Estructura atómica de la materia



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Unidad IV: Estructura atómica de la materia Departamento de Física y Química. Instituto Ramón y Cajal. Zaragoza


Estructura atómica de la materia
¿Qué vamos a ver?

  • Leyes ponderales de la química.

  • Teoría atómica de Dalton.

  • El mol. Número de Avogadro. Masas atómica y molecular.

  • Leyes y ecuación de estado de los gases ideales. Determinación de masas molares. Volumen molar. Presiones parciales y fracciones molares.

  • Disoluciones.


¿Qué vamos a saber?

  • Determinación del número de moles.

  • Aplicación de las leyes de los gases para la determinación de masas moleculares.

  • Preparación de disoluciones.

  • Establecimiento de relaciones entre las diferentes formas de expresar la concentración de una disolución.

  • Utilización, con destreza y autonomía, del instrumental básico de laboratorio.


ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA
En la actualidad, una idea universalmente aceptada es que la materia está constituida por átomos, lo que quiere decir, que el papel en que escribimos, las paredes de la habitación, etc., están formadas por átomos y que estos átomos están separados entre sí por distancias enormes, de forma que es mayor el espacio vacío que el ocupado por las partículas materiales. Sin embargo, a la hora de preguntarse la razón de esta convicción, sobre la discontinuidad de la materia, muchos no sabrían contestar, y es que no se trata de un hecho «evidente» que surja de una observación cualitativa, sino el producto de un estudio cuidadoso y profundo del comportamiento de la materia. En realidad podríamos decir que la concepción atómica de la materia, o sea de su discontinuidad, ha sido la victoria de la razón sobre llamado «sentido común», ya que lo normal, lo que surge de una mera observación superficial, es la continuidad de la materia.

La polémica entre la continuidad o discontinuidad de la materia se planteó ya entre los filósofos de la antigua Grecia. Ambas tesis son en cierto modo fruto la experiencia, generalización de observaciones cualitativas: la idea de una materia continua se apoya en la evidencia de que la división de un cuerpo en partes más pequeñas no parece encontrar límite alguno como exigiría una materia constituida por partículas. En cuanto a la idea de una materia discontinua, formada por corpúsculos, tiene su fundamento en los cambios que se observan en las substancias y que encuentran una fácil explicación como reordenaciones de dichos corpúsculos.
Con los conocimientos de entonces, era difícil, si no imposible, encontrar argumentos definitivos en favor de una de las dos concepciones, por ello la polémica: continuidad-discontinuidad que enfrentó en la antigua Grecia a atomistas, como Demócrito y Leucipo, con otros pensadores como Platón y Aristóteles, se prosiguió sin apenas discontinuidad hasta el siglo XIX, siempre en un terreno mas o menos especulativo por lo que sus aportaciones al conocimiento de la materia fueron escasas.
En el presente tema seguiremos a grandes rasgos los pasos más importantes que nos han permitido resolver la polémica en favor de la tesis atómica. Primero estudiaremos las bases físicas y químicas en que se apoyó Dalton para enunciar sus hipótesis atómicas, y terminaremos con sus proyecciones en el dominio de la química hasta el establecimiento del sistema periódico, que puso en evidencia la existencia de un orden indudable por debajo de la enorme complejidad de los fenómenos químicos.
El desarrollo que aquí se describe es uno de los momentos privilegiados en la historia del pensamiento científico, y sus repercusiones prácticas han afectado a la casi totalidad de los aspectos de la vida de los hombres, mostrando una vez más la íntima e indisoluble relación entre comprensión y dominio de la naturaleza

Antes de que Dalton estableciera su gran hipótesis atómica, los químicos, físicos y filósofos venían trabajando desde hacía décadas en el estudio del comportamiento de la materia.


Tres fueron las grandes líneas de trabajo que sirvieron a Dalton a establecer su hipótesis atómica;

Primero: el comportamientote los gases y la facilidad con que se mezclan entre sí y expanden hasta ocupar la totalidad del recipiente que los contiene. La difusibilidad de los gases puede ponerse fácilmente en evidencia conec­tando dos recipientes, uno de ellos conteniendo un gas coloreado y el otro aire simplemente. Parece que las partículas de uno de ellos son capaces de entremezclarse con el otro gas.
La existencia de partículas gaseosas permite una fácil interpretación de este fenómeno, ya que la difusión de los gases se interpretaría como que sus partículas se mezclan
Por otra parte, la gran compresibilidad de los gases se interpreta también fácilmente si aceptamos una estructura discontinua: al comprimir un gas la distancia entre las partículas que lo constituyen disminuye.
Recordemos la relación entre presión y volumen, a temperatura cons­tante, conocida como la Ley de Boyle (1627-91)

PV = cte.

