1.- Clasificación de la materia - Tema1 NaturalezaDeLaMateria

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Tema 1: Naturaleza de la materia

1.- Clasificación de la materia

1.1.- Materia

Llamamos materia a todo aquello que ocupa espacio y tiene inercia. Estas propiedades se miden con las magnitudes volumen y masa respectivamente. En la materia se pueden distinguir distintas sustancias que normalmente nos las encontramos en la naturaleza mezcladas: oxígeno (en el aire), agua (en los mares, ríos y lagos), oro (mezclado en el terreno), dióxido de silicio (que forma el cuarzo y aparece mezclado en el terreno)… Incluso algunas sustancias puras no se encuentran normalmente en la naturaleza porque están combinadas formando un compuesto, como ahora veremos.

1.2.- Cambios en la materia

La materia puede experimentar cambios. Estos los podemos clasificar en:

- Cambios físicos: las sustancias no se transforman, siguen siendo las mismas: cambio de estado de una sustancia (por ejemplo en agua líquida cuando se congela), dilatación de cuerpos (una varilla de hierro que se alarga al calentarla), adquisición de carga eléctrica de cuerpos (una varilla de plástico que se carga eléctricamente al frotarla con la manga)…

- Cambios químicos: las sustancias se transforman, desapareciendo, y apareciendo nuevas sustancias: el papel cuando arde, el hierro cuando se oxida, la carne cuando la freímos… Se denominan reactivos a las sustancias iniciales y productos a las sustancias que se obtienen.

Reactivos  Productos

- Cambios nucleares: las sustancias se transforman en otras, pero por distinto motivo que en los cambios químicos. Una propiedad experimental que podemos tener en cuenta para diferenciarlos es que mientras que en los cambios químicos la masa permanece constante (la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos), en los cambios nucleares no ocurre, y aparece o desaparece alguna cantidad de masa. Ocurren por ejemplo, en las estrellas, donde el hidrógeno se transforma en helio.

1.3.- Sustancias puras

Las clasificamos en dos tipos: sustancias simples (sustancias elemento o simplemente elementos) y compuestos:

 Sustancias simple.- No se descomponen en otras sustancias más simples al aplicarle calor o electricidad. Existen poco más de 100. Pero sustancias simples estables solo hay 92, el resto se transmutan en sustancias simples estables en fracciones de segundo mediante cambios nucleares. Son elementos: hierro, hidrógeno, helio, oxígeno, oro…

 Compuestos.- Se descomponen al aplicarle (normalmente) calor o electricidad en sustancias simples. Por lo tanto, se trata de cambios químicos. Son compuestos: el agua, el amoniaco, el ácido sulfúrico, el dióxido de carbono, el hidróxido de sodio, el cloruro de sodio, el butano… Por ejemplo, el agua se puede separar en hidrógeno y oxígeno al aplicarle electricidad. Se conocen del orden de millones de compuestos [de los cuales la gran mayoría son compuestos orgánicos que va veremos].

1.4.- Mezclas

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2 azúcar disolvamos en el agua, la mezcla se vuelve más densa. Luego el agua con azúcar no tiene una densidad determinada, sino que cambia dependiendo de cuánto de cada sustancia se mezcle.

Las mezclas las podemos clasificar en:

 Heterogéneas.- A simple vista o al microscopio se reconocen partes distintas. A simple vista se ve: granito, agua y aceite, agua y arena, pero también si miramos al microscopio, veremos que son mezclas heterogéneas: el jugo de frutas, el agua turbia de los ríos, el aire contaminado, la horchata, el gazpacho… (a este tipo de mezclas heterogéneas se las denomina suspensiones). También, puede ocurrir que al microscopio no se vean diferencias pero al microscopio electrónico sí, como por ejemplo: la leche, la niebla, la mayonesa, la gelatina, el humo… (se denominan coloides). Mientas que las partículas de las suspensiones se depositan al fondo cuando se quedan suficientemente tiempo en reposo, los coloides no.

