FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACH___________________________________________ IES EL PARADOR
Referencia bibliográfica: Fís y Quím 1º de Bachillerato (Jaime Carrascosa y otros)
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TEMA 6
TEORÍA ATÓMICO MOLECULAR DE LA MATERIA
Como ya sabéis de lo que habéis estudiado en la ESO, la materia puede experimentar un
montón de cambios diferentes que los científicos han clasificado en dos tipos:
- Cambios físicos, en los que no cambia la naturaleza de las sustancias, como son los
cambios de estado, la dilatación/contracción por cambios en la temperatura, el
movimiento de los cuerpos, la transmisión de luz y sonido, cambios producidos por
la corriente eléctrica, etc.
- Cambios químicos, en los que desaparecen unas sustacias y en su lugar aparecen
otras nuevas, como ocurre en los procesos de combustión, de oxidación, en la
digestión de los alimentos, en la fabricación de metales a partir de sus óxidos,
cuando cocinamos los alimentos, etc.
El objetivo principal de la primera parte de este curso es estudiar las transformaciones
químicas. Comprender bien, y por tanto controlar, las transformaciones químicas tiene
muchas utilidades: fabricación de sustancias útiles (medicamentos, combustibles,
tejidos, materiales de construcción, alimentos, etc.), prevenir la contaminación,
controlar el funcionamiento de nuestro cuerpo, etc.
Para poder estudiar las transformaciones químicas es necesario comprender bien cómo
es posible que desaparezcan unas sustancias y en su lugar aparezcan otras nuevas. Esto
ya se estudió en 3º y 4º de la ESO con ayuda de la teoría atómico molecular de la
materia, que establece cómo nos imaginamos que es la materia por dentro.
La existencia de los átomos y de las moléculas se esableció a
principios del siglo XIX por John Dalton, científico inglés
considerado como el padre de la teoría atómico molecular. Vamos a
repasar los fenómenos relacionados con el comportamiento de la
materia que permitieron el establecimiento de la teoría atómico
molecular, a la vez que profundizaremos en algunos de ellos ahora
que estamos más preparados que en cursos anteriores.
ESTABLECIMIENTO DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA
DE LA MATERIA
Contribución del estudio de los gases al establecimiento de la
estructura molecular de la materia.
Los diferentes gases que existen tienen un comportamiento físico muy parecido entre
ellos. Sin embargo, los sólidos y los líquidos presentan una enorme variedad en sus
propiedades. Es por ello por lo que las primeras concepciones científicas sobre la
estructura de la materia se generaron con la intención de explicar el comportamiento de
los gases.
John Dalton (1766-1844)
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Las propiedades comunes de todos los gases pueden interpretarse fácilmente con la
teoría cinética de los gases:
- No tienen forma propia ni volumen propio
- Se difunden fácilmente
- Ejercen presión sobre las superficies con las que
mantienen contacto
- Se comprimen y se expanden mucho
- Si están encerrados en un recipiente de paredes
flexibles se dilatan y se contraen al cambiar su Tª
- Si están encerrados en un recipiente de paredes rígidas
cambia la presión que ejercen cuando cambia su Tª
En la época en la que se desarrolló la teoría cinética para los gases no sólo se conocían
las propiedades que hemos visto anteriormente desde un punto de vista cualitativo, sino
que además se conocían una serie de leyes experimentales que relacionaban
cuantitativamente unas propiedades medibles con otras, como la temperatura, la presión
y el volumen. A estas leyes se les conocen como las leyes de los gases. Si la teoría
cinética elaborada para los gases es correcta no sólo debe ser capaz de explicar
cualitativamente las propiedades de los gases sino que además, para ser una buena teoría
científica, debe de poder explicar las leyes experimentales que rigen su
comportamiento. Vamos a exponer con ayuda de animaciones en la web algunas
experiencias adecuadas para conocer cuáles son esas leyes.