Podemos referirnos por último a las variaciones que provoca la temperatura en el volumen de un gas (a presión constante) o en la presión (a volumen constante), en las conocidas leyes de Gay-Lussac.

V/T = cte. (a presión constante)


P/T = cte. (a volumen constante)
Donde T es la temperatura absoluta. Las tres ecuaciones quedan englobadas en una ecuación única

PV/T =cte


Aplicable a cualquier gas, siendo la constante una función sólo de la cantidad de gas.
Estas ecuaciones se justifican aceptando la existencia de pequeñas par­tículas, en constante movimiento, sometidas a choques entre sí de forma que una elevación de la temperatura representa un incremento de la energía cinética de las partículas. Este aumento de «agitación» se traduce, si el volumen es constante, en un aumento de presión ejercida sobre las paredes del recipiente y, si la presión es constante, en un alejamiento de las partícu­las, o sea, en un aumento de volumen.

Segundo. La información química acumulada en la época de Dalton

Es una porción de materia que posee más de un componente con sus propiedades características y que podemos separar mediante procesos físicos


Mezclas homogéneas

disoluciones



Mezclas



Los sistemas en los que no se puede distinguir los componentes a simple vista o con ayuda de un microscopio.

Son homogéneas a la subdivisión










Los sistemas en los que se puede distinguir sus compo­nentes a simple vista o con ayuda de una lupa o micros­copio se denominan mezclas heterogéneas. Son heterogéneas a la subdivisión.




Procesos físicos

Mezclas heterogéneas

Transformaciones de la materia, en las que no se ha producido ningún cambio en la composición del sistema




LA MATERIA


Elementos




Las sustancias puras que no pueden descomponerse por ningún procedimiento químico ni ser sintetizadas, por los mismos métodos, a partir de otras más sencillas reciben el nombre de elementos


Sustancias puras

Procesos QUÍMICOS


Una reacción química es un proceso en el que, por lo menos, se modifica la composición y la identidad de una sustancia.


sustancia pura es una porción de materia homogénea que posee un solo componente, con unas determinadas propiedades características.


Compuestos


Las sustancias puras que, por medio de una reacción química, se pueden descomponer en otras más simples o que pueden ser sintetizadas a partir de otras se denomi­nan compuestos. Los componentes de un compuesto no pue­den separarse por métodos puramente físicos.



LECTURA ¿COMO SE DESCUBRIERON LOS ELEMENTOS QUIMICOS?

Los primeros elementos de los que se tiene noticia, ya que no cabe hablar de descubrimiento, son los siete metales de la Antigüedad: oro, plata, cobre, hierro, plomo, estaño y mercurio, los cuales desempeñaron un importantísimo papel en el desarrollo de las primeras civilizaciones. El azufre y el carbono también fueron ampliamente utilizados en aquella época.


Durante la Edad Media, debido principalmente al perfec­cionamiento de las técnicas de los alquimistas, fueron descubiertos cinco elementos más: fósforo, arsénico (logro atribuido a San Alberto Magno), antimonio, bis­muto y zinc.
El descubrimiento de los elementos relacionados con el agua y el aire: hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, fue el acontecimiento más significativo en la química de la segunda mitad del siglo XVIII. La comprensión de la naturaleza de estos elementos contribuyó poderosamente al establecimiento de algunas de las nociones químicas modernas. Entre estos logros podemos citar: desarrollo de la teoría de la oxidación (A. Lavoisier), aparición de la teoría atómica (J. Dalton), aparición de la teoría de ácidos y bases, empleo de las escalas del hidrógeno y del oxígeno para la determinación de masas atómicas relativas.
A partir de la primera mitad del siglo XVIII, la química tomaba más y más la forma de una ciencia. Como resultado del análisis químico de los objetos naturales  princi­palmente minerales , en el periodo que va desde 1735 hasta 1830 se descubrieron más de una treintena de elementos químicos. Los más conocidos son: cobalto, níquel, manganeso, bario, molibdeno, wolframio (des­cubierto por los químicos españoles F. y J. D'Elhuyar en 1783), estroncio, circonio, uranio, titanio, cromo, platino (cuya primera descripción es debida al matemáti­co y explorador español Antonio de Ulloa en 1748), flúor, cloro, yodo, bromo, cadmio, litio, silicio, alu­minio, ... Los químicos de este siglo fueron capaces, utilizando la definición operativa de elemento, de se­leccionar de la lista de sustancias puras que conocían un conjunto de sustancias que podían ser consideradas como elementos. Tal conjunto, propuesto por el químico francés Lavoisier (1743 1794), está reseñado en la si­guiente tabla:
TABLA DE ELEMENTOS SEGUN LAVOISIER