 Homogéneas o disoluciones.- Todas sus partes son iguales incluso al microscopio, y no se puede ver mediante ningún experimento que exista ningún tipo de corpúsculo mezclado. Son: el agua del grifo, el agua del mar, agua con azúcar, agua con sal, agua y alcohol etílico, el aire, el líquido de las baterías…

Mediante el efecto Tyndall se puede distinguir un coloide de una disolución o sustancia pura. La luz se ve pasar por los coloides, mientras que en los otros casos no.

1.5.- Métodos de separación de mezclas

Son procesos físicos en los que se aprovechan las propiedades de las sustancias mezcladas para conseguir separarlas o extraer una de ellas de la mezcla: cristalización, destilación, filtración, decantación, centrifugación… (ya se estudiaron en años anteriores; repásalo).

2.- Leyes experimentales en las reacciones químicas

2.1.- La Química

Es la ciencia que estudia los cambios químicos, y para ello, trata de comprender cómo está formada la materia.

2.2.- Leyes ponderales en los cambios químicos

Son leyes experimentales que cumplen las masas (o los pesos) de las sustancias que intervienen en los cambios químicos. Recuerda que el peso de un sistema material es la fuerza con la que la Tierra lo atrae, y se calcula mediante: 𝑃 = 𝑚 · 𝑔, donde g es la gravedad de la Tierra (𝑔 = 9,8 𝑁/𝑘𝑔) y m es la masa (que se mide en el SI en kilogramos) que mide la inercia de los cuerpos, pero que podemos pensar que nos indica la cantidad de materia que hay.

Se descubrieron a finales del siglo XVIII:

 Ley de conservación de la masa (Ley de Lavoisier).- La masa se conserva: en un cambio químico, la masa no cambia, es decir, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. Recuerda que en esto podemos diferencias un cambio químico de un cambio nuclear. Por ejemplo:

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 Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust).- Cuando dos o más elementos reaccionan para dar un determinado compuesto, lo hacen siempre en la misma proporción en masa. Ejemplo:

32 g de oxígeno + 4 g de hidrógeno  36 g de agua 16 g de oxígeno + 2 g de hidrógeno  18 g de agua 8 g de oxígeno + 1 g de hidrógeno  9 g de agua 640 g de oxígeno + 80 g de hidrógeno  720 g de agua

Se cumple: 324 =162 =81=64080 = 8 Otro ejemplo:

63,5 g de cobre + 32 de azufre  95,5 g de sulfuro de cobre II 190,5 g de cobre + 96 de azufre  286,5 g de sulfuro de cobre II

12,7 g de cobre + 6,4 de azufre  19,1 g de sulfuro de cobre II Se cumple: 63,532 =190,596 =12,76,4 ≈ 1,98

 Ley de las proporciones múltiples (Ley de Dalton).- Si dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos distintos, hay una relación numérica sencilla de la masa de una sustancia que reaccionan con una cantidad fija de la otra. Por ejemplo, se puede verificar experimentalmente que:

32 g de oxígeno + 4 g de hidrógeno  36 g de agua 16 g de oxígeno + 1 g de hidrógeno  17 g de agua oxigenada Si referimos las cantidades a 32 g de oxígeno, por ejemplo, las ecuaciones quedarían:

32 g de oxígeno + 4 g de hidrógeno  36 g de agua 32 g de oxígeno + 2 g de hidrógeno  34 g de agua oxigenada Para 32 g fijos de oxígeno, las cantidades de hidrógeno cumplen: 42= 2

Otro ejemplo:

224 g de hierro + 96 g de oxígeno  320 g de óxido de hierro (III) 112 g de hierro + 32 g de oxígeno  144 g de óxido de hierro (II) Si referimos a 224 g de hierro las dos ecuaciones, por ejemplo, tenemos:

224 g de hierro + 96 g de oxígeno  320 g de óxido de hierro (III) 224 g de hierro + 64 g de oxígeno  288 g de óxido de hierro (II) Para 224 g fijos de hierro, las cantidades de oxígeno cumplen: 9664 = 1,5

El número sencillo suele ser entero o semientero.

