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LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de
los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo
cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las
transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las
combinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.
Ley natural: proposición concisa, frecuentemente en forma matemática acerca del
comportamiento de la naturaleza
Leyes ponderales son aquellas que rigen las transformaciones químicas y el
comportamiento de la materia en cuanto a las masas de las sustancias que intervienen
en una reacción -ponderal significa relativo a la masa-. Estas leyes son:
Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).
Antoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una
cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo, y que el
producto (polvo + estaño sobrante) pesaba más que la cantidad inicial del metal. Este
resultado lo motivó a efectuar el mismo procedimiento con otros metales, pero
calentándolos en vasos de vidrio que contenían aire por dentro. Lavoisier encontró en todos
los casos , que la masa final obtenida (metal en exceso + polvo) era igual a la masa original
(metal + oxígeno del aire dentro del vaso
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Lavoisier concluyó hacia 1783 que "la materia no se crea ni se destruye sino
que sufre cambios de una forma a otra"; es decir que, "en las reacciones
químicas la cantidad de materia que interviene permanece constante".
Esta conclusión de Lavoisier es la Ley de Conservación de la Masa.
Estos experimentos le llevaron :
 a comprobar que el oxígeno del aire se combina con todos los metales durante la
reacción de oxidación

a demostrar a conservación de la masa durante el proceso .

la aparición de la ecuación química. La cual se sustenta en dos pilares, uno es la
ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos,
cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos, entre
los cuales también destaca Lavoisier.
Por lo tanto la ley de Lavoisier se puede enunciar:
La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la
transformación que ocurra dentro de él;
Esto es, en términos químicos,
Reactivos → Productos
La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos
de la reacción.
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La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. La teoría de la
relatividad debida a EINSTEIN ha eliminando él dualismo existente en la física clásica
entre la materia ponderable y la energía imponderable. En la física actual, la materia y la
energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una
masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra
forma distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc2 en donde E es
la energía, m la masa y c la velocidad de la luz
En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre
ambas variaciones es, análogamente,
E = m.c2
La letra griega (delta) indica variación o incremento (positivo o negativo) de la
magnitud a que antecede.
La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la
materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que
deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las
dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares.
Si en una reacción química se desprenden 100000 calorías la masa de los cuerpos
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reaccionantes disminuye en 4,65 10-9 g, cantidad totalmente inobservable, no ocurriendo lo
mismo en una reacción nuclear donde la perdida de masa que se transforma en energía
puede ser cuantificada.
EN TERMINOS GENERALES PUEDE ENUNCIASE QUE LA LEY DE
CONSERVACIÓN DELAS MASAS SE CUMPLE ESTRICTAMENTE PARA
REACIONES QUIMICAS COMUNES NO PARA REACCIONES NUCLEARES .
La materia y la energía se mantienen constantes en el universo
ej.: Si se somete al calor una mezcla de 7 g de hierro y 4 de azufre, se obtienen 16 g
de sulfuro ferroso. Si la ecuación está equilibrada (balanceada), la masa total de los
reactivos es igual a la masa total de los productos, cumpliéndose así la Ley de
Lavoisier
Fe + S --> FeS
56g + 32 g --> 88 g (de acuerdo a sus masas atómicas)
Ley de las proporciones definidas (o de Proust).
.
Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista
PARA CUALQUIER MUESTRA PURA DE UN DETERMINADO COMPUESTO LOS
ELEMENTOS QUE LO CONFORMAN MANTIENEN UNA PROPORCIÓN FIJA EN
PESO, ES DECIR, UNA PROPORCIÓN PONDERAL CONSTANTE.
Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto,
su composición será siempre la misma.
Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están
siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua
:
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m asaH2
=
masa O2
2g
=
16 g
1g
8g
Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco
BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien
generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre.
CUANDO DOS O MÁS ELEMENTOS SE COMBINAN PARA FORMAR UN
DETERMINADO COMPUESTO LO HACEN EN UNA RELACIÓN EN PESO
CONSTANTE INDEPENDIENTEMENTE DEL PROCESO SEGUIDO PARA
FORMARLO
La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser
combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son
limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después,
de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No
obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una ligera variación en su composición, por
lo que reciben el nombre de «berthóllidos». Los compuestos de composición fija y definida
reciben el nombre de «daltónidos» en honor de DALTON.
Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).
LAS CANTIDADES DE UN MISMO ELEMENTO QUE SE UNEN CON UNA
CANTIDAD FIJA DE OTRO ELEMENTO PARA FORMAR EN CADA CASO UN
COMPUESTO DISTINTO ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS
SENCILLOS.