http://ntic.educacion.es/w3//eos/MaterialesEducativos/mem2003/gases/
Las leyes de los gases
La ley de los gases perfectos resume todas las leyes de los gases:
VCte
T
VCte
T P
CteT
PCte
T
VCte
N
VCte
NPV CtePV Cte
Ley de
Boyle y Mariotte
(1662) (1676) Ley de Charles
(1787)
Ley de Gay-Lussac
(1805)
Ley de Avogadro
(1811)
PVC
NT 3 31 1 2 2
1 1 2 2 3 3
...PVPV PV
N T N T N T
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Actividad 1 (Ley de Charles)
Se ha procedido a medir el volumen ocupado por una masa dada de un gas a presión
constante, para distintas temperaturas, obteniendo los valores de la tabla. Analizad
dichos resultados
Actividad 2 (Ley de Boyle-Mariotte)
Se ha medido el volumen ocupado por una cierta
cantidad de gas a temperatura constante, para
distintas presiones, obteniendo la siguiente tabla de
valores. Proceded al análisis de estos resultados.
Es preciso tener en cuenta que la ley de los gases perfectos que
estudiamos es válida sólo bajo condiciones de muy baja presión, lo que
nos permite algunas simplificaciones como, por ejemplo, suponer que
las partículas de gas no ocupan ningún volumen y que las únicas
fuerzas que se ejercen entre ellas son debidas a los choques (de ahí el
nombre de ley de los gases “perfectos” con el que también se la
conoce). Conviene tener en cuenta que si se aumenta lo bastante la presión a que se
somete un gas, las condiciones consideradas en el modelo se alteran: las partículas se
juntan más entre sí y ya no puede suponerse que el volumen ocupado por ellas sea
despreciable en comparación con el volumen del recipiente, ni tampoco que sólo se
ejerzan fuerzas entre ellas cuando chocan unas con otras.
Actividad 3
Una jeringuilla herméticamente cerrada contiene 10 cm3 de aire a la presión
atmosférica (1 atm) y a una temperatura de 25º C. Se pide: a) La presión que ejerce
sobre las paredes el aire contenido cuando el volumen se reduzca a 3 cm3 a la
temperatura de 25ºC. b) El volumen que ocupará el aire contenido si, dejando libre el
émbolo desde su posición inicial (10 cm3), elevamos la temperatura a 50ºC.
Antes de trabajar con la ley de los gases conviene exponer cuáles son las unidades que se usan para expresar la presión de los gases así como la equivalencia entre
ellas. La unidad de presión en el sistema internacional es el Pascal (1Pa=1N/m2). Sin embargo, existen otras unidades que se utilizan más que el Pascal, dependiendo del
área de conocimiento en la que se trabaje. Las unidades más utilizadas son:
atm, mm Hg, cm Hg, Pa, bar, mbar, Torr
Las equivalencias entre ellas son: 1 atm = 76 cm Hg = 760 mm Hg 1 atm = 101.293 Pa 1 Torr = 1 mm Hg
1 bar = 100.000 Pa 1 atm = 1,013 ba 1 bar = 1.000 mbar Blaise Pascal
(1623-1662)
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Actividad 4
En un recipiente con un émbolo que puede subir y bajar fácilmente existen 750 cm3 de
un gas a la presión de 1 atm y 20 ºC. Calentamos hasta que el gas ocupa un volumen de
1500 cm3 (manteniendo la presión constante). Calculad a qué nueva temperatura se
encontrará el gas. (Rdo. A una temperatura de 313 ºC)
Actividad 5
Un gas ocupa un volumen de 20 litros a 1 atmósfera y se comprime (a temperatura
constante) hasta que su volumen se reduce a la quinta parte. ¿Cuál será la presión que
ejercerá ahora el gas sobre las paredes? (Rdo. Una presión de 5 atm)
Actividad 6
Un gas se encuentra en un recipiente cerrado de paredes fijas y 750 cm3 de volumen, a
una presión de 740 mm de Hg y una temperatura de 20 ºC. Determinad el nuevo valor
de la presión en atmósferas cuando se eleve la temperatura hasta 100 ºC. (Rdo. El
nuevo valor de la presión es 1’24 atm)
Actividad 7
Un neumático de un automóvil contiene aire a una presión de 2’1 bar y una
temperatura de 15 ºC. En una parada realizada después de recorrer un largo trayecto
el conductor volvió a medir la presión y encontró una valor de 2’5 bar. ¿Funcionaba
mal el aparato? Determinad la nueva temperatura del aire y explicad el porqué se
recomienda siempre medir la presión de los neumáticos en frío (antes de circular con el
vehículo). Nota: Haced la aproximación de suponer que la variación de volumen es
despreciable. (Rdo. La temperatura al final del trayecto es de 69’9 ºC)
Con el fin de explicar también el comportamiento de los líquidos y de los sólidos, la
teoría cinético-molecular establecida para los gases puede ampliarse a toda la materia
sin más que añadir algunas ideas más.
