Teoría atómico-molecular
Los postulados de la teoría atómica de Dalton
Para dar cuenta de las leyes ponderales, John Dalton propuso en 1808 una teoría atómica articulada en los siguientes postulados.
Primero, la materia está constituida por partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos.
Segundo, todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades, y difieren de los átomos de cualquier otro elemento.
Tercero, los compuestos químicos se forman por la unión de átomos de distintos elementos en relaciones numéricas enteras y sencillas.
Cuarto, en las reacciones químicas los átomos no se crean ni se destruyen, sino que se reordenan para formar nuevas combinaciones.
Estos postulados explican de forma natural las leyes ponderales: la conservación de la masa es consecuencia de que los átomos se reordenan sin desaparecer, la ley de Proust se debe a que cada compuesto tiene una composición atómica fija, y la ley de las proporciones múltiples refleja que los átomos se combinan en relaciones enteras.
Cada molécula de agua contiene siempre dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, de modo que la composición atómica es fija.
Si un átomo de oxígeno pesa unas dieciséis veces lo que uno de hidrógeno, la proporción de masas queda fijada en:
Revisión moderna de la teoría atómica
El desarrollo posterior de la física obligó a matizar varios postulados de Dalton sin invalidar su esencia.
Los átomos no son indivisibles: poseen estructura interna, con un núcleo de protones y neutrones rodeado de electrones.
Además, los átomos de un mismo elemento no son todos idénticos, pues existen isótopos con distinto número de neutrones y, por tanto, distinta masa.
El núcleo atómico puede transformarse en las reacciones nucleares, donde sí cambia la identidad de los elementos, aunque en las reacciones químicas ordinarias los núcleos permanecen inalterados y los átomos se conservan como tales.
Dalton suponía todos los átomos de cloro idénticos; hoy sabemos que su masa atómica tabulada, \(35{,}45\text{ u} \), es el promedio ponderado de ambos isótopos.
La versión moderna mantiene intactas las ideas centrales: la materia está formada por átomos, los compuestos resultan de combinar átomos en proporciones definidas y las reacciones químicas son reordenamientos de átomos.
La hipótesis de Avogadro y el concepto de molécula
Amadeo Avogadro propuso en 1811 la hipótesis que resolvía la aparente contradicción entre la teoría atómica de Dalton y la ley de los volúmenes de Gay-Lussac: volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de partículas.
La clave estaba en distinguir entre átomo y molécula.
La molécula es la agrupación estable y eléctricamente neutra de dos o más átomos unidos por enlaces químicos que constituye la unidad independiente de una sustancia molecular.
Algunos elementos gaseosos, como el hidrógeno, el oxígeno o el nitrógeno, existen como moléculas diatómicas \(\text{H}_2 \), \(\text{O}_2 \) y \(\text{N}_2 \), y no como átomos aislados.
Con esta distinción, la reacción de formación del agua se interpreta correctamente:
Dos volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen de oxígeno porque cada molécula de hidrógeno aporta dos átomos de hidrógeno.
El volumen molar y la determinación de masas atómicas relativas
De la hipótesis de Avogadro se deduce que un mol de cualquier gas ideal ocupa, a una temperatura y presión dadas, el mismo volumen, llamado volumen molar.
En condiciones normales, \(0\text{ }^\circ\text{C} \) y \(1\text{ atm} \), este volumen vale:
La hipótesis de Avogadro también proporcionó un método fiable para determinar masas atómicas relativas, desarrollado por Stanislao Cannizzaro.
Si se conoce la masa de un volumen dado de un gas y su fórmula molecular, el cociente entre la masa de la molécula y la masa de la molécula de hidrógeno permite deducir las masas atómicas de sus elementos constituyentes.
Complementariamente, la ley de Dulong y Petit establece que el producto de la masa atómica aproximada de un metal sólido por su calor específico es aproximadamente constante e igual a $$6{,}4\text{ cal}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{K}^{-1} $$, lo que sirvió históricamente para estimar masas atómicas de metales.
La estequiometría moderna combina todos estos conceptos: a partir de las masas atómicas relativas tabuladas y de las fórmulas químicas se calculan las cantidades de cada sustancia que intervienen en una reacción, usando siempre como puente la cantidad de sustancia en moles.
El mismo volumen de hidrógeno, en las mismas condiciones, contiene también un mol de moléculas según la hipótesis de Avogadro, pero sólo \(2{,}016\text{ g} \), porque sus moléculas son más ligeras.
vamos a interpretar el experimento a la luz de la teoría atómica, contando los átomos que se reordenan, y deducir por qué la masa del producto tiene que ser exactamente la suma de las masas de los reactivos.
Si se calientan conjuntamente \(2{,}04\text{ g} \) de zinc y \(1{,}00\text{ g} \) de azufre, no queda ni zinc ni azufre después de que se haya formado el sulfuro de zinc.