Esta ley fue enunciada por Dalton y se refiere a las relaciones que existen
entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar
compuestos diferentes, que se obtienen variando las condiciones de la reacción.La
ley de Proust(vista ateriomente) no impide que dos o más elementos se unan en varias
proporciones para formar varios compuestos.Ej H2O2
m asaH2
=
masa O2
m asaH2
masa O2
2g
=
32 g
=
2g
16 g
1g
16 g
=
1g
8g
5
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Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos
óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de
cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:
79,90g de Cu
=
3,975g de Cu ≈ 4 g Cu/1g de O
20,19 g de Oxig
88,83g de Cu
11,17 g de Oxig
=
1 g de O
8
7,953g de Cu ≈ 8 g Cu/1g de O
4
= 2
1 g de O
Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto,
los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos
están en la relación de 1 es a 2.
El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803
como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para
un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de
los mismos.
Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).
LOS PESOS DE DIFERENTES ELEMENTOS QUE SE COMBINAN CON UN
MISMO PESO DE UN ELEMENTO DADO, DAN LA RELACIÓN DE PESOS DE
ESTOS ELEMENTOS CUANDO SE COMBINAN ENTRE SÍ O BIEN MÚLTIPLOS O
SUBMÚLTIPLOS DE ESTOS PESOS.
Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de
doss u s t a n c i a s q u e s e c o m b i n a n c o n u n p e s o c o n o c i d o d e o r a t
e r c e r a s o n químicamente equivalentes entre sí
“Fue enunciada por el alemán j.b. Richter en 1792 y dice que: los pesos de dos
Sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son
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Químicamente equivalentes entre sí.
Es decir, si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y
también c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces sí A y C
reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c.
Como consecuencia de la ley de richter, apartir de un peso equivalente patrón ( H
= 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se
denomina peso equivalente o equivalente. Cuando el equivalente se expresa en gramos se
llama equivalente gramo(concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo)
Ejemplo: si para formar agua H2O, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la
relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalente o
equivalente del oxigeno es 8 gramos.
Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación
1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del
oxigeno es 8 gramos y H 1,008
Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo,
para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del
hidrógenoson, respectivamente, 14 y 1
:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H
para formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N :
14------3
X=------1
(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N
Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es:
40 ---- 16
20g=x-------8
.
Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse
mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades,
multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí
para formar los correspondientes compuestos Esta ley llamada también de las proporciones
equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios años más tarde por
WENZEL. La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso
relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del
elemento que se toma como tipo de referencia.
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Al ser el oxígeno el elemento que se combina con casi todos los demás se tomó
inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxígeno; la cantidad en peso de cada
elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxígeno era su peso de
combinación. El menor peso de combinación que así se encontraba era el del hidrógeno,
por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinación de los
elementos el valor 1 para el hidrógeno; en esta escala el oxígeno tiene el valor 7,9365
(según las investigaciones últimamente realizadas) y otros elementos tienen también
valores algo inferiores a números enteros. Pero puesto que el hidrógeno se combina con
muy pocos elementos y el peso de combinación de éstos tenía que encontrarse en general a
partir de su combinación con el oxígeno, se decidió finalmente tomar nuevamente el
oxígeno como base de los pesos de combinación redondeando su peso tipo a 8,000; el del
hidrógeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora números
aproximadamente enteros.
Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso
equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se
combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008
partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico.
Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos elementos tienen varios
equivalentes.
Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de
doss u s t a n c i a s q u e s e c o m b i n a n c o n u n p e s o c o n o c i d o d e o r a t
e r c e r a s o n químicamente equivalentes entre sí
Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación
1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del
oxigeno es 8 gramos y H 1,008
Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo,
para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del
hidrógenoson, respectivamente, 14 y 1
:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H
para formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N :
14------3
X=------1
(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N
Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es:
40 ---- 16
20g=x-------8
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Ley de los volúmenes de combinación (0 de Gay- Lussac).
Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo
medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen
en que los gases se combinan.
GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva
su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se
había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno
formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las
mismas condiciones de presión y temperatura.
Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes
no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones
en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:
EN CUALQUIER REACCIÓN QUÍMICA LOS VOLÚMENES DE TODAS LAS
SUBSTANCIAS GASEOSAS QUE INTERVIENEN EN LA MISMA, MEDIDOS EN
LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, ESTÁN EN UNA
RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SENCILLOS.
