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4. Programación de los contenidos:
4.1 Programa Analítico
UNIDAD I
Química: Definición, Objeto. Método científico. Materia y energía: Concepto,
Propiedades y equivalencias.
Estado de agregación de la materia. Sistemas materiales: Clasificación y
propiedades. Sustancias puras, mezclas y soluciones. Separación y
fraccionamiento. Sustancias elementales y símbolos químicos.
Leyes gravimétricas: ley de la conservación de la masa y energía (Ley de
Lavoisier). Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust). Ley de las
proporciones múltiples (ley de Dalton). Ley de las proporciones reciprocas (Ley
de Ritcher). Ley de las combinaciones gaseosas.
UNIDAD II
Teoría atómica de Dalton. Ley de Avogadro-Ampere. Átomos y moléculas.
Determinación de pesos atómicos y fórmulas moleculares. Pesos moleculares.
Unidad de masa atómica (u.m.a.). Peso atómico absoluto. Peso atómico
relativo. Número de Avogadro. Concepto de mol. Átomo-gramo. Molécula
gramo. Volumen molar.
Formulas químicas: composición centesimal, fórmula mínima y molecular.
Valencias. Estequiometría de los compuestos químicos. La ecuación química.
Determinación de los coeficientes. Clasificación de las reacciones químicas.
Estequiometría de la reacción, relaciones masa-masa y masa-volumen. Reactivo
limitante. Pureza. Rendimiento.
UNIDAD III:
Estructura del átomo. Naturaleza eléctrica de la materia. La carga del electrón.
Partículas positivas, el espectrómetro de masas. Radiactividad. El átomo
nuclear. Radiación electromagnética, parámetros que la caracterizan (longitud
de onda, frecuencia y amplitud) y la relación entre los mismos. Rayos X y numero
atómico. El neutrón. Isotopos.
Modelo atómico de Thomson. Modelo atómico de Rutherford. Modelo atómico
de Bohr (átomo de hidrógeno) postulados. Principio de incertidumbre. Naturaleza
dual del electrón: onda-partícula. Ecuación de Schrödinger. Concepto de orbital.
Modelo atómico actual. Números cuánticos. Configuración electrónica. Principio
de construcción progresiva Regla de Hund. Principio de exclusión de Pauli.
UNIDAD IV:
Desarrollo de la Tabla Periódica. Ley periódica de Mendeleiev-Moseley. Tabla
periódica actual: grupos y períodos. Variación de las propiedades físicas de los
elementos: punto de fusión, de ebullición, densidad. Relación entre la ubicación
en la tabla periódica de los elementos y su configuración electrónica.
Propiedades periódicas: Radio atómico, energía de ionización, electroafinidad,
carácter metálico, electronegatividad.
Concepto de enlace químico. Uniones intramoleculares: Iónico, covalente (puro
y dativo-hibridación) y metálico. Estructuras de Lewis. Regla del octeto y sus
excepciones. Enlaces polares y no polares. Moléculas polares.
Oxidación- reducción. Concepto de número de oxidación.
UNIDAD V:
Gases Ideales. Características generales del estado gaseoso. Presión, volumen
y temperatura. Concepto de un gas ideal. Leyes de los gases ideales: ley de
Boyle y Mariotte, leyes de Charles-Gay Lussac. Ecuación conjunta. Ley de
Avogadro. Ecuación general de los gases: La constante universal de los gases.
Mezcla de gases: ley de las presiones parciales de Dalton. Ley de difusión de
Graham. Teoría cinética molecular de los gases ideales: postulados y aplicación
a las leyes de los gases ideales.
Gases reales. Desviaciones del comportamiento ideal. Causas de las
desviaciones. Ecuación de Van der Waals.
UNIDAD VI:
Sólidos. Clasificación: cristalinos y amorfos.
Sólidos cristalinos. Propiedades macroscópicas de los sólidos. Tamaño y
formas de cristales. Estructuras cristalinas. Retículo espacial y celda unitaria.
Sistemas cristalinos. Parámetros característicos. Isomorfismo y polimorfismo.
UNIDAD VII:
Líquidos. Propiedades generales de los líquidos. Calor de vaporización. Punto
de Ebullición y regla de Trouton. Punto de congelación. Curvas de calentamiento
y enfriamiento: cambios de estado.