Propiedades de los líquidos
- No tienen forma propia, aunque sí tienen volumen propio
- Dos líquidos se difunden siempre que sean solubles
- Ni se comprimen ni se expanden
- Se dilatan y se contraen al cambiar la Tª, pero mucho menos
que los gases
Propiedades de los sólidos
- Sí tienen forma propia y volumen propio
- Dos sólidos no se difunden cuando se ponen en contacto
- Ni se comprimen ni se expanden
- Se dilatan y se contraen al cambiar la Tª, pero mucho menos
que los gases
Además, la teoría cinético-
molecular de la materia también
permite explicar los cambios de
estado que experimenta la
materia al calentar o enfriar lo
suficiente.
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Contribución de la información química acumulada en la época de
Dalton al establecimiento de la estructura interna de la materia.
El estudio del comportamiento de los gases, y también de los sólidos y los líquidos, fue
decisivo para establecer la estructura cinético-molecular de la materia. Sin embargo,
para llegar a establecer la estructura atómico-molecular fueron claves también otros
fenómenos conocidos en la época de John Dalton (1766-1844), considerado el padre de
la teoría atómico-molecular. Entre estos fenómenos conocidos cabe destacar los
siguientes:
Algunos sistemas materiales están constituidos por un solo tipo de materia, es decir,
por una sola sustancia, con unas propiedades bien definidas. Sin embargo, otros
sistemas están constituidos por dos o más
sustancias diferentes. Los primeros son
sustancias puras y los segundos son mezclas de
sustancias, que pueden ser homogéneas
(disoluciones) o heterogéneas. Este hecho hacía
suponer que todas las moléculas de una misma
sustancia serían iguales entre sí, mientras que
moléculas de sustancias diferentes serían
diferentes. La existencia de miles de sustancias
diferentes implicaba la existencia de miles de
moléculas diferentes.
Los sistemas materiales pueden sufrir dos tipos de transformaciones: las
transformaciones físicas, en las que ni aparecen ni desaparecen sustancias, y las
transformaciones químicas, en las que desaparecen unas sustancias y aparecen otras
nuevas. Esto supone que en las transformaciones o
reacciones químicas desaparecen unas moléculas y
aparecen otras nuevas en su lugar, y la única
interpretación posible de esto era suponer que las
moléculas estaban formadas, a su vez, por otras
partículas más pequeñas llamadas átomos. Así,
una reacción química ocurría cuando las
moléculas chocaban entre sí y se rompían los
enlaces entre los átomos, de manera que se
establecían nuevos enlaces que daban lugar a moléculas diferentes. Pero en estos
procesos no desaparecían ni aparecían átomos nuevos, sino que lo único que cambiaba
era la manera en que se combinaban para formar moléculas.
La mayoría de las sustancias puras conocidas
pueden descomponerse en dos o más sustancias
bien sea calentándolas, bien sea haciéndoles pasar
la corriente eléctrica, etc. Sólo unas pocas
presentes en la naturaleza (90) no se pueden
descomponer de ninguna manera. A las primeras
se les llama sustancias puras compuestas (o
simplemente compuestos), mientras que a las
segundas se les llama sustancias puras simples.
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Este hecho hacía suponer que las moléculas de las sustancias puras simples estaban
formadas por un solo tipo de átomos mientras que las moléculas de los compuestos
estaban formadas por más de un tipo de átomos. Aceptar esta idea implicaba aceptar
que en la naturaleza existían tantos tipos de átomos como sustancias puras simples, es
decir, 90. Así, las moléculas de los diferentes compuestos eran combinaciones
diferentes de estos 90 tipos de átomos.
Actividad 8
Los siguientes dibujos representan muestras de diferentes sustancias. Indicad en cada
caso si se trata de una sustancia simple, una mezcla o un compuesto. Sugerid algunas
sustancias que, a presión y temperatura ambiente, puedan ser las representadas en los
dibujos.