 Ley de los pesos de combinación (Ley de Richter).- Si una determinada masa de una sustancia puede reaccionar exactamente con diferentes masas de otras sustancias para dar distintas sustancias, entonces estas sustancias pueden reaccionar entre sí en esas mismas cantidades. Ejemplo:

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4 1 g de oxígeno + 0,375 g de carbono  1,375 g de dióxido de carbono

1 g de oxígeno + 4,438 g de cloro  5,438 g de dicloruro de oxígeno (antiguo monóxido de dicloro)

Entonces, 0,125 g de hidrógeno puede reaccionar exactamente con 2,500 g de calcio, o con 0,375 g de carbono, o con 4,438 g de cloro. O 2,500 g de cloro puede reaccionar exactamente con 0,375 g de calcio, o 4,438 g de cloro. O igualmente, 0,375 g de carbono puede reaccionar exactamente con 4,438 g de cloro.

2.3.- Ley volumétrica en los cambios químicos con gases

Referentes a los volúmenes de sustancias gaseosas que intervienen en los cambios químicos.

 Ley de los volúmenes de combinación (Ley de Gay-Lussac).- En iguales condiciones de temperatura y presión, los gases reaccionan guardando sus volúmenes una relación numérica sencilla.

1 L de oxígeno + 2 L de hidrógeno  2 L de agua (en estado gaseoso) 1 L de nitrógeno + 3 L de hidrógeno  2 L de amoniaco 1 L de hidrógeno + 1 L de cloro  2 L de cloruro de hidrógeno

Nunca se va a obtener que 1 L de algo reaccione con 2,5369 L de otra sustancia gaseosa. Siempre se podrá encontrar una proporción de números enteros.

3.- Teoría atómica de Dalton

Es la primera teoría científica en la que se postula la existencia del átomo. Los postulados son las ideas que se piensan que son ciertas, y que basándonos en ellas se construye toda la teoría.

3.1.- Postulados

Para poder explicar las leyes ponderales, hay que suponer que la materia está formada por partículas (átomos). Dalton se dio cuenta de ello a inicios del siglo XIX y enunció su teoría en la que supone que la materia está formada por partículas. La teoría se basa en los siguientes postulados:

a. La materia está formada por átomos, que son partículas indivisibles e inalterables.

b. Los átomos de una misma sustancia simple son iguales entre sí, y distintos a los de otra sustancia. c. Los compuestos están formados por la unión de átomos de distintos elementos.

d. Una reacción química consiste en una redistribución de átomos de manera diferente.

Así, según Dalton existen distintos tipos de átomos, cada sustancia simple tiene su tipo de átomo. Los átomos de un mismo tipo son idénticos entre sí con las mismas propiedades. A cada tipo de átomo, se le llama elemento. Cada elemento recibe el nombre de la sustancia simple que forma. Por ejemplo, son elementos: hidrógeno, helio, hierro, oro, calcio, cloro… es decir, todos los que aparecen en la tabla periódica de los elementos. Como dijimos, existen 92 elementos estables (hasta el uranio), el resto son radiactivos y se desintegran en alguno de los 92 elementos.

3.2.- Explicación de las leyes ponderales mediante la teoría de Dalton  Ley de la conservación de la masa (ley de Lavoisier)

Supongamos la reacción:

cobre + azufre  sulfuro de cobre (II)

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5 𝑚 𝐶𝑢 + 𝑚 𝑆 = 𝑚(𝐶𝑢𝑆)

Y esta ley se cumple siempre aunque la proporción de átomos que se unen no sea de uno a uno.

 Ley de las proporciones definidas (ley de Proust) La reacción anterior se produce en la siguiente proporción:

63,5 g de cobre + 32 de azufre  95,5 g de sulfuro de cobre (II)

Sabiendo que cada átomo de una sustancia se junta con otro átomo de otra, podemos deducir que los átomos de cobre son 63,5/32=1,98 veces más pesados que los de azufre.