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GAY-LUSSAC observó que el volumen de la combinación gaseosa resultante era
inferior o a lo más igual a la suma de los volúmenes de las substancias gaseosas que se
combinan.
La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y
líquidos reaccionantes tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para
formar anhídrido sulfuroso
Teoría atómica de Dalton.
Las leyes ponderales de las combinaciones
químicas encontraron una explicación satisfactoria en la
teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y
publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes
ponderales basándose en el concepto de átomo.
Establece los siguientes postulados o hipótesis,
partiendo de la idea de que la materia es discontinua:
Los elementos están constituidos por átomos
consistentes en partículas materiales separadas e
indestructibles, inalterables e indivisibles ;
Los átomos de un mismo elemento son iguales en
masa y en todas las demás cualidades.
Los átomos de los distintos elementos tienen
diferentes masa y propiedades
Los atomos compuestos se forman por la unión de
átomos de los correspondientes elementos en una
relación numérica sencilla.
Los «átomos » de un determinado compuesto (átomos compuestos) son a su vez
idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.
Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en aplicar la
hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le comunica una base más
sólida al asociar a los átomos la idea de masa. Los átomos de DALTON difieren de los
átomos imaginados por los filósofos griegos, los cuales los suponían formados por la
misma materia primordial aunque difiriendo en forma y tamaño. La hipótesis atómica de
los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus especulaciones científicas por
hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue hasta DALTON en que
constituye una verdadera teoría científica mediante la cual podían explicarse y coordinarse
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cuantitativamente los fenómenos observados y las leyes de las combinaciones químicas. La
teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecunda en el
desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que fue
universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de
los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran
entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo
elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de
las ideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la
Química los resultados brillantes de la teoría atómica.
.
Fracaso ante la ley de Gay-Lussac.
Para DALTON las últimas partículas de los elementos gaseosos como el hidrógeno,
oxígeno, cloro, etc., eran necesariamente simples y estaban constituidas por un solo átomo
(así, H, O, CI, N, ...) y que las de compuestos gaseosos tan corrientes como el agua o el
cloruro de hidrógeno eran naturalmente compuestas pero formadas por sólo dos átomos
distintos (HO, CIH, ... ). Sin embargo, con estas fórmulas no se podían explicar las
relaciones volumétricas de Gay-Lussac:
La conclusión experimental de GAYLUSSAC de que un volumen de cloro se une
con un volumen de hidrógeno para dar lugar
a dos volúmenes de cloruro de hidrógeno
llevó a DALTON a suponer que en los
volúmenes iguales de cloro y de hidrógeno
debían existir igual número de átomos.
Al imaginar que estos elementos se
unen átomo a átomo, formarán un mismo
número de «átomos» (hoy moléculas) de
cloruro de hidrógeno, al ser estos
«átomos» indivisibles, debían ocupar, en cambio, un volumen doble según los resultados
de Gay Lussac.
La hipótesis de que en volúmenes iguales de gases debían existir igual número de
«átomos» tuvo DALTON que descartarla llegando a la conclusión de que los resultados de
GAY-LUSSAC eran inexactos. Por el contrario, si la ley de Gay-Lussac era cierta estaba en
contradicción con los postulados de DALTON y su teoría atómica.
Hipótesis de Avogadro
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Las últimas partículas de los gases elementales no son átomos sino agregados de
átomos (en general dos), a los que dio el nombre de moléculas (del latín pequeñas
moles o masas)
En volúmenes iguales de todos los gases, medidos en las mismas condiciones de
presión y temperatura, existen igual número de moléculas.
Avogadro admite de la teoría atómica de Dalton el que los átomos son
indestructibles, y sus demás postulados, pero no así sus ideas sobre la composición de las
moléculas tanto de las sustancias elementales como de los compuestos. A la misma
conclusión que Avogadro e independientemente de él, llegó AMPERE en 1814. Para
AVOGADRO y AMPÉRE las últimas partículas de los elementos gaseosos eran también
compuestas aunque formadas de átomos iguales
.
Los átomos constituyen las unidades últimas que toman parte en los cambios
químicos mientras que las moléculas son las partículas físicamente separadas que integran
los gases. En las reacciones entre cuerpos gaseosos las moléculas se escinden, en general,
en sus átomos constituyentes los que se unen en la transformación de manera distinta.
