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Conceptos fundamentales

¿Cómo se dedujeron las primeras fórmulas químicas?

A finales del siglo XVIII y principios del XIX se establecieron las leyes ponderales de la química que facilitaron el desarrollo de los primeros modelos atómicos de la materia. Ya se habían identificado gran cantidad de elementos químicos y se sabía que estos se combinaban entre sí para formar compuestos. El reto al que se enfrentaban los químicos entonces era conocer la proporción en que se encontraban cada uno de los átomos de un compuesto para, a continuación, asignarle una fórmula química que lo identificara.

Los químicos conocían métodos de síntesis y de análisis suficientes como para poder determinar el porcentaje en masa de los elementos que formaban un determinado compuesto. Por ejemplo, sabían perfectamente que 100 gramos de óxido de calcio contenían 28’6 gramos de oxígeno y 71’4 gramos de calcio. Si hubiesen conocido las masas de estos elementos habrían calculado la proporción de cada uno de ellos en el compuesto, obteniendo así su fórmula. Pero solo conociendo su fórmula, podrían determinar la relación de átomos y, con ella, sería posible estimar las correspondientes masas atómicas. Es decir, se entraba en un círculo vicioso, ya que los químicos no podían determinar la fórmula por no conocer las masas atómicas, y no podían conocer las masas atómicas por no conocer la fórmula.

La clave se encontraba, pues, en la necesidad de hallar las masas atómicas de cada uno de los elementos químicos. Evidentemente, la masa de un átomo es ínfima, por lo que surgió la idea de definir la masa de los átomos por comparación con la masa del elemento más ligero conocido, el hidrógeno, al cual se le asignó una masa igual a uno (lo que se conoce como unidad de masa atómica). Las masas de los átomos calculadas de esta manera se denominaron pesos atómicos.

Así se pudieron determinar los pesos atómicos de muchos elementos y, con ellos, se dedujeron las fórmulas de gran cantidad de compuestos. En ocasiones se encontraban distintas proporciones para un mismo compuesto, por lo que se recurría a la regla de la máxima simplicidad de John Dalton (1766-1844), según la cual, en caso de duda, la fórmula de un compuesto sería la más sencilla de entre todas las posibles. También resultaba útil cuando dos elementos, A y B, podían formar varios compuestos. En este caso, el compuesto más simple tendría una fórmula del tipo AB, que nos permitiría conocer la relación entre los pesos atómicos de estos elementos y, con ellos, se podrían determinar las fórmulas de otras combinaciones sencillas de A y B (como AB2, A2B…). Sin embargo, esta estrategia no era siempre garantía de acierto, como en el caso del agua, para la que Dalton asigno la fórmula HO, error similar al que cometió con el amoniaco, al que formuló como NH.

Simbolos-elementos-quimicos-Dalton
Representaciones de Dalton de algunos elementos y compuestos

Además, las experiencias llevadas a cabo por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), que le llevaron a enunciar la ley de los volúmenes de combinación (que dice que los volúmenes de gases que reaccionan o se producen en una reacción química guardan entre sí una relación de números enteros sencillos), entraban en contradicción con el modelo atómico propuesto por Dalton. A modo de ejemplo: según la ley de Gay-Lussac, un volumen de nitrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de óxido nítrico, algo que Dalton negaba con rotundidad, ya que desde su punto de vista, si los átomos son distintos unos de otros, no puede ser que en volúmenes iguales de gases distintos existan el mismo número de átomos, ni que haya el doble de átomos en volúmenes dobles de gases distintos. Es decir, si los átomos de nitrógeno y oxígeno son distintos entre sí, sus tamaños no pueden ser los mismos, y para que reaccionen cierto número de átomos de nitrógeno con el mismo número de átomos de oxígeno, harán falta volúmenes diferentes de cada uno de estos gases. Y lo mismo ocurrirá con el volumen de óxido nítrico obtenido, que no puede coincidir con la suma de los volúmenes de nitrógeno y oxígeno. Esto planteaba un gran dilema, pues Dalton había elaborado un sólido modelo teórico que, además, permitía explicar las leyes ponderales, pero los experimentos llevados a cabo por Gay-Lussac eran meticulosos y precisos. Había que buscar la manera de adaptar la teoría atómica a las incuestionables evidencias.

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Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)

Un nuevo enfoque a este controvertido asunto fue propuesto en 1811 por Amadeo Avogadro (1776-1856), quien planteó un modelo dinámico para explicar la naturaleza y el comportamiento de los gases, cuya hipótesis principal era que las partículas se encuentran en movimiento manteniendo grandes distancias entre ellas, por lo que sus dimensiones son muy pequeñas frente al volumen total del recipiente que las contiene, y se puede suponer que volúmenes iguales de gases distintos (en las mismas condiciones de presión y temperatura) contienen el mismo número de moléculas. Además, resuelve el problema de los volúmenes de combinación considerando que los gases elementales (como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno o el cloro) no estaban formados por átomos sino por moléculas diatómicas (con dos átomos cada una).