Si por ejemplo, pusiéramos 64 g de cobre para que reaccionara con 32 gramos de azufre, veríamos que medio gramo de cobre no reaccionaría, y quedaría mezclado con los 95,5 g de sulfuro de cobre (II) que se producen. Se comprende que así sea, ya que quedarían átomos de cobre que no pueden enlazarse puesto que ya se han enlazado todos los átomos de azufre que había. Por tanto, la proporción entre la masa de cobre y la masa de azufre que reaccionarán exactamente será siempre: 𝑚 𝐶𝑢 𝑚 𝑆 =63,5 𝑔32 𝑔 ≈ 1,98. Si combinamos estos átomos cumpliendo esta relación, garantizamos que hay el mismo número de átomos de cada tipo, y reaccionará exactamente.

 Ley de las proporciones múltiples (ley de Dalton).

El cobre y el azufre también pueden reaccionar para dar otra sustancia, el sulfuro de cobre (I). Por ejemplo: 127 g de cobre + 32 de azufre  159 g de sulfuro de cobre (I)

Pero también es posible la reacción ya comentada:

63,5 g de cobre + 32 de azufre  95,5 g de sulfuro de cobre (II)

Vemos que efectivamente, para una cantidad fija de azufre (32 g), la relación entre las masas de cobre de un número sencillo:

127 63,5= 2

La manera de explicarlo, es suponer que para formar el sulfuro de cobre (I) es necesario que dos átomos de cobre se enlacen con un átomo de azufre. Así, el sulfuro de cobre (I) está formado por dos átomos de cobre y uno de azufre.

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 Ley de los pesos de combinación (ley de Richter).

Para poder explicar esta ley, es necesario además suponer que cada átomo tiene un determinado “poder de enlace”. Podemos imaginarlos como “ganchos”. Así, el hidrógeno debe tener un “gancho”, el oxígeno dos, el calcio dos, el carbono cuatro y el cloro uno. Recuerda que estos ganchos hipotéticos es la valencia.

Por ejemplo, si hacemos reaccionar el azufre con el aluminio se forma sulfuro de aluminio (𝐴𝑙2𝑆3). Vemos que por cada tres átomos de azufre se enlazan con dos de aluminio. Por otro lado, si hacemos reaccionar azufre e hidrógeno, se forma sulfuro de hidrógeno (𝐻2𝑆). Ahora, cada átomo de azufre se enlaza con dos de hidrógeno, o lo que es lo mismo, por cada tres átomos de azufre reaccionan seis de hidrógeno.

Según la ley de Richter, dos átomos de aluminio tienen que reaccionar con seis de hidrógeno. Si pensamos en estos “ganchos”, vemos que efectivamente es así.

Se obtienen dos moléculas de hidruro de aluminio (𝐴𝑙𝐻3).

4.- Ley de Avogadro

Para poder explicar la ley experimental de los volúmenes de combinación, Avogadro enunció su ley: volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones de temperatura y presión, tienen el mismo número de partículas. Además, se dio cuenta de que las partículas que forman los gases de las sustancias simples no son átomos (salvo los gases nobles, pero éstos, no reaccionan), sino moléculas de dos átomos iguales: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, principalmente. Así, podemos explicar:

1 L de oxígeno + 2 L de hidrógeno  2 L de agua (en estado gaseoso)

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7 1 L de cloro + 1 L de hidrógeno  2 L de cloruro de hidrógeno

5.- Ecuación química

Para el estudio de los cambios químicos o reacciones químicas, se utiliza la ecuación química. En ella aparecen los reactivos, o sustancias que se ponen inicialmente, una flecha, que indica el cambio, y los productos o sustancias que aparecen.