Por ejemplo, la relación en la formación de agua debería ser, según Dalton, 1
volumen de hidrógeno / 1 volumen de oxígeno / 1 volumen de agua, y no de 2/1/2 como se
encontró, experimentalmente. Este hecho lo explica Avogadro al suponer que las moléculas
del hidrógeno, cloro, nitrógeno, oxígeno.... son diatómicas, y que las moléculas de agua,
amoniaco, etc., no tienen por qué contener forzosamente sólo dos átomos. Si el agua, por
ejemplo, tiene en su molécula dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H2O), puede
explicarse la relación de volúmenes de combinación conforme indica la figura
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De forma análoga se puede justificar los
resultados obtenidos en la formación del cloruro de
hidrógeno.
A pesar de que con la teoría de Avogadro se
explicaba la ley de los volúmenes de combinación, fue
desechada en su 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, en 1858 una publicación del
químico italiano CANNIZZARO daba a conocer
claramente su significado y aplicación. Para
CANNIZZARO la hipótesis de Avogadro le proporcionó un sencillo método para
determinar pesos moleculares relativos de gases, porque la densidad de un gas sería
proporcional a su peso molecular. De ahí pudo calcular los pesos atómicos y obtener una
escala correcta de los mismos.
El éxito alcanzado por los resultados de Cannizzaro confirmaron la hipótesis de
Avogadro, que quedó convertida así en una ley y que, a su vez, complementó la teoría
atómica de Dalton.
VOLUMENES IGUALES DE GASES DIFERENTES EN IGUALES
CONDICIONES DE P Y T POSEEN IGUAL NUMERO DE MOLECULAS
Atomo
Es la partícula más pequeña de un elemento químico que mantiene
todas las propiedades de aquel, cuando es sometido a cualquier cambio
químico. Cuando se simboliza a un elemento químico, por ejemplo, Na ( sodio ), también
se está simbolizando a un átomo del elemento, en este caso, un átomo de sodio
Alotropía
El grafito y el diamante están formados por átomos de carbono; son sustancias naturales
constituidas por átomos de un mismo elemento, que poseen propiedades diferentes. El
grafito es negro, opaco, blando y se lo utiliza en la fabricación de minas para lápiz,
electrodos y lubricantes. En cambio, el diamante es transparente y tan duro que es usado
para cortar vidrio y en las brocas para perforación petrolera. Las distintas propiedades del
grafito y del diamante se deben al ordenamiento de los átomos de carbono. y fósforo rojo.
Se puede decir que alotropía es la propiedad que posee un elemento para dar distintas
sustancias.
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Molécula
Es la menor partícula de un elemento o compuesto que tiene existencia estable
y posee todas las propiedades químicas de dicho elemento o compuesto. Un
átomo de nitrógeno no puede existir libre en condiciones normales, por lo tanto se unen dos
de ellos para formar una molécula diatómica N2. Otros elementos forman también
moléculas diatómicas; algunos de ellos son: fluor ( F2 ), hidrógeno ( H2 ), cloro ( Cl2 ),
oxígeno ( O2 ), bromo ( Br2 ), iodo ( I2 ). Existen otros elementos que forman moléculas con
más átomos, es así como el fósforo forma una molécula tetraatómica ( P4 ) y el azufre, una
molécula octoatómica ( S8 ). Hay elementos que no forman moléculas poliatómicas, sino
existen libremente en forma atómica; se puede considerar que forman una molécula
monoatómica. Ejemplos son los metales: cobre ( Cu ), hierro ( Fe ), oro ( Au ), plata ( Ag ),
etc. Se debe tener en cuenta que las moléculas de elementos están formadas por átomos de
dicho elemento. A diferencia de las moléculas de los compuestos que estan formadas, como
mínimo, por dos átomos de elementos diferentes. Es así como la molécula del monóxido de
carbono ( CO ) está formada por un átomo de carbono y un átomo de oxígeno, la del agua (
H2O ) está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; la del ácido nítrico (
HNO3 ) formada por un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y tres átomos de oxígeno, se
puede decir que es una molécula poliatómica. Otros elementos, como el azufre y el fósforo
presentan variedades alotrópicas; el primero se encuentra como azufre prismático y azufre
octaédrico y el fósforo lo hace como fósforo blanco
Atomicidad
La molécula del compuesto denominado óxido de aluminio ( Al2O3 ) está constituida por
dos átomos de aluminio y tres átomos de oxígeno. El subíndice 2 que acompaña al símbolo
químico de aluminio indica la atomicidad del mismo en la molécula del óxido. Así se puede
decir que atomicidad es el subíndice que acompaña a cada símbolo químico en una
molécula y que indica la cantidad de veces que se encuentra dicho átomo en la molécula.