Licuación de gases. Isotermas de Andrews. Estados críticos.
Presión de vapor de sólidos. Diagrama de fases.
UNIDAD VIII:
Tipo de soluciones: Concentradas o diluidas; No saturadas, saturadas o
sobresaturadas. Unidades de concentración: %P/P, %P/V, %V/V, M, N, m, X. El
proceso de solución: Por reacciones químicas, por solvatación y por dispersión.
Calor de solución. Solubilidad. Factores de los que depende la solubilidad: Soluto
(electrolito - no electrolito), solvente (polar-no polar), temperatura (proceso de
disolución exotérmico o endotérmica) y presión. Curvas de solubilidad.
UNIDAD I
QUÍMICA
La química , del egipcio Chemi o Kimi, es la ciencia que se dedica al estudio de la estructura, las propiedades, la
composición y la transformación de la materia, en general, es el estudio de la materia y los cambios que ocurren en
ella, dicha ciencia es frecuentemente considerada como una ciencia central, ya que los conocimientos básicos de la
química son indispensables para profesionales de diversas disciplinas.
Si bien la química es una ciencia antigua, sus principios modernos se remontan al siglo XIX, cuando los adelantos
intelectuales y tecnológicos permitieron que los científicos separaran sustancias en sus componentes y, por lo
tanto, explicaran muchas de sus características físicas y químicas.
EL MÉTODO CIENTÍFICO
El Método Científico es un enfoque sistemático para la investigación, en otras palabras, es una serie de pasos
ordenados para encontrar la solución o explicación de un problema. El mismo consta de cuatro etapas, las cuáles
son:
- 1° ETAPA (observación): El primer paso consiste en definir de manera minuciosa el problema. - 2° ETAPA (formulación de hipótesis): Hacer suposiciones verosímiles para explicar el problema. - 3° ETAPA (experimentación-control de variables): Diseñar experimentos para confirmar o descartar las
hipótesis buscando relaciones entre ellas (controlando variables no medidas que puedan influir). Recolectar
toda la información obtenida a partir de los experimentos (datos).
[ Los datos obtenidos en una investigación pueden ser, cuantitativos (observaciones generales del sistema) o
cuantitativos (números obtenidos en las distintas experiencias), la segunda es la más usada por los químicos) ]
- 4° ETAPA (conclusiones): Realizar las conclusiones obtenidas a partir de las hipótesis confirmadas, en el caso
de no haber confirmado las hipótesis, se debe volver a la segunda etapa.
[ Al obtener una importante cantidad de datos es aconsejable realizar una ley (enunciado conciso verbal y
matemático) tras haber sometido las hipótesis a valoraciones es posible que estas puedan pasar a convertirse en
teorías (principio unificador que explica un conjunto de leyes) ]
Objeto: Busca alcanzar la verdad fáctica mediante la adaptación de las ideas a los hechos, para lo cual utiliza la
observación y la experimentación.
MATERIA Y ENERGÍA
- Materia: La materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. La materia incluye lo que podemos ver y tocar
(como el agua, la tierra y los árboles) y lo que no podemos ver ni tocar (como el aire).
Propiedades de la materia:
- Propiedades Físicas: Se puede medir y observar sin que se modifique la composición o identidad de la
sustancia. Por ejemplo: Densidad, viscosidad, elasticidad, punto de fusión, punto de ebullición y solubilidad, etc.
- Propiedades Químicas: Para observar esta propiedad debe ocurrir un cambio químico (cambio en la
identidad de la sustancia). Por ejemplo: Oxidación, combustión, putrefacción y fermentación, etc.
Todas las propiedades mensurables de la materia corresponden a una de dos categorías adicionales: propiedades
extensivas y propiedades intensivas.
- Propiedades Extensivas: Son aquellas que dependen de la cantidad de materia que se considere,
independientemente de las sustancias que las compongan. Por ejemplo: Masa, volumen, longitud, número de
moléculas, capacidad calorífica, resistencia térmica, resistencia eléctrica, carga eléctrica, entropía y entalpía.
