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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:

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.

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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.

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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.

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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.

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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. Ácidos

Bases (Al2 O3) ( NH3) (Ca O) (NaOH) (KOH) (Ba O) Datos tomados de Partington, 1959. Alúmina Amoniaco Cal Sosa Potasa Barita

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?.

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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.

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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?.

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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 100 g de agua 16 g de hidrógeno 18 g de agua Cálculo de porcentaje de oxígeno

18 g de agua

16 g de oxÍgeno

100 g de agua

x g de oxÍgeno

= 11.11 %

100 g de agua 16 g de oxÍgeno

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 100 g de cloro 16 g de oxÍgeno

de

muestra del compuestos.

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Segunda muestra:

174 g de cloro

32 g de oxÍgeno

100 g de cloro

x g de oxÍgeno

100 g de cloro 32 g de oxÍgeno

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).

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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

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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...

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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.

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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.

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Aunque masa y peso son dos conceptos diferentes, la masa relativa o el peso relativo son lo mismo.

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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.

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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.

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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...