formar más de dos compuestos, los diferentes pesos
de uno que se combina con un peso determinado del otro guardan una relación de
números enteros sencillos”.
A continuación te presentamos un ejemplo en donde se demuestra, conforme a los datos
obtenidos, la Ley de las Proporciones Múltiples.
Problema:
Los elementos plomo y oxígeno forman dos tipos diferentes de compuestos. El primero
contiene 92.832% de plomo y 7.168% de oxígeno. En el segundo compuesto existe
86.623% de plomo y 13.377% de oxígeno.
Resolución:
Según la ley, en los compuestos las masas de plomo que se combinan con una masa
constante de oxígeno deben estar en una relación de números enteros. Para
demostrarlo, los cálculos se harán con base en un gramo de oxígeno. Así pues, si
suponemos que en 100 g del primer compuesto hay 92.832 g de plomo y 7.168 de
oxígeno, la masa de plomo por un gramo de oxígeno será.
92.832 g de plomo
12.950892 g plomo/g oxígeno
7.168 g de oxígeno
Similarmente para el segundo compuesto:
86.623 g de plomo
13.377 g de oxígeno
=
6.475518 g plomo/g oxígeno
32
Es evidente que las masas de plomo que se combinan con un gramo de oxígeno están
en la relación 2:1.
12.950892
2
=
6.475518
1
¿Por qué será que aparecen estos números enteros cuando un elemento
reacciona con una cantidad fija de otro para dar dos diferentes
compuestos?.
Estas dudas que aparecen como resultado del planteamiento de cada una de las leyes
ponderales se resuelven con la proposición de la existencia de los átomos de los
elementos. Vayamos a este tema.
33
EXPLICACIÓN INTEGRADORA
No olvides que en este tema vimos que:
LAS LEYES
PONDERALES
son
LEY DE LA
CONSERVACIÓN
DE LA MASA
(LAVOISIER)
menciona
que
LEY DE LAS
PROPORCIONES
CONSTANTES
(PROUST)
LEY DE LOS PESOS
EQUIVALENTES
propuesta
por
dice que
se menciona
que
RICHTER
LA MATERIA NO SE
CREA NI SE
DESTRUYE, SINO
SE TRANSFORMA
LOS ELEMENTOS DE
UN COMPUESTO
SON CONSTANTES
LEY DE LAS
PROPORCIONES
MÚLTIPLES
(DALTON)
postula
que
DOS ELEMENTOS SE
COMBINAN EN MÁS DE
UNA PROPORCIÓN SE
TIENE UN COMPUESTO
DIFERENTE
CÁLCULO
PORCENTUAL DE
ELEMENTOS EN UN
COMPUESTO
AL MEZCLAR UNA BASE Y
UN ÁCIDO SE OBTIENEN
CANTIDADES FÍSICAS Y
EXACTAS
34
1.2 TEORÍA ATÓMICA
1.2.1 ASPECTO HISTÓRICO
Al tratar de encontrar una explicación racional para las propiedades de los gases y las
leyes ponderales, John Dalton llegó a la conclusión de que la materia era sencilla y
estaba constituida por pequeñísimos corpúsculos indestructibles que, en homenaje
a los filósofos griegos, llamó átomos. Esta teoría atómica se presentó por primera vez
en una conferencia organizada por la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester el 21
de octubre de 1803.
La Teoría atómica propuesta por Dalton puede resumirse en los siguientes postulados:
a) Toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles llamadas
átomos.
b) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, forma, peso y
difieren de los átomos de cualquier otro elemento.
c) La formación de un compuesto a partir de sus elementos consiste en la formación de
“átomos compuestos”2. Es decir, si dos elementos A y B, forman un solo compuesto,
éste se forma por combinación de un átomo de A con un átomo de B3 (AB).
d) Las relaciones químicas son meras reagrupaciones de átomos.
Es importante resaltar que Dalton propuso su modelo especulando cual sería el más
satisfactorio para comprender esas leyes empíricas de las combinaciones químicas
estudiadas con anterioridad. Probablemente se preguntó cómo debería ser la materia
para presentar las relaciones de pesos que se obtenían. Dalton no fue el primero en
especular sobre la existencia de los átomos; sin embargo, las leyes ponderales
estudiadas lo obligaron a creer en la existencia de los átomos aunque no pudieran verse.