- Propiedades Intensivas: Son las que dependen de la clase de materia, es decir de las sustancias que la
componen, por eso también se las denomina específicas o substanciales. Por ejemplo: Densidad, temperatura,
punto de fusión, punto de ebullición, gravedad específica, conductancia, resistividad, conductividad térmica,
viscosidad y calor específico.
Estas propiedades intensivas además se clasifican en:
- Propiedades Organolépticas: Son las que se perciben con los órganos de los sentidos. Por ejemplo: Olor,
color, sabor, etc.
- Constantes Físicas: Estas propiedades permiten diferenciar cuerpos formados por sustancias diferentes. Por
ejemplo: Brillo, punto de ebullición, punto de fusión, índice de refracción, estructura cristalina, calor específico,
densidad, dureza, etc.
- Energía: La energía es la capacidad que tiene la materia de realizar un trabajo. La energía consta de 4
propiedades básicas:
- Se transforma: La energía no se crea, sino que se transforma y es durante esta transformación cuando se
manifiestan las diferentes formas de energía.
- Se conserva: Al final de cualquier proceso de transformación energética nunca puede haber más o menos
energía que la que había al principio, siempre se mantiene. La energía no se destruye.
- Se transfiere: La energía pasa de un cuerpo a otro en forma de calor, ondas o trabajo.
- Se degrada: Solo una parte de la energía transformada es capaz de producir trabajo y la otra se pierde en
forma de calor o ruido (vibraciones mecánicas no deseadas).
- EQUIVALENCIA: La equivalencia entre la materia y la energía viene dada por la relación entre masa y la energía
de la fórmula de Einstein: 𝒆 = 𝒎𝒄
𝟐
- Masa: Es una medición de cantidad de materia que posee un objeto. - Peso: Es la fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto. - Volumen: Es la cantidad de espacio que ocupa un cuerpo dado. - Densidad: Es la propiedad intensiva definida como la relación de la masa con el volumen de un objeto - Longitud: Es la dimensión de un cuerpo en línea recta. - Temperatura: Es la magnitud física que refleja la cantidad de calor ya sea de un cuerpo de un objeto o del
ambiente.
- Calor: Tipo de energía que se produce por la vibración de moléculas y que provoca la subida de temperatura, la
dilatación de cuerpos, la fundición de sólidos y la evaporación de líquidos.
- Peso específico: Es la relación existente entre el peso y el volumen de una sustancia.
Kelvin (K) → Celsius (°C)
Celsius (°C) → Kelvin (K)
Celsius (°C) → Fahrenheit (°F)
Fahrenheit (°F) → Celsius (°C)
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
La materia presenta, en condiciones normales en nuestro planeta, tres estados de agregación: sólido , líquido y
gaseoso. Estas tres formas de materia se denominan estados de la materia. Los estados de la materia difieren en
algunas de sus propiedades observables.
- Un gas (también llamado vapor) no tiene volumen ni forma fijos ; más bien, se ajusta al volumen y la forma
del recipiente que lo contiene. Podemos comprimir un gas de modo que ocupe un volumen más pequeño, o
expandirlo para ocupar uno mayor. En un gas , las moléculas están muy separadas y se mueven a alta
velocidad , chocando repetidamente entre sí y con las paredes del recipiente.
- Un líquido tiene un volumen definido independiente del recipiente, pero no tiene forma específica ; asume
la forma de la porción del recipiente que ocupa. En un líquido , las moléculas están más cercanas , pero aún se
mueven rápidamente, y pueden deslizarse unas sobre otras; por ello los líquidos fluyen fácilmente.
- Un sólido tiene forma y volumen definidos. En un sólido, las moléculas están firmemente unidas entre sí ,
por lo regular en patrones definidos dentro de los cuales las moléculas apenas pueden moverse un poco de
esas posiciones fijas. Por ello, los sólidos tienen forma rígida.
[ Ni los líquidos ni los sólidos pueden comprimirse de forma apreciable ]
[ En condiciones especiales se han descrito dos estados más: el plasma, un gas de iones que se produce a
temperaturas muy elevadas (104K) y el cubo de hielo cuántico o condensado de Bose-Einstein; constituido por
átomos supercongelados a temperaturas cercanas a 0 K, en este estado los átomos carecen de movilidad y energía,
se frenan y se unen para dar origen a un superátomo. ]
- Fase: Se denomina fase a cada uno de los componentes de un sistema heterogéneo, que a su vez es un sistema
homogéneo. Por ejemplo: Si tenemos un sistema material formado por agua y tres trozos de hierro, tendremos
solo dos fases y no cuatro, pues las porciones con propiedades físicas y químicas diferentes son solamente el
agua y el hierro.