Reactivos  Productos

Tanto los reactivos como los productos deben ir formulados y ajustados. Ajustar quiere decir que hay que indicar mediante coeficientes, delante de cada fórmula, la cantidad mínima de moléculas (o átomos) que intervienen en la reacción. Se debe tratar de hacer que los coeficientes sean los números naturales más pequeños posibles. A continuación vamos a escribir todas las ecuaciones químicas de todas las reacciones químicas que hemos utilizado:

O2 + 2 H2  2 H2O Cu + S  CuS 2 Cu + S  Cu2S O2 + H2  H2O2 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3 2 Fe + O2  2 FeO O2 + 2 Ca  2 CaO O2 + 2 Cl2  2 OCl2 N2 + 3 H2  2 NH3 H2 + Cl2  2 HCl

6.- Masa de los átomos y moléculas

6.1.- Masa atómica relativa

Según la teoría atómica de Dalton, existen tantos átomos como sustancias simples. De manera estable nos encontramos con 92 tipos de átomos. A cada tipo de átomo se le llama elemento. Estudiando las proporciones en masa en las que intervienen distintas sustancias en las reacciones químicas, Dalton y otros químicos consiguieron determinar la masa de los distintos elementos comparándolos unos con otros. Se vio que el átomo más ligero es el hidrógeno. Así que se empezó a comparar la masa de los distintos elementos con la del hidrógeno. Por ejemplo, el carbono tiene una masa de 12, porque es doce veces más masivo que el hidrógeno, el oxígeno 16, etc. Por tanto, podemos representar la masa de un elemento simplemente con un número, que indica cuántas veces es más masivo que el hidrógeno.

6.2.- Unidad de masa atómica

Más modernamente, se ha definido una unidad para medir las masas de los átomos. Esta unidad es la unidad de masa atómica, se representa por u y la llamamos uma. Se ha definido una uma como la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12 (es un átomo de carbono con 12 nucleones). Con esta unidad, la masa del hidrógeno debería ser 1 u, pero medidas más precisas realizadas posteriormente nos dan una masa del hidrógeno de 1,008 u. Como vemos, salvo errores de milésimas de uma, podemos decir que la masa del hidrógeno es de 1 u.

La equivalencia de la uma con la unidad de masa del SI es aproximadamente: 1 𝑢 = 1,66 · 10−27𝑘𝑔

Ahora podemos indicar también la masa de un átomo utilizando esta unidad. Así, podemos poner que la masa del carbono es de 12 u, que la del oxígeno es 16, que la del calcio 40 u… (valores aproximados).

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6.3.- Masa de moléculas

Puesto que las moléculas son agrupaciones de átomos enlazados entre sí, podemos designar sus masas utilizando la uma. Simplemente hay que sumar las masas de los átomos que forma la molécula. Es lo que llamamos masa molecular.

Ejemplo:

m(H2O)= 2·m(H)+m(O)=2·1+16=18 u m(O2)= 2·m(O)=2·16=32 u

m(CO2)= m(C)+2·m(O)=12+2·16=44 u

Como sabemos, existen otras sustancias cuyos átomos están enlazados entre sí, pero no forman moléculas, sino que cuando están en estado sólido forman estructuras ordenadas de átomos; son los cristales. Para este caso, no tiene sentido hablar de la masa molecular, aunque a veces se dice, pero se está refiriendo en realidad a la masa de la fórmula. Es decir, es la masa de los átomos que forman la celda más pequeña posible que al repetirla múltiples veces se obtiene todo el cristal. Por ejemplo: NaCl, CaCl2, K2SO4 … es decir, sales binarias u oxosales. Pero también podemos incluir sustancias puras que forman cristales en estado sólido como los metales o los cristales covalentes como el diamante. Las masas fórmula de las sustancias mencionadas son:

m(NaCl)= m(Na)+m(Cl)=23+35,5=58,5 u m(CaCl2)= m(O)+2·m(Cl)= 16+2·35,5=87 u

m(K2SO4)= 2·m(K)+m(S)+4·m(O)=2·39+32+4·16=174 u m(Fe)=56 u

m(C)=12 u

7.- El mol

7.1.- Número de Avogadro

El mol es la unidad del SI de cantidad de sustancia. Luego es una unidad para indicar la cantidad que tenemos para las sustancias puras, ya sean simples o compuestos. Un mol de una sustancia contiene el número de Avogadro (NA) de partículas, ya sean átomos para las sustancias atómicas o moléculas para las moleculares. El número de Avogadro es un número encontrado en 1811 por el químico italiano Amadeo Avogadro. Su valor es NA=6,022·1023. Veamos el porqué de este número.