Lo anterior se puede desprender de la siguiente cita tomada de su libro A New System of
Chemical Phylosophy ( Un nuevo sistema de filosofía química).4
Estas observaciones han conducido tácitamente a la conclusión, que parece haber sido
adoptada universalmente, que todos los cuerpos de una magnitud perceptible, ya sea
líquidos o sólidos, están constituidos por un vasto número de partículas extremadamente
pequeñas o átomos de materia, que se mantienen unidos mediante una fuerza de
atracción que es más o menos potente, de acuerdo con las circunstancias...
2
3
4
Los “átomos compuestos” posteriormente fueron llamados moléculas, aunque en la época de Dalton este término no tenía
el significado actual.
Pronto se demostró que esta suposición era falsa.
Este texto puedes leerlo en Chamizo, J.A.
35
a) La teoría atómica y las leyes ponderales
Con base en las ideas anteriores, John Dalton pudo explicar de manera razonable las
observaciones de los químicos de su época, como son:
Ley de la conservación de la masa, la teoría podía explicar por qué la masa se conserva
en una reacción química, ya que si cada átomo tiene su masa propia característica y
éstos se reordenan, pero a la vez permanecen intactos durante una reacción química,
entonces la masa total de los átomos reactantes es igual a la masa total de los átomos
de los productos.
Ley de las proporciones definidas o constantes, la explica al suponer que cada
compuesto está caracterizado por tener proporciones fijas entre los números de átomos
de sus diferentes elementos constitutivos, como en el caso del compuesto de bióxido de
carbono (CO2) contiene átomos de carbono y oxígeno en razón de 1:2, respectivamente,
y como las masas de los átomos de carbono y de oxígeno son fijas, se deduce que la
composición del bióxido de carbono en masa tiene que ser fija.
Ley de las proporciones múltiples, supongamos que los átomos A y B forman dos tipos
de compuestos. En uno de los compuestos (AB1) el átomo A se combina con un átomo
B. En el supuesto (AB2), lo hace con dos átomos de B. Esto implicaría que la masa de
B que se combina con una cantidad fija de A (digamos un gramo) debe ser doble en el
segundo compuesto que en el primero o, en otras palabras, que la relación entre las
masas de B, por gramo de A, en los dos compuestos debe estar en relación de 2:1. Esto
es lo que sucede con el bióxido de carbono, CO2 y el monóxido, CO.
b) Pesos atomicos relativos (Masa atómica)5
Como observamos, Dalton llamó átomos a las partículas últimas que forman a los
cuerpos. Sin embargo, no pudo obtener la masa o el peso absoluto de cada uno de
ellos, problema resuelto indirectamente, al establecer los pesos relativos entre ellos. Así
pues, empezó por la sustancia más ligera de todas las conocidas, el hidrógeno
gaseoso, al cual le asignó un peso de uno. Por lo tanto, los pesos relativos de todos los
otros elementos tenía que ser mayores que éste; por ejemplo, se sabía que una parte en
peso de hidrógeno se combinaba con ocho partes en peso de oxígeno (1:8 para formar
agua. Adoptando la regla de máxima simplicidad, Dalton supuso que la fórmula del
agua era HO. De aquí concluyó que un átomo de oxígeno pesaba ocho veces más que
uno de hidrógeno; razonando de esta manera, preparó una tabla de pesos atómicos
relativos, que presentó en 1803.
Posteriormente, los trabajos de William Nicholson (1753-1815) y Antony Carlisle (17681840) acerca de la electrólisis de agua demostraron que la fórmula correcta del agua es
H2O. Aún con esto, las relaciones en peso seguían siendo válidas, con lo cual se supuso
que un átomo de oxígeno era ocho veces más pesado que dos átomos de hidrógeno
juntos y, por lo tanto, 16 veces más pesado que un solo átomo de hidrógeno.
5
Aunque masa y peso son dos conceptos diferentes, la masa relativa o el peso relativo son lo mismo.
36
Figura 12. Aparato empleado para la electrólisis del agua.
Posterior a Dalton, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) empezó a determinar pesos
atómicos con mejores y más avanzados métodos que los empleados por Dalton. Para
ello empleó la Ley del calor específico enunciada por Pierre Louis Dulong (1785-1838) y
Alexis Thérese Petit (1791-1820), la Ley del isomorfismo propuesta por Eilhardt
Mitscherlich (1794-1863) así como la Ley de los volúmenes de combinación propuesta
por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)6. Su primera tabla de pesos atómicos
apareció en 1828, diferenciándose de la tabla propuesta por Dalton en que la mayoría de
los pesos atómicos propuestos no eran enteros, encontrándose que el peso atómico del
oxígeno, con base en hidrógeno = 1, era de aproximadamente 15.9. La tabla de los
pesos atómicos se debe, finalmente, al italiano Stanislao Cannizzaro (1828-1910).