Así, por ejemplo, se podía interpretar la reacción entre el cloro y el hidrógeno, para formar cloruro de hidrógeno. Experimentalmente se comprobaba que un volumen de cloro reaccionaba con otro volumen de hidrógeno para formar dos volúmenes de cloruro de hidrógeno. Teniendo en cuenta que el número de partículas es el mismo en volúmenes iguales, la reacción puede interpretarse como que una molécula de hidrógeno reacciona con una molécula de cloro para producir dos moléculas de cloruro de hidrógeno. Para que esto tenga sentido, debe suponerse que tanto la molécula de hidrógeno como la de cloro tienen cada una dos átomos. Esta suposición se pudo confirmar posteriormente, por lo que siempre que estas sustancias intervienen en las reacciones químicas se representan como H2, O2, N2, Cl2, F2, Br2 o I2.

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Amadeo Avogadro (1776-1856)

Las aportaciones de Avogadro no tuvieron repercusión en su momento pero medio siglo después (en 1858) resurgieron gracias a Stanislao Cannizzaro (1826-1910), quien las utilizó para poder calcular pesos atómicos aproximados y, a partir de ellos, deducir pesos atómicos exactos.

Aunque los términos de peso atómico y molecular están muy extendidos, es más correcto y, actualmente, es lo recomendado, hablar de masa atómica y molecular, ya que el peso es una manifestación de la masa cuando interacciona con un campo gravitatorio.

Con esto se conseguía una salida práctica a aquel círculo vicioso del que hablábamos al principio, y los químicos de la época empezaron a conocer pesos atómicos cada vez más precisos, con los que determinar la relación de átomos en las moléculas, a las que se podía representar, finalmente, mediante fórmulas químicas.

Las fórmulas son una representación de la composición de una sustancia y están constituidas por un conjunto de letras (símbolos de los elementos), con subíndices que indican el número de átomos que forman parte de la molécula.

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Conceptos fundamentales Estructura atómica

Elementos, isótopos e iones

La primera definición de elemento químico se debe al gran Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), quien es considerado el padre de la Química moderna (pues la elevó a la categoría de actividad científica fundamentada en la investigación). En su Tratado elemental de química (1789) hace una clasificación de los elementos conocidos (un total de 32, incluyendo la luz y el calórico, la supuesta materia del fuego), entendiendo como tales las sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más sencillas.

Unos años después, el científico inglés John Dalton asentó definitivamente la naturaleza atómica de la materia, entendiendo que los átomos de un mismo elemento eran siempre iguales entre sí y distintos a los de otros elementos. A simple vista, las diferencias entre elementos eran obvias: estado físico, color, brillo, olor, sabor… Incluso había algunas pautas para identificarlos por su comportamiento químico, pero ¿qué distinguía a un elemento de otro a nivel atómico?

Con el descubrimiento de las leyes ponderales, se hicieron las primeras clasificaciones de los elementos en función de sus masas atómicas y se comprobó que se podían ordenar de tal manera que formaban grupos de elementos con propiedades análogas. De este modo surgió la tabla periódica de los elementos, que se ha ido perfeccionando y completando con el tiempo. Esto fue posible gracias a una serie de científicos, como Thomson, Rutherford o Chadwick, que, a finales del siglo XIX y principios del siglo XX, descubrieron las tres partículas elementales que constituyen el átomo: el protón y el neutrón, que concentran casi toda la masa del átomo en una pequeña región central llamada núcleo; y el electrón, de masa insignificante (en comparación con la del protón o el neutrón) y en continuo movimiento alrededor del núcleo a gran distancia de él. Según esto, la masa de un átomo se puede considerar que coincide con la de su núcleo y, en consecuencia, es en el núcleo donde radica la diferencia entre átomos, es decir, entre unos elementos y otros.

Número atómico y número másico

Dado que la masa de un átomo es, básicamente, la masa de su núcleo, y este está formado por protones y neutrones, se define:

Número másico: es el número de protones y de neutrones de un átomo.

El número de neutrones puede variar entre átomos de un mismo elemento, por lo que definimos:

Número atómico: es el número de protones de un átomo.

Por tanto, es el número atómico el que caracteriza y diferencia unos átomos de otros:

Los átomos de un mismo elemento poseen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones.

Se conocen elementos con números atómicos comprendidos entre 1 y 118. El más pequeño es el hidrógeno, con un único protón, mientras que el elemento químico de mayor número atómico que está presente en la naturaleza es el americio, con 95 protones. Los de mayor número atómico han sido obtenidos artificialmente, mediante bombardeo de átomos de menor tamaño con partículas alfa.