Tomemos por ejemplo 1 mol de H2O, es decir, 6,022·1023 moléculas de agua. Expresemos esta cantidad en gramos: 6,022 · 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐 · 18 𝑢

𝑚𝑜𝑙é𝑐

1,66 · 10−24𝑔

1 𝑢 ≈ 18 𝑔

Resulta que 1 mol de agua tiene de masa 18 g. Numéricamente es igual a la masa de una molécula en umas; 18 u. Esto no es una casualidad que ocurre por el agua, es lo mismo para cualquier sustancia. Por tanto, podríamos también definir un mol como la cantidad de sustancia cuya masa expresada en gramos es igual a su masa molecular (o atómica) expresada en gramos.

Podemos escribir una expresión muy simple que nos relaciona el número de partículas (n), que serán átomos o moléculas según sea la sustancia, con su cantidad en moles (n):

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7.2.- Masa molar

Se denomina masa molar a la masa, en gramos, de un mol de sustancia. Sabiendo las masas atómicas, podemos determinar la masa molar de cualquier sustancia. Representaremos la masa molar por M( ), donde dentro del paréntesis pondremos la sustancia formulada. Así:

Si m(H2O)= 18 u, entonces M(H2O)= 18 g/mol Si m(O2)= 32 u, entonces M(O2)= 32 g/mol

Si m(K2SO4)= 174 u, entonces M(K2SO4)= 174 g/mol

Una expresión fácil que relaciona la masa (en gramos) de una sustancia con la cantidad de moles (n) es:

𝑛 = 𝑚

𝑀(𝑠𝑢𝑠𝑡)

7.3.- Volumen molar

Se denomina volumen molar de una sustancia en estado gaseoso al volumen que ocupa un mol de ella. Lógicamente, este volumen depende de la presión y temperatura a la que se someta el gas. Se denomina condiciones normales (c.n.) a las condiciones de 0 °C y 1 atm (o 760 mmHg). Experimentalmente se determina que un mol de cualquier gas en c.n. ocupa aproximadamente 22,4 litros; se denomina volumen molar en c.n.

Cuando un gas no esté en c.n. deberemos utilizar la ecuación general de los gases para encontrar el volumen que ocupa en las condiciones de temperatura y presión que se nos diga. En la próxima unidad veremos que esta ecuación es:

𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇

donde 𝑅 = 0,082𝑚𝑜𝑙 ·𝐾𝑎𝑡𝑚 ·𝐿.

8.- Fórmula de los compuestos

8.1.- Fórmula empírica y molecular

En la fórmula molecular de un compuesto molecular se indica el número real de átomos de cada elemento que hay en la molécula de dicho compuesto. Si se trata de un cristal, es la relación más simple que existe entre las cantidades de los distintos elementos, como ya vimos anteriormente.

Por otra parte, en la fórmula empírica de un compuesto se representa la relación más simple de los elementos que forman el compuesto. Así, en los cristales coincidirán ambas fórmulas, y en la mayoría de los compuestos moleculares inorgánicos también, pero sin embargo, no ocurre igual con los compuestos orgánicos.

 Agua.- fórmula molecular: H2O fórmula empírica: H2O

 Peróxido de hidrógeno.- fórmula molecular: H2O2 fórmula empírica: HO

 Butano.- fórmula molecular: C4H10 fórmula empírica: C2H5

8.2.- Composición centesimal de las sustancias

En la composición centesimal de una sustancia se indica el tanto por ciento en masa de los elementos que forman dicha sustancia. Veamos un ejemplo:

Determinemos la composición centesimal del sulfato de potasio, K2SO4.