¿Cuál es el peso o masa atómica del Hidrógeno(H) y del Oxígeno (O) según
Dalton y Berzelius?.
Actualmente ¿Cuál es el elemento que se considera como patrón?.
Puesto que no era simple obtener los compuestos del hidrógeno con los otros
elementos, se cuestionó si el hidrógeno era un patrón adecuado con el cual
comparar los pesos atómicos. Así pues, ya que el oxígeno podría combinarse
fácilmente con muchos elementos y, por ello era simple determinar las proporciones de
combinación, se pensó dar al oxígeno un peso atómico conveniente, por lo que su peso
atómico se transformó de 15.9 a 16.00. El patrón oxígeno = 16 se mantuvo hasta
mediados del siglo XX.
6
No viene el caso presentar aquí en qué consisten estas leyes. Basta que sepas que constituyeron la base para que
Berzelius calculara los pesos atómicos relativos. La explicación de su existencia se dará en fascículos posteriores.
37
Debido a que se descubrió la existencia de isótopos7, y al conocimiento de las
relaciones que hay entre éstos y el peso atómico, en 1961 las organizaciones
internacionales, tanto de químicos como de físicos, acordaron adoptar como peso
atómico estándar, el del carbono-12, al que se le asignó, arbitrariamente, el peso
relativo de 12.00. Por lo tanto, el peso atómico de un elemento es un número que nos
permite comparar el peso de un átomo de este elemento con el de un estándar de
referencia8. Los pesos atómicos son pesos relativos, pues no se refiere al peso o la
masa real de un átomo individual. Sin embargo, veremos que se puede definir una
unidad de masa muy conveniente y relacionada con sus pesos atómicos.
1.2.2 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS9
Los átomos son tan pequeños que es difícil compararlos con algún objeto familiar.
Usando tres cifras significativas, la masa de un átomo de hidrógeno es 1.67 x 10-24 g, y
la de un átomo de carbono, es 1.99 x 10-24 g. El uso de estas cantidades tan pequeñas
para expresar las masas de estos átomos resulta incómodo, ya que siempre nos
interesa comparar átomos entre sí, resulta conveniente usar sus pesos en unidades de
masa atómica (conocida como uma, en donde 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g y se
define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12) en lugar de usar
gramos.
Expresados en unidades de masa atómica, las masas de los átomos de hidrógeno,
carbono y oxígeno son 1.0079 uma, 12.011 uma y 15.9994 uma, respectivamente, o sea,
son numéricamente iguales a los pesos atómicos relativos.
a) Masa Molecular (suma de moléculas)
Las masas relativas de las moléculas se pueden expresar de la misma manera que en
los átomos. Las masas moleculares se obtienen sumando las masas atómicas (en uma)
de todos los átomos presentes en la molécula, por lo que si tomamos las masas
atómicas de la tabla periódica tenemos:
1
H
1.008
Número Atómico
Símbolo
Masa Atómica (uma)
Masa molecular del H2 :
2 (masa atómica de H) = 2 (1.008 uma)
= 2.016 uma
7
Se llama isótopo a aquellos átomos que siendo del mismo elemento poseen diferente masa atómica.
8
Hoy, cuando decimos que el peso atómico relativo del oxígeno es 15.9994, queremos decir que es 15.9994/12 veces más
pesado que un átomo de carbono 12. Por ello, el peso atómico no tiene unidades. Sin embargo, la masa de un átomo sí
tiene unidades, los gramos o, como veremos más adelante, las unidades de masa atómica.
9
La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masa y los volúmenes
de los reactivos y los productos que participan en una reacción.
38
7
1
N
14.007
H
1.008
Masa molecular del NH3 (Amonio)
1 (masa atómica del N) + 3 (masa atómica del H)
1 (14.007 uma)
+ 3 (1.008 uma)
14.007
+ 3.024 uma
= 17.031 uma
Masa Fórmula (compuesto)
En el caso de sustancias no moleculares, al sumar las masas atómicas de los átomos
que se indican en una fórmula, se dice que se está calculando su masa fórmula,
que es la masa de una unidad de fórmula en unidades de masa atómica.
Ejemplo:
La fórmula empírica del sulfato de aluminio es Al2(SO4)3.
¿Cuál es su masa fórmula?, si los pesos atómicos son:
13
16
8
Al
27.00
S
32.00
O
16.00
La fórmula Al2(SO4 )3 nos dice que dos átomos de Al están combinándose con tres
grupos SO4 (llamados sulfatos); por ello el número total de átomos de S es 3, de O = es
3 x 4 = 12. En otras palabras, el Al2 (SO4)3 puede expresarse como Al2S3O12.
