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www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 33

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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)

-------------------------------------------------------------------------------TEMA 33

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DELA MASA. LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS. HIPÓTESIS DE AVO-GADRO. ESTEQUIOMETRÍA.

Esquema

1. Introducción a la Ciencia Química.1.1. Lavoisier. El nacimiento de la Química.

2. Leyes de las combinaciones químicas.2.1. Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier.2.2. Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust.2.3. Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton.2.4. Ley de las proporciones equivalentes o Ley de Richter.2.5. Ley de los volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac.

3. Teoría atómica de Dalton.3.1. Postulados de la teoría atómica de Dalton.3.2. Interpretación de las leyes de combinación química.3.3. Interpretación de la ley de los volúmenes de combinación.

3.3.1. Hipótesis de Avogadro.3.3.2. Átomos y Moléculas.

4. Estequiometría.4.1. Fórmulas. Significado cualitativo y cuantitativo.

4.1.1. Fórmulas empírica y molecular.4.1.2. Fórmulas desarrolladas.

4.2. Masas atómicas y moleculares.4.2.1. Unidad de masa atómica. Masas atómicas.4.2.2. Masas atómicas y moleculares.4.2.3. Composición centesimal de una sustancia.4.2.4. Deducción de la fórmula a partir de la composición centesimal.

4.3. El mol como unidad de cantidad de materia.4.3.1. Concepto de Mol.4.3.2. Número de Avogadro.4.3.3. Volumen molar.4.3.4. Relación entre mol y masa atómica y molecular.

4.4. Ecuaciones químicas.4.4.1. Expresión de las reacciones químicas.4.4.2. Aspecto cuantitativo de una ecuación química.4.4.3. Cálculos ponderales basados en las ecuaciones químicas.

4.5. Disoluciones químicas.4.5.1. Expresiones de la concentración de la disolución.

4.5.1.1. Concentración en unidades físicas.4.5.1.2. Concentración en unidades químicas.

4.5.2. Cálculos de reacciones con disoluciones. Valoraciones.4.6. Cantidades de sustancia en procesos electrolíticos. Ley de Faraday.


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TEMA 33

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DELA MASA. LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS. HIPÓTESIS DE AVO-GADRO. ESTEQUIOMETRÍA.

1. INTRODUCCIÓN A LA CIENCIA QUÍMICA

Si consideramos química aquella actividad científica que tiene que ver con la alte-ración de la naturaleza y estructura de las sustancias, puede afirmarse que el hombre haestado en contacto con fenómenos químicos desde el comienzo de su existencia. Sinembargo, su capacidad de aprovechar o manipular dichos cambios químicos no se pro-duce hasta el descubrimiento del fuego que no sólo proporcionó un cierto confort alhombre primitivo, sino que le otorgó la posibilidad de transformar los materiales de quedisponía tales como el cobre, estaño y hierro entre otros.

Así comienza la era de los químicos prácticos en Egipto y Babilonia, y la primiti-va metalurgia que dará lugar a las edades del cobre, bronce y del hierro que terminarácon el auge de Grecia.

Los griegos son los primeros en abordar la teoría química, con Tales de Mileto(agua), Heráclito (fuego), Anaxímedes (aire), Empédocles (agua, tierra, aire y fuego) yAristóteles que sugirió la existencia de un quinto elemento, el éter. Aparecen las prime-ras teorías atomistas con Demócrito.

Hacia el siglo IV a.C. aparece la ciencia helenística que se diferenció de la griegapor la importancia concedida a la experimentación en detrimento de la filosofía especu-lativa. Por primera vez se produce la unión de la química teórica y práctica y nace laalquimia, que produjo un enorme progreso de la química hasta el siglo III d.C. donde seproduce un estancamiento.

Posteriormente y hasta el siglo XI d.C. tan sólo la alquimia se desarrolló en Chinay en el mundo árabe. A partir de dicho siglo parece resurgir la química con S.AlbertoMagno, pero volvería a un periodo de decaimiento en el siglo XIV hasta los siglos XVIy XVII donde se pone fin definitivo a la alquimia.

La revolución científica de los siglos XVI y XVII supone el origen de la cienciaquímica tal como la entendemos en la actualidad. Se pasa de una simple descripcióncualitativa de los fenómenos naturales a otra de tipo cuantitativo apoyada en las mate-máticas. Destacan Torricelli con su conocida experiencia, y Boyle y Mariotte con su leyde compresibilidad de los gases. También aparecen numerosas teorías químicas, entrelas que destaca la teoría del flogisto, que postula que el flogisto es la “causa” de la in-flamabilidad, abundante en los objetos combustibles, y la teoría de la afinidad, queasumía que las sustancias estaban compuestas por elementos con cierta afinidad. Estasteorías tuvieron su auge en el siglo XVIII, en cuya segunda mitad se abordó el estudiocuantitativo de los gases como CO2, N2, H2 y O2 por Cavendish y Priestley entre otros.


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1.1. Lavoisier. El nacimiento de la química moderna.

El nombre de Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) se asocia al nacimiento dela química como ciencia moderna. En realidad Lavoisier puso fin a una época de crisis yciencia revolucionaria en el campo de la química y propuso el paradigma sobre el cualtrabajarían los químicos durante años. La ciencia de Lavoisier presenta dos característi-cas, a saber su interés por la medición exacta y la importancia de tener un laboratorio lomejor equipado para verificar experimentalmente las hipótesis.

Entre sus contribuciones ala Química destacan:

A) Sus estudios sobre la combustión y la calcinación, que sirvieron para introducir elnombre de oxígeno y ázoe (sin vida) a los gases que participaban en aquellos procesos.El ázoe era equivalente al nitrógeno descubierto por Rutherford.

B) La explicación de los experimentos de Cavendisch sobre la composición del agua.C) La publicación del primer libro de la historia sobre nomenclatura química.D) La publicación del Tratado elemental de química donde expuso la base de su teo-

ría y los motivos por los que rechazaba la química flogística, su tabla de las sustanciassimples y el concepto de la conservación de la materia en las reacciones químicas.

2. LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS

El apoyo más sólido de la hipótesis atómica residió en el establecimiento de lasleyes de las combinaciones químicas, cuya técnica experimental consistía en la pesada.Estas leyes son las siguientes:

2.1. Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier.

Puede enunciarse como sigue: la masa de un sistema permanece invariable cual-quiera que sea la transformación que ocurra dentro de él.

Aunque esta ley era ya utilizada por químicos anteriores, su confirmación experi-mental se debe a Lavoisier, el cual, trabajando con vasijas cerradas, comprobó, dentrode los límites de precisión de la balanza utilizada, que el peso de los reactivos era igualal de los productos de la reacción.