- Componentes: Son las sustancias que constituyen cada una de las fases de un sistema material.
[ El concepto de homogeneidad y heterogeneidad es de carácter relativo y depende del instrumento que se utilice
en la observación del sistema. Hay muchos materiales que a simple vista parecen homogéneos, pero al observarlos
con un instrumento tales como los microscopios resultan ser heterogéneos; ej. La leche, la clara de huevo, etc. ]
- SISTEMAS MATERIALES INHOMOGÉNEOS: Estos son sistemas que a simple vista parecen homogéneos, ya que no
se distinguen claramente fases diferentes, pero que tienen composiciones y propiedades diferentes en distintas
partes. Se caracterizan por presentar un cambio gradual y continuo de composición y de propiedades desde una
región del sistema a otra. Un ejemplo es la atmósfera, la cual está formada por aire, una sustancia gaseosa
aparentemente homogénea. Sin embargo, si se analiza el aire de la atmósfera superior y se compara con el del nivel
del mar, se observa que arriba es menos denso, contiene menor concentración de oxígeno, tiene una temperatura
diferente, etc. Por lo tanto, es un sistema inhomogéneo.
Según su composición se pueden clasificar en:
- SUSTANCIAS PURAS: Las sustancias puras son sistemas homogéneos formados por una sola clase de sustancia
(un solo componente [moléculas iguales]. Por ejemplo: Etanol, agua pura, entre otros). Se pueden reconocer
porque no es posible separarlos (fraccionarlos) en otras sustancias más simples por medios físicos como filtración,
destilación, evaporación, etc.
SISTEMAS
MATERIALES
Homogéneos
Sustancias
(no se separan o
fraccionan)
Simples
(1 solo)
Compuestas
(2 o más) Soluciones
(pueden
fraccionarse
Heterogéneos
Coloides
Emulsiones (^) Diferencia
de tamaño
Mezclas
(composición y
propiedades
variables)
Suspensiones
Dispersiones
[ SUSTANCIA: Es una forma de materia que tiene composición definida (constante) y propiedades distintivas. Son
ejemplos de ello el agua, el amoníaco, el azúcar de mesa (sacarosa), el oro y el oxígeno. Las sustancias difieren
entre ellas por su composición y se pueden identificar según su aspecto, color, sabor y otras propiedades. ]
A su vez, las sustancias pueden clasificarse en dos tipos:
- SIMPLES: Son las que no pueden descomponerse por ningún método conocido. Están formadas por átomos
iguales o moléculas con átomos iguales. Por ejemplo: Todos los elementos de la tabla periódica.
- COMPUESTAS: Son las que pueden descomponerse directa o indirectamente en dos o más sustancias simples.
Están formadas por átomos diferentes o moléculas con átomos diferentes (moléculas iguales). Por ejemplo: El
agua (cuya fórmula es H2O, moléculas todas iguales, y cada molécula estará formada por dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno), yeso, sal, etc.
- MEZCLAS: Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias o componentes (moléculas diferentes) en
proporciones variables, en la que éstas conservan sus propiedades distintivas. Algunos ejemplos familiares son el
aire, las bebidas gaseosas, la leche y el cemento. [ Las mezclas no poseen composición constante ]
Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas :
MEZCLAS HETEROGÉNEAS: Son aquellas en que los componentes pueden distinguirse con facilidad (con ayuda de
una lupa o microscopio), debido a que poseen una composición no uniforme, o sea, sus fases se integran de manera
desigual e irregular, y por eso es posible distinguir sus fases con relativa facilidad. (Son inestables y los
componentes de las mismas pueden separarse por métodos mecánicos).
Dependiendo del tamaño de las partículas de sus componentes, podemos hablar de dos tipos de mezclas
heterogéneas:
- MEZCLAS O DISPERSIONES GRUESAS: Son aquellas en las que el tamaño de las partículas es apreciable a
simple vista.