Masa de dos átomos de Al = 2(27 uma)
= 54.0 uma
Masa de tres átomos de S = 3(32.1 uma) = 96.3 uma
Masa de doce átomos de O
= 12(16.0 uma) = 192.0 uma
___________
Masa fórmula del Al2 (SO4)3
= 342.3 uma
Nota: El dato que se obtiene en este cálculo es expresado en uma.
39
b) Masa Molar
De la misma manera que los objetos se pueden contar por docena, los átomos se
cuentan por moles, en número muy grande, 6.02 x 1023. Este número se llama número
de Avogadro10; por lo tanto, un mol de átomos es igual a un número de Avogadro,
es decir, 6.02 x 1023 átomos.
¿Por qué los átomos se cuentan en moles?.
Los átomos son tan pequeños que en los trabajos de laboratorio no se podría trabajar
con dos o con 200 átomos. No se puede pesar cantidades tan minúsculas, incluso con
las balanzas más sensibles; es por ello que los químicos inventaron una unidad, el mol.
Tal como se explicó anteriormente, la masa de un átomo de oxígeno es de 16.0 uma, en
tanto que un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos) de oxígeno tiene una masa de 16.0 g,
como se demuestra al utilizar el factor de transformación de uma a gramos:
Masa de un mol de O =
Masa de un átomo de O (1 mol de átomo X 1 uma11)
MO = 16
uma §
g ·
átomos · §
¨¨ 6.02 x 10 23
¸¸ ¨¨ 1.661 x 10 24
¸¸ =
mol ¹ ©
uma ¹
átomo ©
MO = 16 (1 g/mol) =
16 g/mol
En otras palabras, a la masa de un mol de una sustancia se le llama masa molar.
Por consiguiente, la masa molar en gramos de una sustancia es numéricamente
igual a su masa molecular (o su masa fórmula) en unidades de masa atómica.
Ejemplo:
Calcula la masa molar del ácido sulfúrico, H2SO4.
10
11
1
16
8
H
1.008
S
32.00
O
16.00
En el fascículo 1 de Química I, ya hablamos de lo grande de este número; de la obra de Amadeo Avogadro lo hicimos en el
fascículo 2 de Química I.
1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g/uma, la cual fue empleada como factor de equivalente.
40
En donde:
Peso del H = 2(1.008 uma)
= 2.016 uma
Peso del S = 1(32.000 uma) = 32.000 uma
Peso del O = 4(16.000 uma) = 64.000 uma
_______________________________________
Masa molecular
= 98.016 uma
Por tanto, la
= 98.016 g
Masa molar
Observa que el dato obtenido se expresa en gramos.
Ahora sabes que un mol está formada por 6.023 x 1023 partículas y que
además tiene una masa en gramos numéricamente igual a su masa
molecular. Algunas aplicaciones de estas relaciones se muestran a
continuación.
Ejemplos
1) Cálculo de moles de átomos
-¿Cuántos moles de átomos de cobre existen en 3.05 g de cobre?
3.05 g de Cu (1 mol de átomos de Cu) =
63.5 g de Cu
29
Cu
63.55
0.0480 mol de átomos de Cu
2) Cálculo de átomos
¿Cuántos átomos de azufre hay en una muestra de este elemento que pesa 10.0 g?
16
S
32.00
(10.0 g de S)
§ 1 mol de átomos de S · §¨ 6.023 x10 23 á tomos de S ·¸
¸¨
¨
¹ © 1 mol de átomos de S ¸¹
©
32.0 g de S
1.88 x 1023 átomos de S
41
3) Cálculo de gramos
¿Cuántos gramos hay en 8.46 x 1024 átomos de flúor?
9
F
19.00
19 g de F
§ 1 mol de átomos de F · §
·
( 8.46 x 1024 átomos de F) ¨
¸¨
¸=
© 6.023 x 10 23 á tomos deF ¹ © 1 mol de átomos de F ¹
267 g de F
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota, en los renglones los resultados
correspondientes.
1) ¿Cuál es la masa molecular y molar de los siguientes compuestos?
Compuestos
Amonio
Hexano
Nitrato de sodio
Hidróxido de potasio
Hidróxido de bario
Hidróxiapatita de calcio
Fórmula
Masa Molecular
Masa Molar
NH3
C6H14
NaNO3
KOH
Ba (OH)2
Ca5(PO4)3OH
______________
______________
______________
______________
______________
______________
_______________
_______________
_______________
_______________
_______________
_______________
2) Calcula cuántos moles y átomos de plata (Ag) existen en un anillo que contiene 2.5 g
de este material
Moles de plata _______________________Átomos de plata ___________________
3) Suponiendo que un recipiente contiene 2.231117 x 1024 átomos de aluminio
(Al),¿Cuántos gramos pesará?