De acuerdo con la ecuación de Einstein, E=mc2, una variación de masa acarreauna variación de energía y viceversa. Hay que reconocer que la Ley de Lavoisier no esrigurosamente cierta. Sin embargo, en las reacciones químicas la cantidad de energíapuesta en juego, equivale a una variación de masa tan pequeña que resulta inapreciableincluso en las mejores balanzas, pudiéndose aceptar, por tanto, la exactitud de la Ley dela conservación de la masa, cuya importancia en la actualidad es todavía fundamental enlos análisis químicos de tipo gravimétrico.

2.2. Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust.

Fue enunciada por Proust en 1799 y dice: cuando dos o más elementos se combi-nan para formar un compuesto determinado lo hacen siempre en una relación cons-tante en peso.


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Así, cuando el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar el agua, lo hacensiempre en una relación en peso dada por:

936'71=OHy si descomponemos el agua en hidrógeno y oxígeno, la relación en peso entre amboselementos es la misma que acabamos de citar.

2.3. Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton.

Se debe a Dalton, que la enunció en 1803: las cantidades de un determinado ele-mento que se combinan con una misma cantidad de otro para formar en cada caso uncompuesto distinto, están en la relación de números enteros sencillos”.

Así, cuando se combina el oxígeno y el nitrógeno lo hacen en las siguientes rela-ciones en peso:

combinación 1: relación en peso O/N 1571'011571'0 ×= N2Ocombinación 2: relación en peso O/N 1571'021142'1 ×= NOcombinación 3: relación en peso O/N 1571'031713'1 ×= N2O3

combinación 4: relación en peso O/N 1571'041284'2 ×= NO2

combinación 5: relación en peso O/N 1571'051855'2 ×= N2O5

Obsérvese que las cantidades de oxígeno que se combinan con una parte de nitró-geno guardan entre sí las relaciones 1:2:3:4:5.

2.4. Ley de las proporciones equivalentes o Ley de Richter.

Enunciada en 1802 por el químico alemán Richter: los pesos de diferentes ele-mentos que se combinan con un mismo peso de otro, son los pesos relativos de aquelloselementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

Esta ley condujo a establecer para cada elemento el llamado peso de combinacióno peso equivalente, que es el peso de dicho elemento que se combina con un peso de-terminado de otro, que se toma como referencia.

Inicialmente se tomó como referencia el oxígeno, al que asignó un peso equiva-lente de 100, pero más tarde se eligió el hidrógeno, atribuyéndole un peso equivalentede 1,008 (según este criterio el del oxígeno sería de 8,000).

De acuerdo con ello. “El Peso equivalente de un elemento o compuesto (llamadotambién equivalente-químico) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza(equivale químicamente) a 1,008 partes de hidrógeno”.

2.5. Ley de los volúmenes de combinación o Ley de Gay-Lussac.

Fue enunciada por el físico francés Gay-Lussac en 1808 y dice: los volúmenes detodas las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química están entre sí enuna relación constante y sencilla de números enteros.


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3. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

3.1. Postulados de la Teoría Atómica de Dalton.

Hacia 1804, John Dalton, en un esfuerzo por explicar las leyes fundamentales,amplió estos conceptos elaborando la moderna teoría atómica de la materia. Puede re-sumirse en los siguientes puntos:

1. Los elementos están formados por partículas discretas diminutas, indivisibles einalterables, llamadas átomos.

2. Los átomos de un elemento determinado son todos iguales y poseen la mismamasa.

3. Los átomos de elementos diferentes son distintos.4. Las reacciones químicas implican la unión o separación de átomos indivisibles

en una relación numérica sencilla.5. Dos o más átomos se pueden unir para formar átomos-compuestos. Los átomos-

compuestos de cada sustancia son, a su vez, idénticos en masa y en todas sus otras pro-piedades.

El término átomo-compuesto introducido por Dalton equivale a nuestra idea actualde molécula. Para Dalton las moléculas serían las partículas más pequeñas de los com-puestos, formadas por la unión de átomos de distintos elementos en una relación numé-rica sencilla. Dalton supuso que sería la más sencilla (1:1), así estableció una moléculade agua como HO.

3.2. Interpretación de las leyes de combinación química.

Las leyes ponderales de las transformaciones químicas encontraron su justifica-ción adecuada con la teoría atómica formulada por Dalton enunciada anteriormente. Apesar de saber hoy que el átomo no es indivisible y que existen átomos de un mismoelemento que difieren en masa (isótopos), la teoría de Dalton se ha demostrado que esesencialmente correcta.

3.3. Interpretación de la ley de los volúmenes de combinación.

3.3.1. Hipótesis de Avogadro.

La teoría atómica de Dalton resultaba incapaz de explicar la ley de los volúmenesde combinación. Sin embargo, esta ley fue interpretada en 1811 de una manera sencillapor el físico italiano Amadeo Avogadro. Este, tras introducir en la química el conceptode molécula como últimas partículas integrantes de los gases y constituidas por átomos,formuló la hipótesis que lleva su nombre: volúmenes iguales de gases diferentes, medi-dos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen siempre el mismonúmero de moléculas.

3.3.2. Átomos y Moléculas.

El concepto de átomo, como partícula fundamental de la materia, surgió inmedia-tamente de la teoría de Dalton. Por el contrario, el concepto de molécula, partículaconstituida por átomos, se debe a Avogadro: las moléculas son las agrupaciones más


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pequeñas de átomos de una sustancia que conserva las propiedades intensivas de lamisma. Según el número de átomos que las constituyen, las moléculas pueden ser mo-noatómicas, diatómicas, triatómicas, etc. y en general poliatómicas. Las moléculas delos elementos son homoatómicas (integradas por átomos iguales) mientras que las mo-léculas de los compuestos son heteroatómicas (formadas al menos, por dos clases deátomos).

La mayor parte de las moléculas de los elementos son monoatómicas (metales,gases nobles, etc.), algunas son diatómicas (hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro,bromo y yodo) y existen también moléculas triatómicas (ozono), tetraatómicas (fósfo-ro) y octoatómicas (azufre). En el caso de las sustancias compuestas es evidente que nopueden existir moléculas monoatómicas.

La diferencia entre los conceptos de átomo y molécula sirve para establecer conclaridad las siguientes definiciones:

A) Sustancia pura. Es un sistema material homogéneo formado por una sola clasede moléculas.

B) Elemento. Son sustancias puras integradas por moléculas homoatómicas exclu-sivamente.