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10 %𝐾 = 78 𝑔

174 𝑔100 ≈ 44,8 % 𝑑𝑒 𝐾

%𝑆 = 32 𝑔

174 𝑔100 ≈ 18,4 % 𝑑𝑒 𝑆

%𝑂 = 64 𝑔

174 𝑔100 ≈ 36,8 % 𝑑𝑒 𝑂

8.3.- Obtención de la fórmula de un compuesto

Si por cualquier procedimiento se determina la composición centesimal en masa de un compuesto, se puede encontrar fácilmente la fórmula empírica. Para terminar encontrando la masa molecular es necesaria alguna otra información que nos permita conocer la masa molar.

Veamos un ejemplo:

Determinemos la fórmula empírica y molecular, si es posible, de un compuesto formado por un 1,65 % en masa de H, un 52,89 % en masa de O y un 45,45 % en masa de Mn. Datos: m(H) = 1 u, m(O) = 16 u y m(Mn) = 55 u.

Tomemos 100 g del compuesto, entonces sabemos que 1,65 g son de H, 52,89 g de O y 45,45 g de Mn. Veamos cuántos moles son de cada uno:

𝑛 𝑑𝑒 𝐻 =𝑚 𝑑𝑒 𝐻 𝑀(𝐻) =

1,65 𝑔

1 𝑔/𝑚𝑜𝑙= 1,65 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻

𝑛 𝑑𝑒 𝑂 =𝑚 𝑑𝑒 𝑂 𝑀(𝑂) =

52,89 𝑔

16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 3,31 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂

𝑛 𝑑𝑒 𝑀𝑛 =𝑚 𝑑𝑒 𝑀𝑛

𝑀(𝑀𝑛) =

45,45 𝑔

55 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 0,83 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑀𝑛

La fórmula sería una cosa así: H1,65Mn0,83O3,31 . Los subíndices indican la proporción en la que se encuentran los átomos, pero claro está, tenemos que expresar la misma proporción con números enteros. Para ello, supondremos que el número más pequeño (0,83) es 1, y los otros números los escalaremos en la misma proporción. Para convertir 0,83 en 1, hay que dividirlo entre 0,83. Así que habrá que dividir las otras cantidades por el mismo número. De esta forma guardaremos la proporción.

𝑀𝑛: 0,83

0,83= 1; 𝑂: 3,31

0,83≈ 4; 𝐻: 1,65 0,83≈ 2

Ya tenemos la proporción mínima con números naturales: H2MnO4. Esta es la fórmula empírica, pero como sabemos que esta sustancia existe, que es el ácido mangánico, y que no existe otra con subíndices mayores, podemos asegurar que esta fórmula también es la molecular.

9.- Métodos de análisis de sustancias

9.1.- Espectrometría de masas

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11 la misma sustancia, tienen las mismas propiedades químicas. Luego la carga de todos los haces es la misma. Así, se puede calcular la masa de cada isótopo.

Además, midiendo la intensidad relativa con la que llega cada haz, se puede determinar el porcentaje en el que se encuentra cada isótopo.

Este método se puede emplear con compuestos orgánicos, donde al ionizarlos, se rompen algunos de los enlaces más débiles que se forma una mezcla con distintas porciones de la molécula. Al analizar sus masas puede averiguarse de qué ion se trata e ir juntando todas sus partes para averiguar cómo es la molécula completa.

9.2.- Determinación de la masa atómica de un elemento

La masa atómica de un elemento químico, la que suele aparecer en las tablas periódicas, es una media ponderada de todos los isótopos que forman ese elemento en la proporción en la que se encuentra en la naturaleza. Estos datos se obtienen mediante el espectrómetro de masas. Por ejemplo, al pasar el azufre por el espectrógrafo de masas se obtienen los siguientes isótopos: azufre-32 en un 95,02 % en masa, azufre-33 en un 0,75 %, azufre-34 en un 4,21 % y azufre 36 en un 0,06 %. El número que identifica cada isótopo es el número másico, y nos dice muy aproximadamente cuánto es la masa de cada isótopo en umas. Por tanto:

m(32S)=32 u; m(33S)=33 u; m(34S)=34 u; m(36S)=36 u La media ponderada se calcula:

𝑚 𝑆 =32 · 95,02 + 33 · 0,75 + 34 · 4,21 + 36 · 0,06

100 ≈ 32,11 𝑢

No obtenemos exactamente la masa que aparece en la tabla porque la masa de los isótopos no es exactamente el número másico.