Gramos de aluminio ________________________
42
c) Fórmula química.
En el lenguaje de la Química, toda sustancia pura conocida, ya sea un elemento o un
compuesto, tiene su nombre y su fórmula individual. Asimismo, cada fórmula química
tiene tres significados o interpretaciones: un significado cualitativo, uno cuantitativo
microscópico y uno cuantitativo macroscópico.
x Cualitativo, una fórmula expresa una sustancia; por ejemplo, H2O representa al agua;
NaCl representa a la sal de mesa, etcétera.
x Cuantitativo microscópico, una fórmula molecular indica el número de átomos
presentes en una molécula. Así la fórmula de la nicotina, C10H14N2 nos indica que
en esta molécula existen 10 átomos de carbono, 14 de hidrógeno y dos de nitrógeno.
Asimismo, la fórmula mínima nos indica la composición de una unidad fórmula; por
ejemplo, la unidad fórmula del sulfato de potasio, K2SO4 , nos indica que en ese
compuesto por cada dos átomos de potasio hay uno de azufre y cuatro de oxígeno.
La fórmula empírica indica que la relación de átomos de K:S:O es de 2:1:4.
x Cualitativo macroscópico, La fórmula nos indica las relaciones de moles de átomos.
Es decir, una fórmula molecular indica el número de moles de átomos de cada
elemento presente en un mol de moléculas del compuesto; por ejemplo, la fórmula
de la nicotina indica que un mol de moléculas de nicotina posee 10 moles de átomos
de carbono, 14 moles de átomos de hidrógeno y dos moles de átomos de nitrógeno.
En el caso de K2SO4, la fórmula empírica nos indica que un mol de unidades fórmula
consta de dos moles de átomos de potasio, un mol de átomos de azufre y cuatro moles
de átomos de oxígeno.
Por tanto, la fórmula de una sustancia expresa el tipo y número de átomos que están
químicamente combinados en una unidad de dicha sustancia. Hay diversos tipos de
fórmulas, entre ellas están:
Una fórmula empírica12 expresa la relación más simple de números enteros entre los
átomos en un compuesto, en tanto la fórmula molecular expresa el número real de
átomos de una molécula, esto es, en la unidad más pequeña del compuesto.
Cálculo de fórmulas a partir de datos experimentales
La fórmula de un compuesto permite calcular muchos datos cuantitativos tales como la
masa molecular, la masa molar y la composición porcentual.
¿Te has preguntado alguna vez cómo fue posible saber que la fórmula del
agua es H2O?.
¿Por qué el agua “normal” tiene como fórmula H2O y el agua “oxigenada”
tiene la fórmula H2O2?.
12
El término empírico se refiere a que se determina a partir de datos experimentales.
43
Para llegar a proponer la fórmula de cualquier compuesto es necesario realizar
experimentos que consisten en determinar los elementos que forman los compuestos, el
porcentaje en peso de los elementos constitutivos del compuesto; la masa relativa de
cada elemento presente.
Existen muchos métodos para obtener experimentalmente el porcentaje en peso de los
diversos elementos de un compuesto; entre éstos están los análisis por precipitación y
por combustión
Figura 13. Aparato empleado en el análisis por combustión de una sustancia. Cualquier cantidad de C o CO reacciona
formando CO2; cuando pasa por el CuO, el H2 reacciona formando H2O.
d) Fórmula mínima (empírica)
Cuando se tiene el análisis de un compuesto, el cual fue obtenido de alguna forma y
siguiendo una serie de pasos, se logra obtener la fórmula del compuesto, a la cual se le
denomina fórmula mínima. Para llegar a tal se dan los siguientes pasos.
1)
2)
3)
4)
Tener los elementos expresados en tanto por ciento.
Calcular la masa (grs.) de los elementos.
Obtener el número de moles de cada uno de los elementos.
Obtener el número de átomos de cada uno de los elementos, para lo cual se
debe dividir cada número resultante del paso anterior (c) entre el más pequeño.
5) Expresar la fórmula mínima, colocando primero los metales, posteriormente los
no metales y por último el oxígeno.
A continuación te presentamos un ejemplo:
De acuerdo al análisis que se realizó a cierto gas, en el laboratorio, se encontró que
estaba conformado por los siguientes gases: Nitrógeno (N) y Oxígeno (O), cuyo
porcentaje era de 25.93% y 74.07% respectivamente.