C) Compuesto. Es una sustancia pura integrada por moléculas heteroatómicas so-lamente.

4. ESTEQUIOMETRÍA

4.1. Fórmulas. Significado cualitativo y cuantitativo.

Igual que los símbolos constituyen la representación abreviada de los elementosquímicos y también de los átomos de dichos elementos, las sustancias compuestas serepresentan mediante fórmulas. Una fórmula representa abreviadamente a una sustanciay expresa su composición molecular básica.

4.1.1. Fórmulas empírica y molecular.

Las fórmulas se establecen escribiendo los símbolos de los átomos constituyentes,afectados cada uno de un subíndice que indica el número de átomos del elemento co-rrespondiente presentes en la molécula (salvo el subíndice 1 que se sobreentiende).Cuando una sustancia no está formada por moléculas, como sucede en los compuestosiónicos, se utiliza otro tipo de fórmulas que expresan la relación mínima entre sus áto-mos correspondientes. En el primer caso se habla de fórmulas moleculares y en el se-gundo caso de fórmulas empíricas, ya que se deduce del análisis cuantitativo experi-mental. Así, mientras que la fórmula del agua H2O, indica que su molécula está formadapor dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, la fórmula del cloruro de sodio, NaCl,expresa simplemente que en la composición de dicha sustancia intervienen igual núme-ro de átomos de sodio que de cloro.

En la mayor parte de los compuestos inorgánicos coinciden la fórmula empíricacon la fórmula molecular. Sin embargo, no sucede así en muchos compuestos orgánicos,por ejemplo, la fórmula molecular del etano es C2H6 y la fórmula empírica es CH3.


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Las fórmulas gozan de un doble significado: cualitativo, en cuanto indican la clasede elementos presentes en la sustancia y cuantitativo, ya que expresan también la pro-porción correspondiente a cada uno de los elementos presentes. Así, la fórmula delamoníaco, NH3, indica que:

a) el amoníaco está compuesto por dos elementos, nitrógeno e hidrógeno yb) cada molécula de amoníaco consta de cuatro átomos, tres de hidrógeno y uno

de nitrógeno.

En el caso de sustancias elementales hay que tener cuidado y no confundir lossímbolos con las fórmulas. Por ejemplo, el símbolo N representa un átomo de nitrógeno,que no existe libre en la naturaleza, mientras que la fórmula N2 representa una moléculadiatómica de nitrógeno, que es como se encuentra el gas nitrógeno normalmente en es-tado libre en la naturaleza.

4.1.2. Fórmulas desarrolladas.

Son aquellas en las que se indica de una manera convencional las uniones entrelos átomos que forman la molécula, e incluso, a veces, su distribución geométrica. Porejemplo, las fórmulas desarrolladas de hidrógeno, oxígeno, agua y dióxido de carbonoson, respectivamente, las siguientes:

H H O O H O H CO

O

El empleo de fórmulas desarrolladas es a veces imprescindible en química orgáni-ca, pues existen compuestos de carbono con la misma fórmula, pero con propiedadesdiferentes, que corresponden a distintas ordenaciones posibles de sus átomos (isóme-ros). Estos compuestos tendrán fórmulas desarrolladas diferentes. Así, el propanal y lapropanona tienen ambos la misma fórmula molecular C3H6O, pero sus fórmulas desa-rrolladas son distintas:

H C CH

H

H

HCHO

H C CH

HPropanal Propanona

OCH

HH

4.2. Masas atómicas y moleculares.

Los átomos son entidades muy pequeñas, siendo su tamaño aproximado del ordende 10-10metros (=1 Unidad Angstrom, Å). Esto nos indica que 10.000 millones de áto-mos puestos en fila alcanzarían la longitud de 1 metro. Por otra parte, el radio del núcleoes unas 10.000 veces menor que el radio total del átomo, siendo del orden de 10-14 m.Esto nos lleva a pensar en la inmensa cantidad de espacio vacío que existe en el átomo yque nos explica perfectamente por qué la mayor parte de las partículas α utilizadas en elexperimento de Rutherford para bombardear láminas de pan de oro, las atravesaban sinapenas experimentar desviación alguna.

4.2.1. Unidad de masa atómica. Masas atómicas.

Los átomos de los distintos elementos difieren unos de otros no sólo en el númeroatómico sino también en su masa. La masa de los átomos es tan pequeña, que si se mi-diera utilizando como unidad el kilogramo, resultarían números excesivamente peque-


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ños y, por consiguiente de difícil manejo. Por ejemplo, la masa del átomo de hidrógenoviene dada por l’67.10-27 Kg. Para evitar este inconveniente lo más sencillo es elegircomo unidad de masa para los átomos, la masa de cualquiera de ellos.

Inicialmente se tomó como patrón el átomo de hidrógeno, por ser el átomo más li-gero de todos los existentes, ya su masa se le asignó el valor 1 (1 Unidad de Masa Ató-mica, u.m.a.). De acuerdo con este criterio, la masa de un átomo de un elemento cua l-quiera recibe el nombre de masa atómica de dicho elemento y se expresa en Unidadesde Masa Atómica.

Al comprobarse que el oxígeno originaba un número mucho mayor de compues-tos que el hidrógeno, se decidió tomar el oxígeno como patrón de referencia, asignándo-se a sus átomos una masa de 16’0000 uma. En esta escala (escala química) al hidrógenole corresponde una masa atómica de 1’0078 uma. Sin embargo, pronto se descubrió queel oxígeno natural estaba constituido por una mezcla de tres isótopos: 16O, 17O y 18O ylos físicos eligieron una nueva escala (escala física de masas atómicas), basada en asig-nar el valor de 16’0000 a la masa del isótopo más abundante del oxígeno (16O). En estaescala física, la masa media ponderada de un átomo de oxígeno natural es de 16’00446uma, por lo que la relación entre las escalas física y química de masas atómicas es:

00028'100000'1600446'16 = (factor de Hecke-Childs)

Ambas escalas se utilizaron simultáneamente durante unos treinta años, hasta queen agosto de 1961, en la conferencia de la IUPAC celebrada en Montreal, la ComisiónInternacional de Pesos Atómicos acordó por unanimidad, adoptar una nueva escala demasas atómicas, tomando como patrón de referencia el isótopo de carbono de númeroatómico 12, (12C), a cuya masa se le asignó el valor exacto de 12’0000 uma. Según esto:Una Unidad de Masa Atómica (uma) es la doceava parte de la masa del isótopo decarbono de número másico 12 y es equivalente a la masa de 1’6605655.10-27 Kg.