- SUSPENSIONES O COLOIDES: Son aquellas en las que una fase es normalmente fluida (gaseosa o líquida) y la
otra está compuesta por partículas (generalmente sólidas) que quedan suspendidas y se depositan al pasar el
tiempo.
MEZCLAS HOMOGÉNEAS: Son aquellas en que los componentes no pueden distinguirse (con métodos ópticos
comunes), las fases son imposibles de identificar a simple vista (la composición de la mezcla es uniforme). Se
conocen también como soluciones, y se conforman por un solvente (componente que se encuentra en mayor
proporción, el agua siempre es solvente sin importar su cantidad) y uno o varios solutos (componente que se
encuentra en menor cantidad).
( Son estables y no es posible separar sus componentes con métodos mecánicos )
SEPARACIÓN Y FRACCIONAMIENTO
MÉTODOS FÍSICOS O MECÁNICOS (MÉTODO DE SEPARACIÓN DE FASES):
Separación de fases SÓLIDAS :
- Solubilización: Permite separar un sólido soluble de otro insoluble. Ej. Arena y sal, si se añade al sistema agua,
la sal se disuelve y luego se complementa la separación mediante otros procedimientos, tales como
evaporación, destilación, etc.
- Tamización: Se emplea para separar dos o más sólidos mediante el empleo de un tamiz (malla de alambre)
que deja pasarlas partículas más pequeñas y retiene las grandes. Ej. Es empleada por albañiles para separar la
arena del ripio.
- Levigación: Separa fases sólidas de distinto peso haciendo pasar sobre el sistema una corriente de agua que
arrastra el más liviano y deja el más pesado. Ej. Separar oro de arena.
- Magnetismo: Permite separar le hierro de otros materiales mediante el empleo de imanes. - Ventilación: Consiste en el empleo de una corriente de aire mediante la cual se arrastra a las partículas más
livianas. Ej. Se emplea para separar la cáscara del trigo del grano.
- Tría: Consiste en tomar con pinzas o con la mano las fases sólidas que están dispersas en otro sólido o en un
líquido. Ej. Sacar un lápiz de una cartuchera, sacar trozos de hielo de un vaso con agua, etc.
- Flotación: Este método consiste en agregar a un sistema formado por dos sólidos, un líquido de densidad
intermedia que no altere las sustancias, de modo tal que uno de los sólidos flota y el otro no. Ej. Al separar el
aserrín de la arena, al enriquecer los minerales, etc.
- Sublimación: Este método consiste en calentar suavemente el sistema para volatilizar uno de los
componentes. Los vapores que se desprenden se enfrían y subliman. Ej. Separar naftaleno de arena, etc.
Separación de fases SÓLIDAS de LÍQUIDAS :
- Filtración: Permite separar una fase solida de una líquida. Por ej. Una mezcla de arena y agua, cuando se
prepara café. El filtro más utilizado es el papel y hay de distintos tipos según el tamaño del poro. En la
ultrafiltración el filtro más utilizado es el celofán. Los materiales necesarios para la filtración son:
- Filtro.
- Embudo.
- Varilla de vidrio (para evitar que el embudo desborde).
- Recipientes. - Decantación: Se emplea para separar un sólido no soluble de un líquido. Aprovechando su diferente densidad.
También se lo puede aplicar para separar líquidos no miscibles de diferente densidad, por ej. Aceite y agua. Se
puede separar en un vaso de precipitado dejando la mezcla en reposo hasta que el más denso quede en el
fondo; o con un embudo o ampolla de decantación (si ambos son líquidos).
- Centrifugación: Acelera por medio de la fuerza centrífuga el proceso de decantación. Se emplea en los
laboratorios químicos para el estudio de la sangre o en las fábricas de productos lácteos.
Separación de fases SÓLIDAS de GASEOSAS :
- Filtración: Es semejante a la filtración descripta anteriormente. Ej. Los purificadores de cocina que retienen las
partículas sólidas del humo purificando de esta forma el aire.