44
Conforme a estos datos y siguiendo los pasos anteriores podremos saber cuál es la
fórmula mínima de este gas.
* Expresar los elementos en tanto por ciento
Nitrógeno N = 25.93% Oxígeno O = 74.07%
* Calcular la masa (grs.) de cada elemento, tomando como base 100 gr. del compuesto
Nitrógeno N = 25.93 gr.
Oxígeno O = 74.07 gr.
* Obtener el número de moles.
§ 1 mol de átomos de N·
¸¸ = 1.852 mol de átomos de N.
Para el nitrógeno (25.93 g de N) ¨¨
© 14.00 g de Nitrógeno ¹
§ 1 mol de átomos de O ·
¸¸ = 4.629 mol de átomos de O.
Para el oxígeno (74.07 g de O) ¨¨
© 16.00 g de Oxígeno ¹
* Calcular la relación de átomos (dividir entre el más pequeño).
Átomos de Nitrógeno
N=
1852
.
= 1 (2) = 2
1852
.
Átomos de Oxígeno
O=
4.629
= 2.5 (2) = 5
1852
.
En caso de que la relación no sea de números enteros, se multiplica por un número
pequeño (2, 3, 4) para transformarla en números enteros. En nuestro caso, será 2.
* Expresar la fórmula mínima
Por tanto, se obtiene la fórmula mínima de
N2O5 (Pentóxido de nitrógeno o anhídrido nítrico)
45
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota en
correspondientes.
los renglones los resultados
Determina la fórmula de una sustancia que está compuesta de 65 g de Carbono (C) y 35
g de Oxígeno (O).
Mol de átomos de Carbono _________________________
Mol de átomos de Oxígeno _________________________
Relación de átomos
Carbono __________Oxígeno ____________________Fórmula mínima___________
e) Formula molecular
La fórmula molecular de una sustancia siempre es un múltiplo entero de su fórmula
empírica. Para determinar la fórmula molecular de un compuesto, el químico tiene que
proceder experimentalmente para conocer la masa molecular además de su fórmula
mínima. En este sentido mencionaremos cuáles son los pasos para obtener la fórmula
molecular:
1) Se calcula la fórmula mínima (se retoman los 5 pasos para obtener la fórmula
mínima).
2) Obtener la masa atómica de la fórmula mínima obtenida.
3) Dividir la masa atómica experimental entre la masa atómica de la fórmula mínima.
4) El número obtenido en el paso anterior multiplicarlo por la fórmula mínima, por tanto
se obtiene la fórmula molecular.
El siguiente ejemplo te mostrará cómo se usa la masa molecular con la fórmula mínima
para calcular la fórmula molecular.
Ejemplo
Un combustible licuado casero tiene como constituyente un determinado compuesto. El
análisis de este compuesto muestra que contiene 85.69% de carbono y 14.31% de
hidrógeno en peso. La determinación de su masa molecular da un valor de 55.9 uma.
Calcula la fórmula molecular del compuesto.
46
1) Calcular la fórmula mínima.
§ 1 mol de C ·
Para el carbono 85.69 g de C ¨
¸ = 7.14 mol de C.
© 12.00 g de C ¹
§ 1 mol de H ·
Para el hidrógeno 14.31 g de H ¨
¸ = 14.31 mol de H.
© 1.00 g de H¹
Al calcular la relación de moles tenemos que:
7.14 mol de C
=1
7.14 mol de C
14.31 mol de H
= 2.0
7.14 mol de C
Por tanto, la fórmula mínima es:
CH2
2) Obtener la masa atómica de la fórmula empírica.
Por tanto, la masa fórmula es de 1(12.00) + 2(1.00) = 14.00 uma
3) Obtener la fórmula empírica por molécula.
La masa molecular es un múltiplo simple de la masa de la fórmula empírica,CH2 esto es,
n (14.027 uma), donde n es un número entero.
La masa molecular experimental es 55.9 uma . Por lo tanto,
§
·
55.9 uma por molécula
¨¨
¸¸ = 3.99 aprox.
© 14.027 uma por fórmula empírica ¹
= 4 fórmulas empíricas por molécula
4) Multiplicar el resultado anterior por la fórmula mínima
Así pues, la fórmula molecular es:
4 (CH2) = C4H8.
47
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Resuelve el siguiente problema y anota los resultados conforme se solicitan en la tabla.
El análisis de un cierto insecticida, nos da la siguiente composición porcentual: Carbono
(C) 24.7%, Hidrógeno (H) 2.06% y Cloro (Cl) 73.2%, con una masa molecular de 291
uma. Calcula la fórmula molecular del compuesto.