4.2.2. Masas atómicas y moleculares.

De acuerdo con esta nueva escala, basada en el 12C, la masa atómica de un ele-mento se puede definir de la forma siguiente: la masa atómica de un elemento es la ma-sa de uno de sus átomos expresada en Unidades de Masa Atómica. Recientemente laIUPAC ha recomendado utilizar el nombre de masa atómica relativa, que definiremoscomo: masa atómica relativa de un elemento es el número de veces que la masa mediade uno de sus átomos contiene la doceava parte de la masa de un átomo de 12C. Muchasveces al decir masa atómica de un elemento nos estamos refiriendo explícitamente a sumasa atómica relativa.

La masa atómica relativa es adimensional. Así, si decimos que la masa atómicarelativa (o simplemente masa atómica) del litio es 7, queremos expresar que la masa delátomo de litio es siete veces mayor que la doceava parte de la masa de un átomo de 12C.

Los valores de las masas atómicas de los elementos suelen ser revisados anua l-mente por una comisión internacional que los modifica en el caso de que se conozcandeterminaciones más exactas.


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En algunos textos se suele hablar de pesos atómicos, en lugar de masas atómicas,existiendo, en general, cierta tendencia a designar con el nombre de peso atómico a lasmasas atómicas medias de los elementos naturales y reservar la denominación de masaatómica para cada uno de los isótopos que lo constituyen.

Al igual que sucedía con las masas de los átomos, el kilogramo no resulta adecua-do como unidad de masa para las moléculas, por tratarse de una unidad demasiadogrande. Por eso, tal como ya se ha explicado, se sigue tomando como unidad de masa ladoceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. Por ello, definimos la masa mole-cular relativa, M, también llamado Peso Molecular de una sustancia compuesta como elnúmero de veces que la masa de una de sus moléculas contiene a la doceava parte de lamasa de un átomo de Carbono 12.

Como las moléculas son consecuencia de la unión de átomos, es lógico que la ma-sa molecular de una sustancia sea igual a la suma de las masas atómicas de los átomosque la componen.

4.2.3. Composición centesimal de una sustancia.

Puesto que la composición cualitativa y cuantitativa de una sustancia viene expre-sada por su fórmula, mediante un sencillo cálculo de tantos por ciento, se puede deter-minar el porcentaje en peso en que interviene cada elemento en la constitución de lasustancia. Basta dividir el producto del número de átomos de cada elemento por su masaatómica correspondiente, entre la masa molecular de la sustancia, multiplicando a cont i-nuación por 100, para que el resultado obtenido quede expresado en tanto por ciento:

100º% ×

×=

MAatomosn

Incluso se puede calcular el porcentaje en que un elemento cualquiera se encuen-tra presente en una sustancia compuesta. Veamos un ejemplo donde se calcula la com-posición centesimal de una sustancia dada. Determinar la composición centesimal de lasacarosa, de fórmula molecular C12H22O11. Masas atómicas: C=12’011, H=1’008 y0=16’000. Un mol de C12H22O11 contendrá:

12 átomos-gramo de C =× 011'1212 132'144 g de C22 átomos-gramo de H =× 008'122 176'22 g de H11 átomos-gramo de O =× 000'1611 000'176 g de O Peso total. 308'342 g

% de C= 106'42308'342

100132'1441

1001 =×=⋅⋅⋅⋅

×⋅⋅⋅⋅⋅moléculadetotalpeso

moléculaenCdepeso % C

% de H= 478'6308'342

100176'221

1001 =×=⋅⋅⋅⋅


moléculaenHdepeso % H

% de O= 416'51308'342

100000'1761

1001 =×=⋅⋅⋅⋅


moléculaenOdepeso % O


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4.2.4. Deducción de la fórmula a partir de la composición centesimal.

Cuando se conocen las masas atómicas de los elementos que intervienen en lacomposición de una sustancia y, además la masa molecular de ésta y su composicióncentesimal, la deducción de su fórmula es inmediata. El número de átomos de cada ele-mento constituyente viene dado por la expresión:

100.%.

ºA

MÁtomosN =

Considerando el ejemplo anterior:

Nº átomos de C = 12100011'12

308'342106'42 ≅×

×

Nº átomos de H = 22100008'1

308'342478'6 ≅×

×

Nº átomos de O = 11100000'16

308'342416'51 ≅×

×

Si no se conoce la masa molecular de la sustancia, se calcula el número relativo deátomos de cada clase, contenidos en la molécula, dividiendo el tanto por ciento de cadaelemento entre su masa atómica y una vez calculados estos números relativos, se redu-cen sus valores a números enteros, dividiéndolos todos por el menor de ellos. Conside-rando el ejemplo anterior:

213'3000'16416'51

427'6008'1478'6

505'3011'12106'42

=→

=→

=→

O

H

C

=

=

=

1213'3213'3

2213'3427'6

09'1213'3505'3

enterosnúmerosobtenerpara

factorunporndoMultiplica

⋅⋅

⋅⋅

=×=×

=×

11111

22112

121109'1

C12H22O11

4.3. El Mol como unidad de Cantidad de Materia.

4.3.1. Concepto de Mol.

El Mol se utiliza en Química, como unidad de medida de cantidad de materia. Ladefinición ha sido establecida por la XIV Conferencia General de Pesas y Medidas en1971, en los términos siguientes: MOL es la cantidad de sustancia de un sistema quecontiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0’012 Kg de Carbono-12.Cuando se emplee el Mol, las entidades elementales deben ser especificadas y puedenser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupamientos especificadosde tales partículas.

4.3.2. Número de Avogadro.

El número de átomos existente en 0’012 Kg del isótopo Carbono-12 y por cons i-guiente, el número de entidades elementales presentes en un mol de cualquier sustancia,se conoce como número de Avogadro, y se representa por N0. Su valor fue calculadopor primera vez en 1875 por el físico inglés John William Strutt Rayleigh a partir demediciones ópticas. Desde entonces se han utilizado infinidad de métodos en su deter-


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minación coincidiendo prácticamente todos ellos, dentro de los límites de los erroresexperimentales.

El valor aceptado hoy día para el número de Avogadro es:N0 = 6’022045.1023 partículas/mol

4.3.3. Volumen molar.

Como acabamos de ver, un mol de cualquier sustancia contiene N0 entidades elementa-les (partículas), que en el caso de un gas serán N0 moléculas, ya que son precisamentelas moléculas las partículas integrantes de los gases. Por otra parte, de la hipótesis deAvogadro se deduce que un determinado número de moléculas de cualquier gas, medidoen idénticas condiciones de presión y temperatura, ocupa siempre el mismo volumen.Resulta de aquí, que un mol de cualquier gas (el mismo número de moléculas) en igua-les condiciones de presión y temperatura, ocupará siempre el mismo volumen. Este vo-lumen recibe el nombre de volumen molar, Vm, y se ha comprobado experimentalmenteque es:

Vm = 22’413831 lit ≅ 22’4 lity corresponde a los llamados gases ideales o perfectos y para los gases reales este valores ligeramente diferentes.