Ley de conservación de la masa en las reacciones químicas. En 1789, unos 20 años
antes de que se estableciera la teoría atómico-molecular, el químico francés Antoine
Lavoisier (considerado como el padre de la química moderna) comprobó
experimentalmente que en cualquier reacción química la masa
de todas las sustancias que desaparecen (reactivos) es
exactamente igual que la masa de todas las sustancias que
aparecen (productos). La teoría atómico-molecular establecida
por John Dalton 20 años después permitía también explicar
satisfactoriamente esta ley empírica: como en las
transformaciones químicas ni aparecen ni desaparecen
átomos, sino que tan sólo se recombinan de manera diferente
para formar nuevas moléculas, es lógico que la masa de los
reactivos coincida con la de los productos, pues la masa de
las sustancias no es más que la suma de la masa de todos los
átomos que las forman.
Actividad 9
Las siguientes reacciones químicas parecen contradecir la conservación de la masa:
a) Cuando se oxida un trozo de hierro pesa más después de oxidarse que antes
b) Al añadir una pastilla efervescente a un vaso con agua, el peso final es menor que el
inicial
c) Al quemar un tronco de madera, la ceniza pesa menos que el tronco original
¿Se tratan de excepciones a dicho principio? Sugerid posibles explicaciones
A B C D
Antoine de Lavoisier
(1743-1794)
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Ley de las proporciones constantes. En 1808, el químico francés Louis Proust, tras
años estudiando las reacciones químicas, llegó a la conclusión de que siempre que se
combinan dos sustancias para dar lugar a otra sustancia nueva, las masas que reaccionan
se encuentran siempre en la misma proporción, y lo mismo sucede al descomponer un
compuesto. Este hecho experimental constituye lo que se conoce como la ley de las
proporciones constantes y también la teoría atómico-molecular
de Dalton era capaz de dar una explicación satisfactoria a esta
ley: como todas las moléculas de un compuesto son iguales
entre sí, la proporción en que se combinan sus átomos es
siempre la misma, independientemente de que tengamos más
cantidad de compuesto o menos, es decir, independientemente
de que tengamos más moléculas o menos. Este hecho permitía,
además, comparar experimentalmente las masas de unos
átomos con otros.
Actividad 10
El metano está formado por moléculas CH4. ¿Qué quiere decir esto? Al descomponer
dos muestras diferentes de metano, se han obtenido los siguientes resultados:
a) Comprobad que se cumple la ley de conservación de la masa.
b) Comprobad que se cumple la ley de las proporciones constantes.
c) Deducid cuantas veces es mayor la masa del átomo de C que la del H.
Actividad 11
En la preparación de sulfuro de hidrógeno (H2S) se obtuvieron los siguientes datos en
un conjunto de experimentos:
a) Verificad que se cumple la ley de las proporciones constantes
b) Calculad la masa de hidrógeno que se habrá combinado con 10 g de azufre para
formar el compuesto.
c) Determinad qué masas de azufre y de hidrógeno se obtendrán cuando se
descompongan totalmente 20 g de dicho compuesto en azufre y en hidrógeno.
d) Hallad la masa atómica relativa del azufre respecto del hidrógeno.
(Rdo. b) 0'625 g; c) 18'82 g de azufre y 1'18 g de hidrógeno)
Actividad 12
Se sabe que el carbono reacciona con el hidrógeno para dar butano. La fórmula del
butano es C4H10. Experimentalmente se comprueba que al descomponer el butano por
cada gramo de hidrógeno se obtienen siempre 4´8 g de carbono.