Fórmula Mínima
Masa Atómica
Experimental
48
Fórmula Molecular
RECAPITULACIÓN
Al revisar este esquema podrás realizar una síntesis sobre los conceptos más
importantes del capítulo
CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO
surgió con las
encontrando
explicación en la
LEYES
PONDERALES
ta les
LEY DE LA
CONSERVACIÓN DE LA
MATERIA (LAVOISIER)
como
LEY DE LOS PESOS
EQUIVALENTES
(RICHTER)
LEY DE LAS
PROPORCIONES
CONSTANTES (PROUST)
LEY DE LAS
PROPORCIONES
MÚLTIPLES (DALTON)
TEORÍA ATÓMICA
(DALTON)
menciona que la
permitiendo la
MATERIA
ESTEQUIOMETRÍA
se constituye de
de la
ÁTOMOS
MASA MOLECULAR
MASA FÓRMULA
MASA MOLAR
FÓRMULA QUÍMICA
ya sea
MÍNIMA
49
MOLECULAR
ACTIVIDADES INTEGRALES
En este apartado queremos que pongas en práctica los conocimientos que has adquirido
hasta el momento. Por tal motivo deberás dar respuesta a lo que se te solicita a
continuación:
Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas.
1. Una muestra de sal contiene 0.224 g de sodio y 0.346 g de cloro. Otra muestra de
sal contiene 39.3% de sodio. Demostrar que lo anterior ilustra la Ley de las
proporciones definidas.
2. Analíticamente se determinó que una muestra de arena contenía 5.62 g de silicio y
6.40 g de oxígeno. Otra muestra de arena contenía 9.36 g de silicio y 10.64 g de
oxígeno. Explicar en qué forma estos datos ilustran la Ley de las proporciones
constantes.
Ley de las proporciones múltiples.
3. Cierto óxido de hierro contiene 77.7% de hierro en masa. Un óxido diferente contiene
69.9% de hierro de masa. Demostrar que la Ley de las proporciones múltiples se
cumple realizando los siguientes cálculos:
a) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el primer
compuesto?.
b) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el segundo
compuesto?.
c) ¿Cuál es la relación de los dos números encontrados?
utilizando números enteros.
Expresa la relación
4. El fósforo y el cloro forman dos compuestos. En el compuesto uno, las masas de
fósforo y cloro son 22.48% y 77.51% respectivamente; en el compuesto dos, estos
valores son 14.88 y 85.12%.
a) Calcula la masa en gramos del cloro que se combina con un gramo de fósforo en
cada compuesto.
b) Utiliza los valores obtenidos en a) para comprobar si se cumple la Ley de las
proporciones múltiples.
50
Masa molecular
5. La fórmula del insecticida DDT es C14H9Cl5.
a) ¿Cuál es la masa molecular?.
b) ¿La molécula del DDT es más pesado o más ligera que la molécula de insecticida
lindano, C6H6Cl6?.
6. Empleando hasta tres cifras significativas, expresa la masa de cada una de las
siguientes sustancias en uma.
a) un átomo de Cl
b) un átomo de Al
c) 200 átomos de B
d) 6.023 x 1023 átomos de Ca
7. La fórmula del controvertido edulcorante llamado sacarina es C7H5O3NS.
a) ¿Cuál es su masa molecular?.
b) ¿Cuál de las dos moléculas es más pesada, la sacarina o la sacarosa, C 12H22O11?.
8. Si la masa de la potasa ó hidróxido de potasio (KOH) es 1.0 x 10-2 g, ¿cuál es la
masa en gramos de un mol de potasa?
Fórmula mínima
9. Determina la fórmula mínima de un compuesto que presenta la siguiente composición
centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%.
10. A partir de los siguientes datos calcula la fórmula mínima de un compuesto que
contiene 25.92% N y 74.07% O.
51
Fórmula molecular
11.El análisis elemental del ácido acetilsalisílico, aspirina, es 60.0% de C, 4.48% de H y
35.5% de O. Si su masa molecular es 180.2 uma, ¿cuál es la fórmula molecular?.
12. El compuesto paradicloro se empleó a menudo como bola de naftalina. Si su análisis
es 49.02% de C, 2.743% de H, y 48.24% de Cl, y su masa molecular, 147.0 uma
¿cuál es su fórmula molecular?.
Composición porcentual
13. La progesterona es un compuesto común de la píldora anticonceptiva. Si su fórmula
es C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual?.
14. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea en grandes cantidades en la producción
del papel. ¿Cuál es su composición porcentual?.
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AUTOEVALUACIÓN
Compara los resultados que obtuviste en tus actividades integrales con las respuestas
que a continuación te presentamos.
Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas:
1. Al calcular el por ciento de los 2. La ley queda demostrada al comprobar
componentes se encuentra que para Na
que existe el mismo porcentaje de O y
es de 39.3 % y para el Cl, 60.70 % en
Si en ambas muestras.
ambas muestras, y recordando la Ley
de las proporciones definidas podemos
concluir que son la misma muestra.
Ley de las proporciones múltiples:
3.
4.
a) 22.3
b) 30.1
c) (debido a que la segunda
proporción resultó fraccionaria)
a) 0.29 en el primero y 0.17 en el
segundo
b) El primer caso: 1/3 y en el segundo:
1/6
Masa molecular:
6.
5.
a)
b)
c)
d)
a) 354.24 u.m.a.
b) más pesado, ya que la masa
molecular de C6H6Cl6 = 290.7 u.m.a.
7.
8.
a) u.m.a.
b) La sacarosa
35.5 u.m.a.
26.9 u.m.a.
2.162 x 103 u.m.a.
2.41 x 1025 u.m.a.
a) 1.6611296 x 10-26
Fórmula mínima:
9. SCl
10. N2O5
Fórmula molecular
11. C13 H8 O8
12. C6H4Cl2
Composición porcentual
13. C, 69.90%; H, 14.56%; O2, 15.53%
14. Al, 15.78%; S, 28.07%; O,56.15%
53
54
CAPÍTULO 2
ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
2.1.1 Carga Eléctrica
2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos
2.2 RADIACTIVIDAD
2.2.1
2.2.2
2.2.3
2.2.4
Antecedentes Históricos
Modelo Atómico de Rutherford
Modelo Atómico de Bohr
Configuración Electrónica
2.3 FENÓMENOS NUCLEARES
2.3.1
2.3.2
2.3.3
2.3.4
2.3.5
Isótopos
Neutrón
Energía de Amarre
Fisión Nuclear
Fusión Nuclear
55
PROPÓSITO
Con el estudio de este capítulo identificarás cómo se estableció la estructura del átomo
y las aplicaciones que se dan en los cambios nucleares.
Esto lo podrás lograr mediante la comparación de cada uno de los modelos atómicos,
realizando ejercicios y experimentos relacionados con estos modelos, y, revisando las
principales características de los cambios nucleares.
Lo cual te permitirá acercarte a una explicación sobre el comportamiento de la materia,
además de que podrás comprender las ventajas y desventajas que implica el uso de la
energía nuclear tanto a nivel social como tecnológico.
57
CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS
NUCLEARES
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
2.1.1. CARGA ELÉCTRICA
Cuando se frota una regla de plástico sobre la piel o el cabello se observa que ésta
puede atraer pequeños trozos de papel. Este fenómeno ya lo habían notado los griegos,
aunque ellos no usaban reglas de plástico, sino barras de ámbar. Al frotarse con un
paño de lana, el ámbar, adquiere una carga eléctrica y, como la regla de plástico, puede
atraer objetos pequeños, como la paja; sin embargo no sólo el ámbar y la regla de
plástico pueden adquirir carga eléctrica, también otros materiales, como el vidrio cuando
se frota con tela de seda. Pero resulta que la carga que adquiere del vidrio es distinta a
la del ámbar, puesto que entre ambos salta una chispa cuando se ponen en contacto (si
la carga electrostática es muy grande).
Durante mucho tiempo la electricidad se consideró como un fluido que pasaba de un
material a otro, lo que explicaba el porqué de la chispa. Posteriormente, por convención,
se definió que la carga de una varilla de vidrio es positiva y que la de ámbar es negativa.
En general, se considera que los cuerpos adquieren carga eléctrica cuando se frotan, lo
cual se debe a que los electrones pasan de un cuerpo a otro. De este modo, los
cuerpos adquieren carga positiva cuando pierden electrones y negativa cuando los
gana.
59
.
a) Cargas eléctricas de signo igual se repelen
b) Cargas eléctricas de signo contrario se atraen
Figura 14.
.
Asimismo, si dos cuerpos adquieren la misma carga, pero de diferente signo, y se ponen
en contacto, se volverán neutros porque sus cargas totales se redistribuyen de manera
uniforme, y si estos cuerpos se encuentran separados, pero conectados por un trozo de
alambre metálico, también se volverán neutros, lo cual demuestra que la carga es capaz
de fluir a través del m