Por lo tanto, la atomicidad del oxígeno en el óxido de aluminio es 3.
.
Masa atómica promedio y masa atómica relativa
Masa atómica relativa (A)
En los postulados de la teoría atómica Dalton establece que los átomos de los
distintos elementos tienen masas diferentes. Como éstas son sumamente pequeñas, se
recurrió al procedimiento de determinar su masa relativa. O lo que es equivalente,
encontrar cuán pesado era un átomo de un elemento comparado con un átomo de otro
elemento. Para esto, habría que tomar los átomos de un determinado elemento como patrón
de referencia, patrón que sería elegido arbitrariamente. El número resultante de la
comparación de los pesos respectivos de esos dos átomos es lo que se denominó peso
atómico. En un principio, se tomó el hidrógeno como patrón, por su cualidad de ser el
elemento más ligero, y se le adjudicó también arbitrariamente el peso unidad. A la masa
correspondiente se la denominó «unidad atómicá de masa» (uma) y también «dalton».
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En la actualidad y desde 1961, para unificar criterios, la IUPAC (International Union
0f Pure and Applied Chemistry) acordó utilizar un nuevo patrón: el isótopo del carbono
de número másico 12 (que se representa como C12 ), al que se le adjudicó la masa
atómica exacta de 12 uma.
1 uma

masa de un átomo de C12
12
−24
1 uma = 1,661 10
g. o 1 g = 6,022 x 10 23 uma
A C l=35,05 uma (El Cl es 35,5 veces mas pesado que la uma)
De esta manera, el que el cloro tenga, por ejemplo, un peso atómico de 35,5, significa que
sus átomos son 35,5 veces más pesados que 1/12 del átomo de C12.
Masa atómica Promedio:
Cuando se hace referencia a la masa atómica, en realidad no es la masa de un átomo
en particular sino que es un promedio de la masa de los distintos isótopos que se
encuentran en la naturaleza , que tienen una abundancia determinada. A esta se la
denomina masa atómica promedio. Y se determina experimentalmente con un
instrumento llamado Espectrómetro de Masa.
Isótopos son átomos de un mismo elemento que sólo difieren en su masa.
Los elementos se presentan en la naturaleza como mezclas de varios
isótopos).
Representación de un elemento
Isótopos de carbono
Isótopos de hidrógeno:
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Determinaci
ó ..n de las masas de las
sustancias.
Espectrometro
de Masas
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La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números
másicos 107 y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente:
107
Ag
=56% y 109Ag =44%. Deducir el peso atómico de la plata natural
Ai= masa atómica de cada isotopo
Xi= abundancia isotopica.
Masa molecular relativa (M)
Lo mismo que en el caso de la A es un número que expresa cuantas veces es mayor la masa
promedio de una molécula (o fórmula empírica) que la unidad de masa atómica. Es necesario
Primero conocer la formula de dicha molecula
Ej MH2O= AO +AHx 2= 16 uma + 1 x 2 uma = 18 uma
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NÚMERO DE AVOGADRO Y CONCEPTO DE MOL.
En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de
sustancia del orden del átomo o de la molécula, dado que estas son muy pequeñas y es
imposible diseñar una balanza para pesarlos , en realidad se trabaja con muestras
macroscópicas que contienen gran cantidad de atomos. En consecuencia es necesario
introducir una unidad especial para describir gran cantidad de atomos ESsta idea no es
nueva ya que seutilizan unidades de este tipo por ej : 1 par( contiene 2 unidades) 1 docena (
contiene 12 unidades)
Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo
múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia
que sean ya manejables en un laboratorio.
Antiguamente se propuso el átomo-gramo, de un elemento se puede tomar una
cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomogramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno
equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de
gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del
hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo
de hidrógeno.
Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o
de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del
peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces
que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma».
De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una moléculagramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas,
respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado
experimentalmente, es de 6,022 x 1023 y es lo que se conoce como número de
Avogadro:
N = 6,02214999 x 10 23
Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de
molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.
Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas
unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones,
electrones, etc.).
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También puede definirse como: Mol es la cantidad de materia que contiene un número
de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.
Este concepto de rnol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a
un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo
mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200
cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,022 x 1023
huevos, 6,022 x 1023 cigarrillos, etc.).
La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa
sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar
y se mide en g/mol.
Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y sustituirlos
por el de mol de atomos y mol de moléculas . Insistir en la necesidad de considerar el
actual concepto de mol como número de entidades fundamentales. Asi se pueden utilizar
,los términos de mol atomos o mol de moléculas mol de fotones en lugar de los anteriores.
Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas
moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la
fórmula NaCl no representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto
hay igual número de iones Na+ que de iones Cl . El término mol no sería apropiado en este
caso, pero para soslayar este problema la partícula unitaria se entendería aquí en el sentido
de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula».
Por eso, el mol de NaCl contendrá N iones Na+ y N iones Cl . En este caso, en lugar de
peso molecular sería más correcto hablar de peso fórmula.
Volumen molar
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia. Según ya se ha estudiado,
un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si
atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce
que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico
volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este
volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.)
de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este valor es lo que se conoce como
volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen
molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar).
En condiciones estandar (1 atmosfera y 25 ºC) el volumen molar es un poco mayor, 24,4 l
Volumen molar normal de un gas = 22,4 l
Volumen molar estandar de un gas = 24,4 l
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Este valor de 22,4 l, calculado experimentalmente, no es completamente exacto,
aunque los valores verdaderos están muy próximos a él (así, el del dióxido de azufre es 21,9
l y el del amoniaco, 22,1 l). La razón de estas fluctuaciones es debido a las correcciones que
hay que realizar al estudiar los gases como gases reales y no ideales.
El concepto de volumen molar es muy útil, Pues Permite calcular el Peso molecular,
de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 l de
dicho gas en condiciones normales.
.
Peso equivalente y equivalente gramo
Otra unidad de cantidad de materia que el químico también utiliza es la de peso
equivalente y su expresión en gramos, el equivalente-gramo. Estas unidades, aunque son
mucho menos frecuentes que las anteriores, aparecen a veces en los cálculos químicos,
sobre todo en la expresión de la concentración de disoluciones.
Se han dado diversas definiciones, pero todas resultan algo ambiguas. Como cuando
más se emplea es en las reacciones ácido-base y en las redox, puede definirse como:
El equivalente-gramo de una sustancia es la cantidad en gramos de la misma que cede
o acepta un mol de protones (en las reacciones ácido-base) o que gana o pierde un mol
de electrones (en las reacciones redox).
El peso equivalente será el peso molecular (o atómico, según los casos) dividido por un
número n que dependerá del tipo de reacción de que se trate: en reacciones ácido-base, n es
el número de H+ o de OH - puestos en juego; en una reacción redox, n es el número de
electrones que se ganan o se pierden.
La masa atómica también se denomina peso atómico, aunque esta denominación es incorrecta, ya
que la masa es una propiedad de las sustancias y el peso depende de la gravedad. La masa
atómica es la masa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele
utilizar la unidad de masa atómica (u) como unidad de medida. Esta unidad también suele
denominarse Dalton (Da) en honor al químico inglés John Dalton.
En las reacciones químicas tiene lugar una interacción entre átomos y para evitar trabajar con
masas muy pequeñas se recurrió a establecer una masa relativa. En un principió se le asignó al
hidrógeno 1 u de masa, y se le utilizó como patrón para calcular las masas atómicas de los demás
elementos. Sin embargo, como se obtenían masas moleculares no enteras para muchos gases y
debido a la dificultad que conlleva el manejo del hidrógeno, se decidió elegir otro elemento como
patrón para calcular los demás.
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Se eligió el oxígeno como nuevo elemento de referencia y se le asignó una masa de 16 u. En 1961
la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) adoptó como nuevo patrón el isótopo
12
de carbono más común, el C, y se le asignó una masa atómica de 12 u. La masa atómica del
resto de los elementos químicos se calcula en relación a este en un espectrómetro de masas.
El peso atómico equivale exactamente a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más
12C
abundante del carbono, el . Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un
átomo de hidrógeno).
Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular como la media ponderada de
las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de
cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en u, de un
elemento, y el número de nucleones que hay en el núcleo de su isótopo más común.
Donde pi=peso atómico del isótopo i; Ai=Abundancia relativa(%)
Ejemplo 2.4
Determinar el peso atómico promedio del litio, considerando que consta de dos isótopos estables:
6Li y 7Li, con abundancias relativas de 7.59% y 92.41%, respectivamente.
Nótese que la masa atómica de un isótopo coincide aproximadamente con la masa de sus
nucleones. La diferencia se debe a que los elementos no están formados por un único isótopo si no
por una mezcla de ellos, con sus respectivas abundancias.
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