a) Determinad la masa atómica relativa del C respecto del H
b) Si mezclamos 9 g de hidrógeno con 24 g de carbono ¿Cuál será la máxima cantidad
de butano que se podría obtener al hacerlos reaccionar? (Rdo. 29 g)
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Actividad 13
La fórmula del dióxido de carbono (uno de los principales gases causantes del efecto
invernadero) es CO2. Sabiendo que la masa atómica relativa del C es 12 y la del O es
16. Calculad cuántos gramos de CO2 se podrán obtener como máximo a partir de 100 g
de carbono. (Rdo. 366’7 g)
Actividad 14
Buscad los datos necesarios y calculad cuántos gramos de oxígeno y cuántos de
hidrógeno se podrán obtener como máximo al descomponer totalmente un 250 cm3 de
agua pura a presión y temperatura ambientes. (Rdo. Se podrán obtener 27’8 g de
hidrógeno y 222’2 g de oxígeno)
DESARROLLO DEL MODELO
ATÓMICO-MOLECULAR DE LA MATERIA
La teoría atómico-molecular de Dalton permitía explicar un montón de fenómenos, tal y
como hemos visto anteriormente: el comportamiento de los gases, de los líquidos y de
los sólidos, los cambios de estado, la diferencia entre sustancias puras simples y los
compuestos, las reacciones químicas, la conservación de la masa en las reacciones
químicas, la ley de las proporciones constantes, etc. Además, con esta teoría se
introducía una nueva nomenclatura para identificar a las sustancias puras: las fórmulas.
La fórmula de una sustancia indica el número de átomos de cada tipo que hay presentes
en las moléculas de dicha sustancia. Para ello se utilizan símbolos que representan a
cada tipo de átomos, es decir, a cada elemento químico.
Así pues, el éxito de la teoría atómico-molecular era incuestionable, y desde ese
momento se desarrolló una tremenda actividad científica para conocer las fórmulas de
las diferentes sustancias así como las masas atómicas relativas de los elementos. Hemos
visto que la ley de las proporciones constantes nos permite determinar las masas
atómicas relativas de los elementos siempre y cuando conozcamos las fórmulas de los
compuestos. Pero la realidad era más complicada en la época en la que Dalton
estableció la teoría atómico-molecular. Y era más complicada porque no se conocían
con exactitud las fórmulas de las sustancias, y sin ellas no podían determinarse las
masas atómicas relativas de los elementos. Y esto suponía un callejón sin salida: sin
conocer las fórmulas de las sustancias no se podían determinar las masas atómicas
relativas de los elementos, y sin conocer las masas atómicas relativas de los elementos
tampoco se podían conocer con exactitud las fórmulas de las sustancias.
La solución a este problema vino de la mano de otro científico francés del siglo XIX,
Joseph-Louis Gay-Lussac, y de sus investigaciones sobre las reacciones químicas en las
que sólo participan sustancias gaseosas.
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Trabajos de Gay-Lussac sobre reacciones químicas entre gases y
determinación de las fórmulas de algunas sustancias.
Gay-Lussac comprobó experimentalmente que los volúmenes
de gases que reaccionan (en las mismas condiciones de
presión y temperatura) lo hacen siempre en una proporción
numérica muy sencilla.
http://labovirtual.blogspot.com/2016/09/ley-
volumetrica-de-gaylussac.html
Por otro lado, la ecuación general de los gases que ya hemos
estudiado (PV=CNT) permite afirmar que, en las mismas
condiciones de presión y de temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes
contienen el mismo número de moléculas (ya que el valor de la constante C es el mismo
para todos los gases). Estas dos ideas conducen a la conclusión de que el número de
moléculas de gases que reaccionan (en las mismas condiciones de presión y
temperatura) lo hacen siempre en una proporción numérica muy sencilla. Este
descubrimiento permitió a la comunidad científica de la época determinar
experimentalmente la fórmula de muchas sustancias que se presentan en estado gaseoso.
Actividad 15
Al realizar Gay-Lussac sus experiencias encontró que al reaccionar el cloro e
hidrógeno gaseosos en determinadas condiciones de presión y temperatura, ocurría que
cada volumen de cloro que reaccionaba, lo hacía con un volumen igual de hidrógeno y
se obtenían dos volúmenes iguales de cloruro de hidrógeno, tal y como se en el
siguiente esquema:
a) Deducid la relación entre el número de partículas de los distintos gases que
intervienen en la reacción propuesta.
b) ¿Cuáles podrían ser las fórmulas del hidrógeno, cloro y cloruro de hidrógeno para
que se cumplan las proporciones establecidas?
Actividad 16
Interpretad la siguiente reacción, escribiendo la ecuación química correspondiente:
Por cada litro de nitrógeno gas que se combina con tres litros de hidrógeno gas, se
obtienen dos litros de amoníaco gas, (siempre y cuando todos los volúmenes se midan a
igual presión y temperatura). (Rdo. N2 + 3H2 2 NH3)
Actividad 17
En la reacción entre hidrógeno y oxígeno a presión y temperatura constantes, se
observa que cada litro de oxígeno que reacciona lo hace con 2 litros de hidrógeno para
dar 2 litros de agua (todos en fase gaseosa). Utilizad estos datos para razonar que la
molécula de agua no puede ser HO y en cambio sí puede ser H2O.