Normalmente, el número atómico se simboliza con la letra Z y el número másico con la letra A, representándose con un subíndice y un superíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo químico al que corresponden:

Número-atómico-másico-simbolo-elemento

Isótopos

Hemos dicho que los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico (número de protones), pero no tienen por qué tener el mismo número másico (número de protones más neutrones). Por ello, definimos:

Isótopos: átomos de un mismo elemento (con el mismo número atómico) que difieren en el número de neutrones (distinto número másico).

La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo, aunque algunos son inestables. La existencia de isótopos implica que no todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa (ya que pueden tener más o menos neutrones), motivo por el cual el número atómico es el criterio elegido para su clasificación. Además, tiene otra consecuencia importante:

La masa atómica de un elemento es una media ponderada de las masas atómicas de sus isótopos.

masa-atomica-ponderada

Es decir, al calcular la masa atómica de cada elemento, se ha de tener en cuenta la masa de sus isótopos y la proporción relativa en la que se presentan en la naturaleza. Esta diferencia de masa es especialmente notoria en los tres isótopos del hidrógeno, que reciben el nombre de protio (ningún neutrón), deuterio (un neutrón) y tritio (dos neutrones):

isotopos-hidrogeno

Si tenemos en cuenta que la masa de un protón es prácticamente la misma que la de un neutrón, el deuterio tiene aproximadamente el doble de masa que el protio, y la masa del tritio sería, más o menos, el triple. Sin embargo, como la abundancia natural del protio es del 99’98 % (de cada 10 000 átomos de hidrógeno, 9 998 son de protio), la media ponderada de sus masas atómicas es próxima a la unidad: 1’00794 u.

Iones

En general, la materia es eléctricamente neutra, por lo que el número de electrones de un átomo coincide con el número de protones presentes en su núcleo. Sin embargo, en ocasiones nos encontramos con átomos que presentan carga eléctrica y esto es debido a la pérdida o ganancia de un cierto número electrones:

  • Los átomos que han perdido electrones adquieren carga positiva (tienen más protones que electrones) y se denominan cationes:

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  • Los átomos que han ganado electrones adquieren carga negativa (tienen más electrones que protones) y se denominan aniones:

Formacion-de-anion.JPG

Los elementos metálicos tienen tendencia a formar cationes, mientras que los no metálicos suelen dar lugar a aniones. Evidentemente, la variación del número de electrones no afecta al núcleo, por lo que tanto los cationes como los aniones siguen perteneciendo al mismo elemento que el átomo de procedencia (ya que no cambian su número atómico).

La carga eléctrica de un ion se indica con un superíndice a la derecha del símbolo del elemento químico: Na+, Mg2+, Fe3+, N3–, O2–, Cl.

Ejemplo resuelto

ejercicio-resuelto-numero-atomico-masico-neutrones

 

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Conceptos fundamentales

Sustancias puras y mezclas

Los sistemas materiales se pueden clasificar de la siguiente manera:

Clasificacion-Sistemas-Materiales

Sustancias puras

Una sustancia pura es materia que posee la misma composición en todos sus puntos y, por tanto, conserva las mismas propiedades y características en todos ellos. Dentro de las sustancias puras distinguimos:

  • Las sustancias simples, que están formadas por un único elemento, es decir, no pueden descomponerse en otras sustancias más sencillas. Por ejemplo, el hierro, el oxígeno o el sodio.
  • Las sustancias compuestas, formadas por la combinación de elementos que se unen entre sí en compuestos químicos de propiedades y características definidas. Por ejemplo, el agua (combinación de hidrógeno y oxígeno), el amoniaco (combinación de nitrógeno e hidrógeno) o el dióxido de carbono.

Mezclas

Una mezcla es un tipo de materia constituida por dos o más componentes distintos (átomos, moléculas…), que conservan su identidad química. Las mezclas de sustancias pueden ser:

  • Mezclas homogéneas: en las que los componentes que la constituyen son indistinguibles. El aire, las disoluciones líquidas o las aleaciones son mezclas homogéneas.
  • Mezclas heterogéneas: en las que se pueden distinguir los componentes que la forman, incluso a simple vista. Por ejemplo, el granito, la suspensión de polvo en el aire, el zumo de naranja natural o la ensaladilla rusa.
granito
En el granito pueden identificarse a simple vista el cuarzo (rosáceo), la mica (negro) y el feldespato (blanco) que lo forman.

Los componentes de las mezclas se pueden separar por métodos físicos. Las técnicas de separación más habituales son:

  • Para separar los componentes de mezclas homogéneas: la destilación (de líquidos con diferentes puntos de ebullición), la cristalización (de sólidos disueltos en sustancias relativamente volátiles) o la cromatografía.
  • Para separar los componentes de mezclas heterogéneas: la filtración (de un sólido mezclado con un líquido), la decantación (de líquidos de diferentes densidades, o de una mezcla sedimentada de sólido y líquido), la tamización (de partículas sólidas de diferente grosor) o la imantación (que permite separar componentes con propiedades magnéticas).
filtracion
Filtración

Actividad resuelta

Ejercicio-resuelto-sustancias-puras-mezclas