4.3.4. Relación entre mol y masa atómica y molecular.

En 0’012 Kg (12 g) de Carbono-12, existe un número de Avogadro de átomos, porlo tanto, 12 g de 12C equivale a 1 Mol de átomos de 12C. Precisamente 12 es la masaatómica del carbono.

Como los átomos de hidrógeno tiene masa 12 veces menor que los átomos de car-bono, en 1 g de hidrógeno habrá el mismo número de átomos de hidrógeno que en 12 gde 12C. Como dicho número de átomos (número de Avogadro) es 6’023.1023, 1 gramode hidrógeno corresponde a 1 Mol de átomos de hidrógeno (la masa atómica del hidró-geno es, por tanto, 1).

Del mismo modo, la masa molecular del agua es 18. Una molécula de agua tiene,por tanto, una masa 1’5 veces mayor que la de un átomo de 12C, de donde se deduce queen 18 g de agua habrá 1 número de Avogadro de moléculas de agua. En consecuencia,un Mol de agua equivale a 18 g de agua.

Por tanto, generalizando, podemos decir que: la masa de un Mol de cualquiersustancia (simple o compuesta), expresada en gramos, coincide con el valor numéricode su masa molecular. Como ejemplos de cálculos basados en el concepto de mol, po-demos señalar los siguientes:

1) Cálculo del Número de moles de una sustancia, conocida su masa en gramos.Basta dividir dicha masa (en gramos) entre su masa molecular, obteniéndose el númerode moles de la sustancia.

2) Cálculo de la masa en gramos, conocido el número de moles. Es el proceso in-verso al anterior.


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3) Cálculo del número de átomos o moléculas contenidos en una determinadacantidad de sustancia. Se determina el número de moles, dividiendo por su masa atómi-ca o molecular y posteriormente se multiplica por el número de Avogadro.

4) Cálculo de la masa en gramos, de un átomo de un elemento o de la molécula deun compuesto. Se divide la masa atómica o molecular entre el número de Avogadro.

5) Cálculo de la carga eléctrica de un mol de electrones. Se multiplica la cargaeléctrica de un electrón (1 e−=−1’6.10-19C) por el número de Avogadro, resultando:

1 Mol de e− = 6’023.1023 e−/mol × 1’6.10-19 C/ e− ≅ 96.500 C.

Un Mol de electrones equivale pues a una carga de 96500 culombios, cantidad deelectricidad que recibe el nombre de 1 Faraday.

4.4. Ecuaciones químicas.

4.4.1. Expresión de las reacciones químicas.

Una ecuación química es la representación abreviada de una reacción química. Ala izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos (sustancias reaccionantes) y a laderecha se escriben las fórmulas de los productos de la reacción (sustancias resultantes),separadas ambas por una flecha (→) o por un signo de igual (=). Por ejemplo, en lacombustión del metano se produce dióxido de carbono y agua, reacción que representa-remos así: CH4 + O2 → CO2 + H2O

Para que la ecuación cumpla con la ley de conservación de la masa es imprescin-dible que esté ajustada o igualada, es decir, que haya el mismo número de átomos decada elemento a ambos lados de la flecha. Se utilizan entonces coeficientes, que son losnúmeros que se colocan delante de las fórmulas (el 1 se omite) e indican el número re-lativo de moléculas que interviene en la reacción ajustada, así:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2Osignifica que cada molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno produ-ciendo una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua. Vemos ahora queel número de átomos de hidrógeno, de carbono y de oxígeno es el mismo a la derecha eizquierda de la reacción química de combustión.

En determinados casos se hace necesario especificar el estado físico: sólido, líqui-do, gaseoso o disolución acuosa, en que se encuentra cada una de las sustancias en lascondiciones de la reacción. De este modo:

CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (1)

Si en la reacción intervienen iones, hay que igualar además eléctricamente la reac-ción, para que se cumpla la ley de conservación de la carga eléctrica. La suma algebrai-ca de las cargas positivas y negativas ha de ser igual en ambos lados de la reacción. Porejemplo: Zn + Ag+ → Zn+ + Agha de escribirse: Zn + 2Ag+ → Zn2+ + 2Ag

o Zn (s)+ 2Ag+ (aq) → Zn2+ (aq) + 2Ag (s)


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4.4.2. Aspecto cuantitativo de la ecuación química.

Puesto que en una ecuación química debe conservarse la masa y la carga, la ecua-ción química adquiere de este modo las características de una ecuación matemática. Unaecuación química no sólo indica las sustancias que se produce al reaccionar otras, sinotambién informa sobre las cantidades de estas sustancias, es decir, es una expresióntanto cualitativa como cuantitativa de la reacción química. Por ejemplo, de la ecuación:

2H2O → 2H2 + O2

se deduce que por cada dos moléculas de agua que se descomponen se producen dosmoléculas de hidrógeno y una de oxígeno, o bien, que por cada dos moles de agua, seproducen dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno. Vemos, pues, que en una ecua-ción química puede interpretarse tanto sobre una base molecular como molar.

Veamos como se enlazan estas dos interpretaciones cuantitativas. Puesto que haymúltiples posibilidades, sin perder la relación entre los coeficientes, podemos escribir:

Si 2 moléculas H2O → 2 moléculas H2 + 1 molécula O2

también 6 moléculas H2O → 6 moléculas H2 + 3 moléculas O2

y 1000 moléculas H2O → 1000 moléculas H2 + 500 moléculas O2

2× 6’ 023.1023moléc. H2O → 2× 6’ 023.1023moléc. H2 + 6’ 023. 1023moléc. O2

y 2 moles H2O → 2 moles H2 + 1 mol O2

Habitualmente, el criterio seguido es utilizar los coeficientes que den la relaciónentera más sencilla, aunque en ciertos casos puede ser conveniente el uso de coeficien-tes fraccionarios:

H2O → H2 + 21

O2

pero entonces, no cabe interpretación molecular, puesto que no pueden considerarsemedias moléculas o fracciones de molécula.