luz (#) hierro

calor (#) manganeso

oxígeno mercurio

ázoe  nitrógeno  molibdeno

hidrógeno níquel

azufre oro

fósforo platino

carbono plomo

antimonio wolframio

plata zinc

arsénico cal (*)

bismuto magnesita (*)

cobalto barita (*)

cobre alúmina (*)

estaño sílice (*)

(#) La luz y el calor dejaron de considerarse más tarde como materia.

(*) Se conocen hoy como compuestos.



El mismo Lavoisier explicó el carácter provisional de su tabla cuando dijo: 'Como hasta ahora no se han descu­bierto los medios para descomponerlas, actúan para nues­tros efectos como sustancias simples y no podemos supo­ner que sean compuestas hasta que la experimentación y la observación lo hayan demostrado'.
En la época de Lavoisier no se había descubierto el modo de producir corriente eléctrica y, por tanto, no se pudo utilizar ésta como método de análisis. En la primera década del siglo XIX se descubrieron algunos elementos (sodio, potasio, magnesio y calcio) mediante el llamado método electroquímico, esto es, mediante la aplicación de la corriente eléctrica a los compuestos fundidos.
A mediados del siglo XIX se conocían ya cerca de 60 elementos, aunque los métodos químico analítico y elec­troquímico no daban más de sí. El método del análisis espectral, desarrollado por los químicos alemanes R.Bunsen y G. Kirchhoff, permitió iniciar una serie de nuevos descubrimientos: cesio, rubidio, talio e indio.
Mención aparte requiere el descubrimiento de los elemen­tos de las tierras raras. Forman la quinta parte de todos los elementos existentes en la naturaleza y su descubrimiento duró 113 años: desde 1794 hasta 1907. Estos elementos presentan una semejanza química sorpren­dente. Por eso se encuentran todos juntos en los mine­rales y en las menas y la separación de los distintos componentes resulta extraordinariamente difícil. Esta circunstancia explica la abundancia de descubrimientos falsos (entre 1878 y 1910 sólo el 10% de los anunciados resultaron fidedignos) entre los elementos de las tie­rras raras: los "nuevos elementos" eran, en realidad, mezcla de los ya descubiertos. Entre los nombres de estos elementos se encuentra el trabalenguas de terbio, erbio, iterbio e itrio, ya que estos cuatro elementos se obtuvieron de minerales descubiertos en Ytterby, una pequeña localidad próxima a Estocolmo.
Entre 1894 y 1900, gracias principalmente a los trabajos del físico químico W. Ramsey, se descubrieron los llama­dos gases nobles o inertes: helio, neón, argón, criptón, xenón y radón.
Otros tres elementos (galio, escandio y germanio) fueron descubiertos gracias a las predicciones del Sistema Periódico, clasificación realizada por el químico ruso D.I. Mendeléev a partir de la observación de algunas regularidades en las propiedades de los elementos. Al proponer su clasificación, Mendeléev dejó algunos huecos para que se cumpliese la ley de la periodicidad. Incluso llegó a predecir, con admirable precisión como se demostró posteriormente, las propiedades de esos elementos.
La historia del descubrimiento de los elementos se completa gracias a un nuevo fenómeno físico: la radiactivi­dad. Con el estudio de la misma se aislaron los elemen­tos radiactivos menos frecuentes en la Tierra: polonio, radón, radio, actinio, ..., ya que los más abundantes  uranio y torio  habían sido detectados sin dificultad por el método químico analítico. A partir de 1940, con el nacimiento del primer elemento transuránido (el nep­tunio), se inicia la búsqueda de elementos, también radiactivos, de masa superior a la del uranio. ¡Y en eso estamos!.
En la actualidad se conocen 116 elementos.