- Campo eléctrico: Consiste en generar un campo eléctrico mediante la electrificación de dos placas paralelas
con corriente eléctrica continua. Ej. Se emplea para purificar los humos que sales de las chimeneas de las
fábricas; en este caso las partículas sólidas del humo se adhieren a las placas debido a que poseen carga
eléctrica, cuando las placas están saturadas de partículas se interrumpe el suministro de corriente eléctrica y
las partículas caen.
MÉTODOS FISICOQUÍMICOS (MÉTODO DE FRACIONAMIENTO DE FASES, Se utiliza para separar soluciones):
- Evaporación: Consiste en la separación de los componentes de una solución o de una mezcla por
evaporación del líquido mediante calentamiento del sistema.
- Cristalización Se emplea este procedimiento para separar sólidos que cristalizan de otros sólidos que no lo
hacen.
- Destilación: Esta operación consiste en transformar el líquido en vapor y condensar el vapor por
enfriamiento. La destilación varía según el tipo de solución que se trate, pudiendo ser:
- Destilación simple: Se emplea para separar un solvente de las sustancias sólidas disueltas en él.
- Destilación fraccionada: Se emplea para separar dos o más líquidos mezclados que tienen diferentes
puntos de ebullición.
- Desecación: Es un proceso de evaporación en el que se emplean sustancias deshidratantes como el
cloruro de calcio o el ácido sulfúrico para lograr la evaporación del solvente.
MÉTODOS QUÍMICOS (MÉTODOS DE DESCOMPOSICIÓN DE FASES, Se emplean para separar sistemas
homogéneos formados por sustancias puras compuestas) :
- Electrólisis: consiste en la separación de un compuesto en sustancias simples mediante el empleo de corriente
eléctrica.
SUSTANCIAS ELEMENTALES Y SÍMBOLOS QUÍMICOS
- Sustancias elementales: Son sustancias simples formadas por átomos de un mismo elemento. En la
naturaleza, salvo los gases nobles y algunos metales en estado gaseoso, el resto de la materia se enlaza para
formar compuestos superiores.
- Símbolos químicos: Los símbolos químicos son los distintos signos abreviados que se utilizan para identificar
los elementos y compuestos químicos en lugar de sus nombres completos; son universales y se utilizan en
fórmulas y ecuaciones químicas.
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (ley de Proust):
El químico francés Louis J. Proust estableció en 1799 que, cuando los elementos se
combinan para formar un compuesto determinado, no lo hacen en cualquier proporción,
sino en proporciones definidas y constantes. Consideremos, por ejemplo, la reacción por la
cual el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua:
2H 2 + O 2 ⇒ 2 H 2 O
El estudio de las masas de hidrógeno y de oxígeno que interviene en la reacción muestran
que 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno y producen 18 g de agua. Esta
relación (2/16) será invariable para la reacción que estamos estudiando; es decir que 4g de
H se combinará con 32 g de O, o bien 6 g de H se combinarán con 48 g de O, etc.
La relación entre las masas de hidrógeno y oxígeno que reaccionan para formar agua es, por lo tanto, una
constante: 2/16, o sea 1/8.
Entonces:
mH
mO
=
2g
16 g
=
4g
32 g
=
6 g
48 g
= … =
1
8
(constante)
o simbólicamente:
mA
mB
= k
[ El valor de la constante k depende del compuesto; es decir que, si el hidrógeno y el oxígeno se combinasen para
formar una sustancia distinta a la del agua, la relación de masa tendría un valor distinto de 1 ⁄ 8. El valor de k
permite identificar el compuesto particular que producen los elementos que intervienen ]
En resumen, la ley de Proust o de las proporciones definidas puede ser enunciada así:
“La relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto definido es constante”
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (ley de Dalton):
En 1807 el químico inglés John Dalton estudió la relación de masa entre dos o más elementos que pueden unirse
entre sí para formar más de un compuesto.
Por ejemplo, bajo determinadas condiciones, el hidrógeno y el oxígeno pueden
combinarse para formar un compuesto distinto del agua, llamado “agua oxigenada”. A
diferencia del agua (H 2 O), el agua oxigenada posee moléculas con dos átomos de
hidrógeno y dos átomos de oxígeno (H 2 O 2 ).
En el caso del agua, 2 g de H se combinan con 16 g de O, mientras que en el caso del
agua oxigenada se combinan 2 g de H con 32 g de O. La relación de las masas de
oxígeno en los dos compuestos (16 g / 32 g) conduce el valor de 1/2, cuyos términos
son números pequeños y enteros.