Así, pues, cualquier ecuación química ajustada nos suministra una completa in-formación cuantitativa que podemos resumirla sobre el ejemplo anterior:

2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g) 2 moléculas 2 moléculas 1 molécula 2 moles 2 moles 1 mol

2× 18 gramos 2× 2 gramos 32 gramos ------------ 2× 22’4 lit 22’4 lit

4.4.3. Cálculos ponderales basados en las ecuaciones químicas.

Las ecuaciones químicas nos suministran la información necesaria para calcularlas cantidades de sustancias consumidas o producidas en las reacciones.

Para efectuar cálculos sobre una reacción, además de tener la correspondienteecuación ajustada, ha de conocerse al menos, la cantidad de una de las sustancias queintervienen en la reacción. Así pueden calcularse las cantidades de las demás sustancias.

a) Cálculos Masa-Masa. Conocida la masa de una de las sustancias puede hallarsela masa de la otra. Por ejemplo, por tostación de sulfuro de zinc, se obtiene el óxido del


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metal y se desprende dióxido de azufre. Si se dispone de 8’5 Kg de sulfuro de zinc: 1)¿Qué cantidad de SO2 se producirá?, 2) ¿Con qué masa de oxígeno reaccionaría?

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

1) ( )

( ) )(64)(37'975'8

)(2)(2

22 SOKmolesxZnSKmoles

SOMolesZnSMoles = 587'5

37'975'864 =×=x Kg

2) ( )

( ) )(32)(37'975'8

)(3)(2

22 OKmolesyZnSKmoles

OMolesZnSMoles = 190'4

37'972325'83 =

×××=y Kg

b) Cálculos Masa-Volumen. Si interviene en la reacción una sustancia gaseosa, sucantidad puede expresarse también en volumen. Así, conocida la masa de una de lassustancias, puede hallarse el volumen de una sustancia gaseosa o viceversa. Por ejem-plo, ¿qué volumen de H2 podemos obtener si disponemos de 14’3 gramos de aluminio yHCl en exceso? Condiciones: Temperatura=21°C y Presión=748 mmHg.

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

( )( ) )(4'22

)(98'263'14)(3)(2

22 HmolesxAlmoles

HMolesAlMoles = 809'17

98'2624'223'143 =

×××=x lit. en C.N.

0

00.TVp

TVp = ( ) K

litmmHgKVmmHg

16'273809'17760

16'27321748 ×=

+×

⇒ 485'19=V lit

c) Cálculos Volumen-Volumen. Si en la relación intervienen al menos dos gases,los cálculos sobre éstos pueden expresarse en volumen, por ejemplo: tenemos 10’4 li-tros de acetileno C2H2 en condiciones normales, ¿qué volumen de aire, en las mismascondiciones, consumirá en su combustión? (Aire: 20% de oxígeno y 80% de nitrógeno).

2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O

( )( ) )(4'22

)(4'224'10)(5

)(2

2

22

2

22

OmolesxHCmoles

OMolesHCMoles = 26

254'10 =×=x lit O2

Volumen de Aire= 130)(20

)(100)(26

22 =×

OlitAirelit

Olit lit. de Aire

d) Cálculos para determinar la pureza de los reactivos. Si hay alguna sustanciaimpura, sólo la parte pura de ella intervendrá en la reacción. Por ejemplo: hallar la pure-za de una muestra de sulfato amónico, de la que tomamos 13’162 g que tratados conexceso de NaOH hacen desprender 3’77 litros de NH3 a 18°C y 742 mm Hg.

(NH4)2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2NH3 + 2H2O

0

00.TVp

TVp = ( ) K

VmmHgK

mmHg16'273

76016'27318

77'3742 ×=+

× ⇒ 453'3=V lit en C.N.

( )( ) )(4'2245'3

))((132)(2

))((1

3

424

3

424

NHmolesSONHmolesx

NHMolesSONHMol = 175'10

4'22213245'3 =

××=x g

Pureza = 30'77100162'13175'10 =× %


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e) Cálculos en reacciones consecutivas. Con mucha frecuencia, sobre todo en laindustria, la obtención de un producto implica varias etapas en las que algún productointermedio entra como reactivo en la reacción siguiente, y así sucesivamente. Por ejem-plo: deseamos calcular la cantidad de H2SO4 que podrá obtenerse a partir de 1 toneladade pirita de hierro, FeS2 según las siguientes reacciones:

2FeS2 + (11/2) O2 → Fe2O3 + 4SO2

4SO2 + 2O2 → SO3

4SO3 + 4H2O → 4H2SO4

( )( ) )(98

)(84'1191000)(4

)(2

42

2

42

2

SOHKmolesxFeSKmoles

SOHMolesFeSMoles = 51'1635

284'1194981000 =

×××=x Kg

f) Cálculos de rendimientos. Rara vez las reacciones dan un rendimiento del100%, es decir, los reactivos no suelen convertirse enteramente en productos. Unas ve-ces es a consecuencia de que la reacción alcanza un estado de equilibrio antes del térmi-no de la misma, y otras porque ocurren reacciones secundarias en las que los mismosreactivos originan algunos productos secundarios paralelamente a los principales. Noobstante, en nuestros cálculos, mientras no se diga lo contrario, seguiremos consideran-do rendimientos del 100%.

4.5. Disoluciones en las reacciones químicas.

En los laboratorios químicos, la mayor parte de los reactivos se encuentran dispo-nibles en forma de disoluciones. Entre las grandes ventajas que presentan las disolucio-nes podemos señalar las principales:

1. Una reacción entre sólidos tiene lugar lentamente porque sólo puede producirseen la superficie de contacto entre los sólidos. En cambio, si los sólidos se disuelven, sedispersan como iones o moléculas, por lo que el contacto será más íntimo y por tanto lareacción será más rápida.

2. Utilizando disoluciones diluidas de concentración conocida, podemos disponerde productos en cantidad tan minúscula que sería imposible su manejo y la medidaexacta de su peso, si estuviesen en estado sólido.

4.5.1. Expresiones de la concentración de la disolución.

Para expresar la cantidad de un reactivo que se encuentra en disolución se utilizael término concentración, que relaciona la proporción soluto/disolvente y que se puededefinir como: la cantidad de soluto existente en una determinada cantidad de disolventeo de disolución.

4.5.1.1. Concentración en unidades físicas.

Frecuentemente se utiliza el sistema de tanto por ciento y así podemos expresarlas concentraciones en:

a) Gramos de soluto por cada 100 gramos de disolvente.b) Gramos de soluto por cada 100 gramos de disolución o concentración centesi-

mal. Esta es la forma más usual dentro de la expresión de unidades físicas. Así, porejemplo, cuando se dice que una disolución de alcohol es del 96% se quiere expresar


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que en 100 gramos de disolución, corresponden 96 gramos al alcohol y 4 gramos alagua.

c) Gramos de soluto por litro de disolvente.d) Gramos de soluto por litro de disolución.