Joseph-Louis Gay-Lussac
(1778-1850)
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Actividad 18
El nitrógeno gaseoso puede reaccionar con el oxígeno gaseoso para dar un compuesto
llamado óxido de nitrógeno (I). Cuando dicha reacción tiene lugar a presión y
temperatura constantes se observa que cada litro de oxígeno que reacciona lo hace con
2 litros de nitrógeno para dar dos litros del citado óxido. Con estos datos y sabiendo
que tanto el nitrógeno como el oxígeno están formados por moléculas diatómicas,
razona cuál ha de ser la fórmula del óxido de nitrógeno (I).
Determinación de masas atómicas relativas.
Gracias a los trabajos de Gay-Lussac, los químicos del siglo XIX consiguieron
determinar las fórmulas correctas de muchos compuestos, y de este modo se pudieron
comparar las masas de los átomos de los distintos elementos. De esta manera se pudo
constatar que el átomo más ligero de todos era el de hidrógeno, lo que sugirió establecer
una primera escala de masas atómicas relativas (Ar) tomando la masa del átomo de
hidrógeno como la unidad de esa escala. (Actualmente la unidad que se toma es otra,
pero para nuestros intereses es suficiente considerar la masa del átomo de hidrógeno
como la unidad). Además, conocidas las masas atómicas relativas de los elementos y las
fórmulas de las sustancias pudieron calcular fácilmente las masas moleculares relativas
(Mr) de estas últimas.
Actividad 19
Al descomponer 0’73 g de cloruro de hidrógeno, se ha obtenido 0’71 g de cloro y 0’02
g de hidrógeno. Por otra parte, en el cloruro de hidrógeno (HCl), por cada átomo de
hidrógeno hay un átomo de cloro. ¿Cuantas veces es mayor la masa del átomo de cloro
que la del hidrógeno?
Actividad 20
Cuando se obtiene amoníaco, se comprueba que cada gramo de hidrógeno que
reacciona lo hace con 4’67 g de nitrógeno. Por otra parte sabemos que en el amoníaco
(NH3), por cada tres átomos de hidrógeno hay un átomo de nitrógeno. Con los datos
anteriores, calculad cuantas veces es mayor la masa del átomo de N que la del H.
Actividad 21
Buscando los datos necesarios, calculad la masa molecular relativa de: a) dióxido de
carbono: CO2; b) butano: C4H10; c) sulfato de aluminio: Al2(SO4)3. (Rdo. a) 44; b) 58;
c) 342)
Actividad 22
Calculad las masas moleculares relativas de los siguientes compuestos: a) H2SO4; b)
HNO3; c) NH3; d) H2O; e) CH4; f) HCl
Actividad 23
Cuando afirmamos que la masa molecular del ácido sulfúrico (H2SO4) es 98, queremos
decir:
a) Que cada molécula de ese ácido tiene una masa de 98 g.
b) Que en 1 g de ese ácido hay 98 moléculas.
c) Una molécula de ese ácido tiene una masa 98 veces mayor que la de un átomo de H.
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Determinación de fórmulas empíricas y moleculares.
Una vez conocidas las fórmulas de muchas sustancias que participan en reacciones entre
gases se pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos, y esto a su
vez permitió determinar las fórmulas de otros muchos compuestos que no reaccionaban
en fase gaseosa, tal y como vamos a ver. Sin embargo, en muchos casos sólo podemos
determinar la proporción en la que participan los átomos dentro del compuesto (es decir,
su fórmula empírica), pero no el número exacto de cada átomo (es decir, su fórmula
molecular).
Actividad 24
Dad la fórmula empírica de los siguientes compuestos:
a) Glucosa: C6H12O6; b) Benceno: C6H6; Butano C4H10
En la mayoría de los compuestos inorgánicos la fórmula empírica coincide con la
molecular, pero en la mayoría de los compuestos orgánicos no ocurre así. En estos
casos, la fórmula molecular siempre es un múltiplo entero de la fórmula empírica.