[Extractado de: D.N. TRIFONOV y V.D. TRIFONOV, 1984, Cómo fueron descubiertos los elementos químicos (Edito­rial Mir: Moscú)].

http://es.wikipedia.org/wiki/Descubrimiento_de_los_elementos_qu%C3%ADmicos

Escribe un resumen del texto anterior, indicando cuál es el fundamento del descubrimiento de los elementos en cada época.



Actividad 1 ejercicio para pensar
El ácido clorhídrico gaseoso  una sustancia pura  se puede descomponer en dos gases diferentes, cada uno de los cuales se comporta como una sustancia pura. Teniendo en cuenta solamente este hecho:

(a) ¿Puede ser un elemento el gas original?.

(b) ¿Se puede asegurar que alguna de las sustancias puras mencionadas es un elemento?.
Actividad 2 ejercicio para pensar
Cuatro sustancias se calientan en presencia de aire y se comportan de la siguiente manera:

A: se funde; su masa disminuye al solidificarse.

B: se evapora, recuperándose después inalterada.

C: aumenta su masa.

D: queda inalterada, sin fundirse ni experimentar cambio alguno.

Establece razonadamente cuál de estas sustancias no puede ser un elemento.


Actividad 3 ejercicio para pensar
Clasifica como mezcla, disolución, compuesto o elemento las siguientes sustancias, siempre que se pueda justifi­car:

A: es un sólido homogéneo respecto a la subdivisión; al calentarlo se descompone, dando lugar a un gas y un sólido.

B: es un gas que licua a  34 ºC; el líquido obtenido hierve a la misma temperatura, la cual se mantiene constante; si se calienta hierro en el interior de este gas, se produce una reacción violenta y hay sólo un producto final.

C: es un líquido que hierve a 76 ºC; mientras dura la ebullición la temperatura va aumentando; si condensamos la primera fracción de vapor obtenida, hierve a 65 ºC.

D: es homogéneo a la subdivisión; al quemarlo en el aire, se forman dos sustancias diferentes.

E: es un sólido homogéneo y funde a 110 ºC, formando un líquido que también es homogéneo.

F: es un líquido de color verde; al hervir, obtenemos unos vapores que, al condensarse, forman un líquido incoloro.

Tercero. Las Leyes que rigen los procesos químicos. Un segundo paso hacia la teoría atómica de la materia

LECTURA 3.1 ATOMISMO : SEGUNDO ADVENIMIENTO

La siguiente cita muestra una serie de razones a favor del atomismo:

'La mortaja que oscureció al atomismo a lo largo de la Edad Media se desvaneció cuando la física aristotélica inició su caída a comienzos del siglo XVII. Torricelli, discípulo de Galileo en los últimos meses de la vida del maestro, creó un vacío bastante aceptable en un tubo de vidrio sobre una columna de mercurio y, en 1650, von Guericke construyó la primera bomba mecánica de vacío. Los gases podían comprimirse y expandirse como si es­tuvieran constituidos por partículas discretas separadas en el vacío por grandes distancias sujetas a cambio.
La elasticidad del aire condujo a Boyle a abrazar el atomismo como posible explicación de los resultados de sus experimentos "físico mecánicos".
Otros encontraron evidencia favorable a la hipótesis atómica en la regularidad de las formaciones cristali­nas, que implicaban una estructura oculta bajo la super­ficie visible. Hooke dijo en 1665 que ciertas es­tructuras cristalinas aparecían por el empaquetamiento compacto de diminutas partículas constituyentes de forma esférica: los átomos se apilaban, capa sobre capa, como balas de cañón.
Otros se convencían por la naturaleza de los procesos de mezcla. El hecho de que los granos de sal se disuelvan y desaparezcan en el agua, sugiere que los líquidos no son continuos sino que poseen espacios vacíos. Un vaso de alcohol combinado con uno de agua se acomodan para formar algo menos que los dos vasos separados  de nuevo, los átomos parecen deslizarse unos entre otros, llenando huecos . Una gotita de tinta o tintura echada en un vaso de agua se distribuye lenta y uniformemente por sí misma, sugiriendo que las partículas se mezclan unas con otras: una mezcla de átomos en movimiento que colisio­nan. Similarmente, el olor del aceite de las salchichas puede llenar una casa en cuestión de minutos, lo cual también convenció a los eruditos del siglo XVII.
Entre los creyentes se incluían Galileo, Gassendi, Ba­con, Boyle, Hooke, Newton y Leibniz, por no citar más que a unos pocos, pero la evidencia cuantitativa era bastante menos impresionante que la lista de los segui­dores. Aunque el atomismo era una descripción muy atrac­tiva, parecía estar más allá de la posibilidad de com­probación, y esto redujo su utilidad, cuando no su credibilidad. Los pequeños granitos no habían dejado todavía ninguna marca que pudiera ser cuantificada.'