4.5.1.2. Concentración en unidades químicas.

En los casos y ejemplos explicados anteriormente no se tuvo para nada en cuentala fórmula o composición química del soluto. En química son mucho más usuales aque-llas expresiones de la concentración que sí consideran la composición de la sustanciadisuelta. Son las siguientes:

a) Normalidad, definida como el número de equivalentes-gramo de soluto contenidosen un litro de disolución. En general, la Normalidad de una disolución se calcula divi-diendo el número de equivalentes-gramo de soluto entre el volumen, medido en litros,de disolución verificándose:

( )V

vMmdisoluciónlitrosNúm

solutoesequivalentNúmN =

⋅⋅=

..

siendo: m = masa de soluto (en gramos)M= masa molecular del solutov = valencia.V = volumen de la disolución (en litros)

b) Molaridad, definida como el número de moles de soluto contenidos en un litrode disolución. La molaridad de una disolución se calcula dividiendo el número de molesde soluto entre el número total de litros de la disolución, verificándose:

VMm

disoluciónlitrosNúmsolutomolesNúm

M =⋅

⋅=.

.

siendo: m = masa de soluto (en gramos)M= masa molecular del solutoV = volumen de la disolución (en litros)

En los compuestos monovalentes la Normalidad y la Molaridad coinciden. En loscompuestos polivalentes (di-, tri-, etc) la normalidad será tantas veces mayor que lamolaridad como indique el valor de la valencia:

Normalidad = Molaridad× valenciarelación que puede deducirse de la simple comparación de las expresiones matemáticasque definen la Normalidad y la Molaridad.

c) Molalidad, definida como el número de moles de soluto contenido en 1000gramos de disolvente puro. Existe una clara diferencia entre la Molaridad y la Molali-dad. En el primer caso se disuelve un mol de soluto en la cantidad necesaria de disol-vente para completar un litro de disolución. En el segundo caso se disuelve un mol desoluto en 1 Kilogramo exacto de disolvente puro.

Así, la disolución 1 M de ácido sulfúrico contiene 98 gramos de H2SO4 (equiva-lentes a 54’4 cm3 de ácido sulfúrico concentrado, de densidad ρ=1’8 g/cm3) y 945’6cm3 de agua. En cambio, una disolución 1 m (1 molal) de ácido sulfúrico contiene 98


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gramos de H2SO4 (o 54’4 cm3 de ácido sulfúrico concentrado) disueltos en 1000 g (l000cm3) de agua pura.

disolventeKgNúmsolutomolesNúm

m..

. ⋅=

d) Fracción molar, (X) de un componente de una disolución, formada a partir desustancias no electrolitos, es el cociente que resulta de dividir el número de moles decada sustancia disuelta entre el número total de moles presentes en la disolución.

totalesmolesNúmcomponentemolesNúm

X⋅

⋅=.

.

4.5.2. Cálculos de reacciones con disoluciones. Valoraciones.

Supongamos las reacciones siguientes entre ácidos y bases:a) 3HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3H2Ob) H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2Oc) 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6H2O

Las cantidades de ácido y de base que reaccionan entre sí, en moles son:

a) Tres moles de HCl con un mol de Al(OH)3

b) Un mol de H2SO4 con dos moles de NaOHc) Dos moles de H3PO4 con tres moles de Ca(OH)2

Si recordamos ahora que un equivalente de ácido o base es igual a su mol divididopor el número de H+ u OH− que puede ceder (eq=mol/n) las anteriores relaciones expre-sadas en equivalentes, quedan reducidas a:

a) Tres equivalentes de HCl con tres equivalentes de Al(OH)3

b) Dos equivalentes de H2SO4 con dos equivalentes de NaOHc) Seis equivalentes de H3PO4 con seis equivalentes de Ca(OH)2

Es decir, que cuando dos sustancias reaccionan, aunque su relación en moles seadiferente, la relación en equivalentes es idéntica, esto es, reaccionan equivalente a equi-valente. Así pues, cuando empleamos los equivalentes podemos desentendernos delajuste de la ecuación de la reacción.

En este hecho se basa la determinación cuantitativa de una sustancia, cuando seconoce el número de equivalentes de otro que ha reaccionado con ella. Una valoración,operación frecuente en los laboratorios, consiste en añadir gradualmente mediante unabureta, una disolución de un reactivo de concentración conocida a una disolución deotra sustancia de concentración desconocida. El punto final de la valoración o punto deequivalencia puede conocerse por el cambio de color de un indicador ácido-base apro-piado.

Por lo expuesto, en las concentraciones de las disoluciones usadas en las valora-ciones suele emplearse la normalidad. De este modo, los cálculos se simplifican nota-blemente. Supongamos que Nx es la normalidad de la disolución problema y Vx el volu-men, en cm3, tomado de ella y Nc es la normalidad de la disolución conocida y Vc elvolumen, en cm3, que se gasta de la misma hasta el punto de equivalencia.


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En general, N/1000 será el número de equivalentes-gramo que hay en cada centí-metro cúbico de disolución y V.N/1000, será el número de equivalentes totales que hayen los V cm3 de disolución utilizada. Entonces como:

CdeesequivalentNúmXdeesequivalentNúm ⋅⋅=⋅⋅ ..

10001000ccxx NVNV = o bien ccxx NVNV =

y de ahí se calcula Nx.

4.6. Cantidades de sustancia en procesos electrolíticos. Ley de Faraday.

Los primeros estudios cualitativos acerca de la electrolisis fueron realizados por elquímico sueco Berzelius en 1803 y el inglés Humphry Davy en 1806. Sin embargo, elfenómeno no fue analizado cuantitativamente hasta 1833, año en que Michael Faraday,ayudante de Davy, enunció las dos leyes que llevan su nombre:

1) La masa de sustancia liberada en una electrolisis es directamente proporcionala la cantidad de electricidad que circula a través del electrolito:

tIEQEm ... ==siendo m la masa de sustancia liberada o de electrolito descompuesto, Q la cantidad decarga eléctrica que circula, I la intensidad de la corriente, en Amperios, y t el tiempotranscurrido. La constante de proporcionalidad, E, que es característica de cada sustan-cia, recibe el nombre de equivalente electroquímico y es la cantidad de electrolito des-compuesto o de sustancia liberada por 1 culombio de electricidad que circula.