9.3.- Radiación electromagnética

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12 Cuanto más pequeña es la longitud de onda, mayor es la energía que transporta la onda. Por eso, el violeta es el color más energético, mientras que el rojo, el que menos.

Normalmente nos referimos a las ondas por su frecuencia (f), que nos indica el número de oscilaciones que realiza cada unidad de tiempo. Si la unidad de tiempo es el segundo, la unidad de frecuencia es el hercio (Hz), que indica por tanto, el número de oscilaciones por segundo. La frecuencia de una onda es una propiedad exclusiva de ella, sin embargo, no ocurre lo mismo con la longitud de onda, ya que depende de la velocidad del medio por el que se propague.

Las ondas electromagnéticas se propagan más rápidamente por el vacío, lo hacen a la velocidad de la luz, que es la máxima posible que un cuerpo podría alcanzar; c≈300 000 km/s.

No es difícil demostrar que para cualquier onda se cumple que su velocidad es igual a su longitud de onda por su frecuencia. Para el caso de la radiación electromagnética cuando viaja por el vacío es:

𝑐 = 𝜆 · 𝑓

Esto nos indica que la longitud de onda y la frecuencia son inversamente proporcionales. La frecuencia del color rojo es:

𝑓𝑅 =𝑐 𝜆=

3 · 108𝑚 𝑠

750 · 10−9𝑚= 4,0 · 1014𝐻𝑧 Y la del violeta:

𝑓𝑉 =𝑐 𝜆=

3 · 108𝑚 𝑠

400 · 10−9𝑚= 7,5 · 1014𝐻𝑧

Por encima de la radiación visible está la ultravioleta, luego los rayos X y la más energética los rayos gamma. Por debajo, la infrarroja, las microondas y por último las ondas de radio. Todas estas radiaciones constituyen el espectro electromagnético.

9.4.- Espectroscopía

Toda la materia emite radiación electromagnética. El tipo de ondas que emite depende fuertemente de la temperatura, siendo más energética la radiación cuanto mayor sea la temperatura del cuerpo. Pero también depende de los elementos que forman el cuerpo. Cada elemento emite un conjunto de líneas espectrales distinto al de los demás. Este hecho se utiliza en espectroscopía para determinar los elementos que forman una muestra. Si se calienta una muestra lo suficiente, las radiaciones que emiten llegan al espectro visible, y entonces emiten luz que detectamos con nuestra visión, como un hierro al rojo vivo o el filamento de una bombilla.

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13 otras radiaciones invisibles para nuestros ojos. Analizando cuáles son estas líneas, y con qué intensidad se ven, se puede saber los elementos que hay en la muestra. A estos espectros se llaman espectros de emisión, porque se analiza la radiación que emite directamente la materia.

Algunos espectros atómicos en la franja de la luz visible se muestran en la imagen de abajo.

Hay otra posibilidad de realizar espectros. Consiste en hacer pasar una luz blanca (que contiene todas las frecuencias) por un gas de la muestra. Cuando sale la luz de la muestra gaseosa se observa que le faltan algunas líneas (algunos colores). Estas líneas son las que emitiría si le hiciéramos el espectro de emisión. Esta es la manera por la que sabemos qué elementos hay en el Sol y en las estrellas. La radiación que se produce en el núcleo tiene que atravesar las distintas capas de gases, absorbiéndose la radiación de frecuencias características de cada elemento. También se está averiguando con esta técnica los elementos que componen la atmósfera de los planetas que se están descubriendo. Para ello, necesitan la luz de una estrella que esté detrás del planeta y atraviese la atmósfera. A este tipo de espectros se le llama espectros de absorción.

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