(HECHT, E. 'Física en perspectiva', 1987).

Resume los hechos más significativos que conozcas en favor del modelo discontinuo de la materia.

3.2 LEYES PONDERALES DE LA QUIMICA
A. Ley de conservación de la masa
Lavoisier realizó decenas de experimentos que incluían todas las reacciones químicas conocidas, llegando siem­pre, con la indiscutible evidencia de la balanza, a la misma conclusión:

en las reacciones que ocurren dentro de un recinto cerrado la ganancia experimentada por cualquier parte del sistema está contrarrestada por la pérdida del resto del mismo, es decir, la masa total dentro del sistema permanece constante.




B. LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

Cuando dos sustancias se combinan para formar un compuesto, lo hacen según una proporción constante. La relación entre las masas que reaccionan permanece fija, independientemente de la proporción en que se encuentren mezcladas. Si un elemento está en exceso, parte del mismo no reaccionará y permanecerá inalte­rado.



Actividad 4
A altas temperaturas, el cobre reacciona con el azufre formando sulfuro de cobre. Se ha medido las masas de cobre y azufre que han reaccionado, obteniéndose los siguientes resultados:
Masa de Masa de

cobre (g) azufre (g)



────────────────────────────────

6'00 1'55

5'71 1'60

5'45 1'45

5'60 1'50

3'99 1'05

4'33 1'15

4'40 1'17

3'55 0'95

3'00 0'78

2'50 0'71
(a) Analiza los resultados

(b) ¿En qué proporción reaccionan el cobre y el azufre para dar sulfuro de azufre?.



c. Ley de las proporciones múltiples

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.



Algo para concretar. Ley de las proporciones múltiples: Ley de Dalton Una serie de ejemplos
Flúor y iodo pueden formar cuatro fluoruros diferentes: fluoruro de iodo(I),

fluoruro de iodo(III), fluoruro de iodo(V) y fluoruro de iodo(VII). Con 1 g de Iodo, las masas de Fluor que pueden reaccionar son:


IF IF3 IF5 IF7
F (g) 0,15 0,45 0,74 1,04

I (g) 1 1 1 1









Cuando hierro y oxígeno se combinan, pueden formar dos óxidos de hierro

distintos, llamados óxido de hierro(II) y óxido de hierro(III).


En el primero, 1 g de oxígeno se combina con 3.49 g de hierro.

En el segundo, la proporción es de 1 g de oxígeno con 2.33 g de hierro. La

relación entre ambas cantidades, es:

FeO Fe2O3





Fe (g) 3,49 2,33

O (g) 1 1



En el hierro, considerando la misma cantidad de oxígeno, con 3 átomos de oxígeno se pueden unir tres átomos de hierro, si se forma óxido de hierro(II), o 2 átomos de hierro, si se forma óxido de hierro(III). La proporción será 3:2.
Veamos un tercer ejemplo:

En el cloro, con 2 átomos de cloro se pueden unir uno, tres, cinco o siete

átomos de oxígeno. Las proporciones serán 1:3:5:7.
Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7

Puesto que los átomos son indestructibles, para formar una molécula, si con un átomo de un elemento se unen dos o tres átomos de otro elemento, la proporción será 2:3 (o 3:2), si con dos átomos de unen 5 o 7, la proporción será 5:7, etc.




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