A la luz de nuestros conocimientos actuales acerca de la estructura de la materia,esta primera ley de Faraday resulta del todo punto evidente, pues la masa de sustancialiberada es proporcional al número de átomos o moléculas que contiene, y como cadaátomo o molécula que se neutraliza requiere el intercambio de un número fijo de elec-trones, cuantos más electrones circulen, es decir, cuanto mayor sea la intensidad de co-rriente o el tiempo durante el cual circula la corriente, mayor será la masa de sustanciaelectrolizada.

2) Las masas de distintas sustancias liberadas por la misma cantidad de electrici-dad son directamente proporcionales a sus masas equivalentes.

Si hacemos pasar la misma corriente a través de tres cubas electrolíticas conecta-das en serie, contiendo respectivamente los cationes Ag+, Cu2+ y Al3+, en los cátodos decada una de las cubas se producirán las reducciones siguientes:

Ag+ + 1e− → AgCu2+ + 2e− → CuAl3+ + 3e− → Al

Si la cantidad de electricidad que pasa es 6’023.1023 electrones, (1 mol de electro-nes), se depositarán respectivamente: 6’023.1023 átomos de Ag (1 mol de Ag=1 equiv-gramo de Ag), (6’023.1023)/2 átomos de Cu (½ mol de Cu=l equiv-gramo de Cu) y(6’023.1023)/3 átomos de Al (1/3 mol de Al=1 equiv-gramo de Al). Por consiguiente, elpaso de 1 mol de electrones a través de una disolución electrolítica es capaz de liberar 1equivalente-gramo de sustancia.


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La carga correspondiente a un mol de electrones es:molCelectrónCmolelectronesq /96500/10.602'1/10.023'6 1923 ≅×= −

y recibe el nombre de constante de Faraday, o simplemente se dice que es la carga deun Faraday. 1 Faraday = 96500 Culombiospor tanto, 1 Faraday es la cantidad de electricidad necesaria para depositar por electroli-sis 1 equivalente-gramo de cualquier sustancia presente en la disolución electrolítica oen cualquier electrolito. De aquí se deduce:

96500em

E =

siendo me el peso-equivalente o masa-equivalente de la sustancia.

Combinando las expresiones matemáticas correspondientes a las dos leyes de Fa-raday ya enunciada, podemos obtener finalmente:

96500.tIm

m e=

que nos da la masa de sustancia depositada o desprendida en un electrodo de una cubaelectrolítica, al paso de una corriente de intensidad I durante el tiempo t.

BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADALinus PAULING. Química General. Editorial Aguilar. 1971. MADRID.Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva Editorial

Interamericana, S.A. 1986. MEJICO.Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química Gene-

ral. Tomo 1. U.N.E.D. 1983. MADRID.Hans Rudolf CHRISTEN. Química. Editorial Reverté. 1967. BARCELONA.Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-

rial Marín. 1968. BARCELONA.J.MORCILLO. Temas Básicos de Química. Editorial Alhambra. MADRIDMichell J.SIENKO y Robert A.PLANE. Química Teórica y Descriptiva. Editorial

Aguilar. 1970. MADRID.Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción a

los Conceptos Teóricos. Editorial Limusa. 1989. MÉJICO.


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Tratamiento Didáctico----------------------------------------------------------------------------------------------------------OBJETIVOS

Estudio de las leyes que rigen las relaciones cuantitativas de las cantidades (masas yvolúmenes) que intervienen en las reacciones químicas y sus relaciones con el númerode partículas (moléculas, átomos) que en ellas intervienen.

Introducir al alumno en los conceptos básicos más importantes de la química moder-na, de los que destacamos: átomos, moléculas, u.m.a., mol, fórmulas, número de Avo-gadro, volumen molar, etc. que constituyen el lenguaje básico en el aspecto cuantitativode la química.UBICACIÓN

Se ubica el tema en el 1° del Bachillerato, en la asignatura de Física y Química (Mo-dalidad de Bachillerato de ciencias de la Naturaleza y de la Salud) en el bloque temáticode “La teoría atómico-molecular”TEMPORALIZACION

El tema, tal como se contempla en el guión, puede explicarse en 1° de Bachilleratoen un tiempo que oscila entre 8 y 12 horas de clase, dependiendo del tiempo que se de-dique a resolución de problemas numéricos, aspecto éste de extraordinaria importancia,y del tiempo dedicado a realizar prácticas de laboratorio.METODOLOGIA

Explicación exhaustiva y sistemática de los conceptos y leyes fundamentales del te-ma ilustrándolos, modelos atómicos y moleculares o símiles apropiados.

Realizar prácticas sencillas de laboratorio previamente seleccionadas, programadas yredactadas mediante un guión, que servirá al alumno como cuaderno de laboratorio.

Resolver problemas numéricos relacionados con las leyes fundamentales estudiadasen el tema y problemas de estequiometría, de ajuste de reacciones y relaciones cuantita-tivas en las reacciones.

Utilizar en todo momento la nomenclatura y formulación de química recomendadapor la I.U.P.A.C.CONTENIDOS MINIMOS

*El tema tal y como se contempla en el guión, es un puro compendio de contenidosbásicos para la química y no nos alejaríamos de la verdad si dijéramos que la totalidaddel tema es contenido básico. No obstante consideraremos importante:

Todas las leyes de las combinaciones químicas.Concepto de equivalente químico.Símbolos y fórmulas de átomos y moléculas. Significado cuantitativo.Masa atómica y molecular.Concepto de Mol.Número de Avogadro. Volumen molar.Cálculos ponderales de las reacciones químicas.Solubilidad. Soluciones. Concentración.Molaridad y Normalidad.Volumetría.Leyes de Faraday.

MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOSLibro de texto, complementado con apuntes de las explicaciones del profesor.Sistema periódico mural, permanente en el aula o laboratorio.Tablas de masas atómicas de elementos y valencias.Material general de química y productos químicos para las prácticas de reacciones

químicas, disoluciones, valoraciones.


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Modelos atómicos para la construcción de moléculas tanto de inorgánica como deorgánica.EVALUACION

Ejercicio escrito sobre cuestiones teóricas relacionadas con leyes fundamentales dequímica estudiadas en el tema.

Ejercicio escrito sobre problemas de estequiometría y relaciones ponderales de lasreacciones químicas.

Ejercicio escrito sobre cuestiones de formulación y nomenclatura de química inorgá-nica y orgánica, según normas de la IUPAC.

Valoración objetiva de las prácticas realizadas en el laboratorio siguiendo un guiónprevio y resultados en el cuaderno de laboratorio.

Prueba escrita de opción múltiple, con preguntas de varias respuestas, en las que elalumno razone ante diferentes situaciones planteadas.

temas de fÍsica y quÍmica (oposiciones de enseñanza...

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