Actividad 25
Determinad cual será el porcentaje en masa, de oxígeno y de hidrógeno en el agua.
Actividad 26
Al descomponer un óxido de cromo se ha obtenido que el porcentaje en masa de cromo
ha sido del 68’42% y el de oxígeno del 31’58 %. Con estos datos, determinad la
fórmula empírica de dicho óxido. (Masa atómica relativa del cromo 52 y del oxígeno
16).
Actividad 27
Al analizar un compuesto de hidrógeno y oxígeno, se ha encontrado un porcentaje en
masa del 94’12% de oxígeno y el resto de hidrógeno. Con estos datos y sabiendo que la
masa atómica relativa del oxígeno es 16 y del hidrógeno 1, deducid la fórmula empírica
del compuesto. Si la masa molecular relativa es 34 ¿Cuál será su fórmula molecular?
Actividad 28
La fórmula del óxido de hierro (III) es Fe2O3. Sabiendo que la masa atómica relativa
del hierro es 56 y la del oxígeno 16, calculad el porcentaje en masa de hierro y de
oxígeno que hay en este óxido. (Rdo. Hay un 70% de hierro y un 30% de oxígeno)
Actividad 29
Al analizar un compuesto de nitrógeno e hidrógeno, se ha encontrado un porcentaje en
masa del 82’35% de nitrógeno y el resto de hidrógeno. Con estos datos, y sabiendo que
la mas atómica relativa del nitrógeno es 14 y la del hidrógeno 1, deducid la fórmula
empírica del compuesto. (Rdo. NH3)
Actividad 30
Un compuesto contiene un 74'87 % de carbono (Ar=12) y un 25'13 % de hidrógeno
(Ar=1). Con estos datos deducid cuál es su fórmula empírica. Si nos dicen que su masa
molecular es 16 ¿Cuál es su fórmula molecular? (Rdo. CH4)
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Actividad 31
Un óxido de hierro contiene 69'94 % de hierro y 30'06% de oxígeno. Determinad la
fórmula empírica de dicho compuesto. Masas atómicas relativas Fe (55'85) y O (16).
(Rdo. Fe2O3)
Actividad 32
Al quemar 2'371 g de carbono se forman 8'688 g de un óxido de carbono. Sabiendo que
las masa atómica relativa del C es 12 y del O es 16, determina la fórmula empírica de
dicho óxido. (Rdo. CO2)
Actividad 33
Un cloruro de mercurio contiene 84'97 % de mercurio (Hg) y el resto de cloro.
Sabiendo que la masa atómica relativa del Hg es 200'5 y la del cloro 35'5, determinad
la fórmula empírica de dicho compuesto. Si nos dicen que su masa molecular es 472
¿Cuál es su fórmula molecular? (Rdo. HgCl; Hg2Cl2)
Un éxito fundamental del modelo atómico-
molecular: el sistema periódico de los elementos
Participa en clase en la actividad para construir el sistema
periódico de los elementos tal y como lo hizo el ruso Dmitri
Mendeléyev en el año 1869. En la última página tienes una
imagen del sistema periódico con los datos que necesitas por el
momento.
______________________________________________
RECAPITULACIÓN
En este tema hemos podido comprobar el enorme poder explicativo de la teoría
atómico-molecular elaborada por Dalton: hemos podido explicar las propiedades de
gases, líquidos y sólidos, interpretar las diferencias entre sustancias puras y mezclas y
las diferencias entre sustancias puras simples y compuestos, interpretar las reacciones
químicas y algunas leyes que rigen su comportamiento, y nos ha permitido determinar
las fórmulas de los compuestos y las masas atómicas relativas de los elementos, lo que
permitió a finales del siglo XIX construir la tabla periódica de los elementos, uno de los
instrumentos más útiles de la química.
Pero todo este conocimiento genera también nuevas preguntas:
- ¿A qué se debe la periodicidad en las propiedades de los elementos químicos?
- ¿Cómo son los átomos por dentro?
- ¿Cómo se enlazan unos átomos con otros? ¿Y unas moléculas con otras?
- ¿Cómo se nombran y se escriben los compuestos químicos?
A todas estas preguntas trataremos de darles respuesta en los próximos capítulos.
Dmitri Mendeléyev
(1834-1907)