Explica, de acuerdo con la teoría atómico-molecular, por qué la masa del sulfuro de zinc formado es \(3{,}04\text{ g} \)
Lectura atómica del proceso.
Según la teoría atómica, el zinc metálico está formado por átomos de zinc y el azufre por átomos de azufre.
Al calentar la mezcla, los átomos de ambos elementos se reordenan y se combinan formando unidades de sulfuro de zinc, cada una con un átomo de zinc y un átomo de azufre, sin que ningún átomo se cree ni se destruya en el proceso.
Balance de átomos y de masa.
Como no queda resto de ninguno de los dos reactivos, todos los átomos de zinc y todos los átomos de azufre iniciales han pasado a formar parte del producto.
La masa total de los átomos es la misma antes y después del reordenamiento, por la ley de conservación de la masa de Lavoisier, que la teoría atómica explica precisamente por la indestructibilidad de los átomos en las reacciones químicas.
Cálculo de la masa del producto.
La masa del sulfuro de zinc formado es por tanto la suma de las masas de los átomos que lo constituyen, es decir, la suma de las masas iniciales de ambos reactivos:
El resultado no es una casualidad experimental, sino una consecuencia necesaria de que la reacción química es un simple reordenamiento de átomos.
la masa del sulfuro de zinc es \(3{,}04\text{ g} \) porque la reacción química es un simple reordenamiento de átomos que ni se crean ni se destruyen.
vamos a convertir las masas experimentales en moles usando la masa atómica conocida del azufre, igualar los moles de ambos elementos por la estequiometría uno a uno del sulfuro de zinc y despejar la masa atómica del zinc.
Si se calientan conjuntamente \(2{,}04\text{ g} \) de zinc y \(1{,}00\text{ g} \) de azufre, no queda ni zinc ni azufre después de que se haya formado el sulfuro de zinc.
Si la masa atómica relativa del azufre es \(32{,}1 \), ¿cuál es la masa atómica relativa del zinc si la fórmula del sulfuro de zinc es \(\text{ZnS} \)?
Cálculo de los moles de azufre que reaccionan.
Convertimos la masa de azufre en cantidad de sustancia dividiendo por su masa molar, numéricamente igual a su masa atómica relativa:
Moles de zinc a partir de la fórmula del compuesto.
La fórmula \(\text{ZnS} \) indica que cada unidad de sulfuro de zinc contiene un átomo de zinc por cada átomo de azufre, de modo que los moles de zinc que reaccionan coinciden con los moles de azufre:
Despeje de la masa atómica relativa del zinc.
La masa atómica relativa es la masa de un mol de átomos, por lo que dividimos la masa de zinc entre sus moles:
La masa atómica relativa del zinc resulta ser \(65{,}5 \), en excelente acuerdo con el valor tabulado.
Este procedimiento ilustra el método general de Cannizzaro: combinar datos ponderales con la fórmula química para determinar masas atómicas relativas.
la masa atómica relativa del zinc es \(65{,}5 \), en excelente acuerdo con el valor tabulado, obtenida combinando datos ponderales con la fórmula del compuesto según el método de Cannizzaro.
vamos a usar el volumen molar en condiciones normales para pasar del volumen a los moles, y de ahí a la masa y al número de moléculas y de átomos mediante la constante de Avogadro.
Se dispone de \(11{,}2\text{ L} \) de oxígeno gaseoso medidos en condiciones normales de presión y temperatura.
Calcula la cantidad de sustancia en moles, la masa de la muestra, el número de moléculas de oxígeno y el número total de átomos de oxígeno.
Conversión del volumen en cantidad de sustancia.
En condiciones normales, un mol de gas ideal ocupa \(22{,}414\text{ L} \)
Aplicamos la relación entre volumen y moles:
La muestra contiene \(0{,}5 \text{ mol} \) de moléculas de oxígeno.
Cálculo de la masa de la muestra.
La masa molecular del oxígeno \(\text{O}_2 \) es \(2 \times 16{,}00 = 32{,}00\text{ u} \), luego su masa molar es \(32{,}00\text{ g}\cdot\text{mol}^{-1} \)
La masa resulta:
Número de moléculas y de átomos.
Multiplicamos los moles por la constante de Avogadro para obtener el número de moléculas:
Cada molécula de \(\text{O}_2 \) contiene dos átomos de oxígeno, por lo que el número total de átomos es el doble:
\(0{,}5 \text{ mol} \) de moléculas diatómicas contiene exactamente un mol de átomos, lo que muestra la importancia de distinguir entre átomo y molécula al aplicar la hipótesis de Avogadro.
la muestra contiene \(0{,}500\text{ mol} \), \(16{,}0\text{ g} \), \(3{,}011 \times 10^{23} \) moléculas y \(6{,}022 \times 10^{23} \) átomos de oxígeno.