Por lo tanto, Dalton generalizó el resultado anterior y enunció así su ley:
“Cuando dos o más elementos se combinan para formar dos o más compuestos diferentes, las masas de
cada uno de los elementos, combinados con una masa fija del otro, están entre sí en una relación de
números enteros y pequeños”
LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS (ley de Richter):
Consideremos tres elementos: A, B y C; que puedan combinarse mutuamente para formar los
compuestos AB, BC y AC. Si comparamos la masa de A y C que se combinan con la misma
masa de B para formar AB y BC, obtendremos cierta relación mA/mC.
Nos preguntamos ahora cuál será la relación de masa con que se combinan los elementos A y
C para formar el compuesto AC. La ley de Richter o de los pesos equivalentes, establece que
dicha relación es precisamente mA/mC o bien esta última multiplicada por una relación p/q
entre números enteros y pequeños.
Es decir:
𝐦𝐀´
𝐦𝐂´
en AC =
(𝐦𝐀)𝐞𝐧 𝐀𝐁
(𝐦𝐂)𝐞𝐧 𝐁𝐂
.
𝐩
𝐪
Si la razón p/q es igual a 1, la relación de masa de A y C en AC es igual a la relación de masa de A y C en AB y
BC.
Enunciamos así la ley de Richter:
“La relación entre las masas de dos elementos que se combinan para formar un compuesto determinado es
igual a la relación de la masa en que dichos elementos se combinan con la misma masa de un tercero, o
bien dicha relación multiplicada por una relación entre números enteros y pequeños”
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
En el siglo v, a. C., el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas
partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa indestructible o indivisible). A pesar de que la
idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos (entre ellos Platón y Aristóteles), ésta se
mantuvo.
[ Las evidencias experimentales de algunas investigaciones científicas apoyaron el concepto del “atomismo”, lo que
condujo, de manera gradual, a las definiciones modernas de elementos y compuestos ]
En 1808 , el científico inglés, profesor John Dalton , formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con
las que está formada la materia y que llamamos átomos. El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la
química moderna. Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría atómica de Dalton,
pueden resumirse como sigue:
1) Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
2) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los
átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.
3) Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del
número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.
4) Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone
la creación o destrucción de estos.
LEY DE AVOGADRO AMPERE
La ley de Avogadro es una de las leyes de los gases que establece que, a condiciones normales o estándar
(temperatura de 0 °C = 273,15 K y 1 atm de presión), un mol de gas ocupará un volumen de 22.4 litros. Si la
cantidad molar aumenta al doble, el volumen también se acrecentará en la misma proporción y si disminuye la
cantidad de gas, disminuye el volumen. A partir de esta ley, se puede deducir también que un mol de cualquier gas
a una temperatura y presión dadas siempre tendrá el mismo volumen.
[ Esta ley lleva el nombre de Amedeo Avogadro que, en 1811, planteó la hipótesis de que dos muestras dadas de un
gas ideal con el mismo volumen y a la misma presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas y
por lo tanto el número de moléculas o átomos en un volumen específico de gas ideal es independiente de su
tamaño o la masa molar del gas ]
ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
- Pesos Atómicos: El peso atómico (también llamado masa atómica relativa) es el número correspondiente a cada
elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos.
[ Las masas de los átomos individuales son muy pequeñas (del orden de 10-25 kg), por lo que se hizo necesario
definir una unidad donde las masas de los átomos pudiesen expresarse sin exponentes. Esta unidad se conoce
como unidad de masa atómica y está definida como 1/12 de la masa de un átomo de 12C, por lo que la masa del
átomo de carbono es 12. La masa atómica de un elemento se conoce como PESO ATÓMICO, y forma la base práctica
para todos los cálculos de pesos químicos ]
[ Cociente que resulta de dividir la masa de un átomo de un elemento entre la doceava parte de la masa del isótopo
de 12C. Corresponde a la masa de un átomo en uma. Su valor se encuentra en la tabla periódica. Por ejemplo: el
átomo de H tiene una masa atómica de 1,01 uma, el Nitrógeno: 14,01 uma ]
