Física y Química 2º ESO
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Tema 3: Leyes ponderales, teorías atómicas,
radiactividad y clasificación periódica de los
elementos
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Elementos químicos y compuestos químicos, Apuntes de Química
Tipo: Apuntes
2018/2019
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Tema 3: Leyes ponderales, teorías atómicas,radiactividad y clasificación periódica de loselementos
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Elementos químicos y compuestos químicos
En el tema anterior se había visto que los sistemas podían tener composición constante o variable.
Los sistemas de composición variable se llaman mezclas.
Las mezclas son heterogéneas cuando se distinguen a simple vista sus componentes y homogéneas (disoluciones) cuando no se distinguen éstos.
Un sistema homogéneo de composición constante es una sustancia pura. Pueden ser de dos tipos:
- Los elementos químicos que están formados por un solo tipo de átomos. Un elemento químico no puede descomponerse en sustancias más simples.
Un ejemplo: supongamos que tenemos un trozo de cobre (Cu) o un poco de yodo (I 2 ) o una bombona llena de oxígeno (O 2 ). Por mucho que lo intente no podré separar del cobre, del yodo o del oxígeno ningún otro elemento. No puedo descomponerlo más.
- Los compuestos químicos están formados por más de un tipo de átomos. Pueden separarse solamente utilizando métodos químicos.
2 H 2 O 2 H 2 + O 2
Otro ejemplo, si tengo agua en un recipiente puedo añadirle unas gotas de un ácido o de alguna sal y hacer pasar a través de la disolución una corriente eléctrica. Al cabo de un cierto tiempo habré recogido en un dispositivo como el de la figura una determinada cantidad de hidrógeno y otra (la mitad de volumen) de oxígeno. Es decir, el paso de la corriente eléctrica ha logrado descomponer el agua (H 2 O) en otros componentes más sencillos, oxígeno (O 2 ) e hidrógeno (H 2 )
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Leyes ponderales
Las leyes ponderales son aquellas que hacen referencia a medidas de masa. No resulta difícil de entender que son éstas las primeras que surgen en la Química ya que entonces las medidas más fáciles de realizar eran las de masa.
Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier
Supongamos que en el recipiente de la figura, cerrado herméticamente, tenemos un trozo de carbón. Concentramos sobre él los rayos de Sol con una lupa con lo que logramos que éste comience a arder. De esta forma se combinará con el oxígeno del aire que contiene la campana formando dióxido de carbono. Si previamente hemos pesado la masa de la campana con el carbono en su interior y después de que se produzca el cambio químico volvemos a pesar aunque ya no veamos el carbono sólido, obtendremos el mismo resultado.
Esto se traduce en la ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier:
La masa total de sustancias que se transforman y de las que se obtienen a lo largo de un cambio químico permanece constante.
Ley de las proporciones definidas o ley de Proust
Esta ley establece que, cuando dos elementos químicos se combinan para formar el mismo compuesto sus masas lo hacen en una proporción constante.
Un ejemplo: Supongamos que el oxígeno se combina con el hidrógeno para formar agua.
2H 2 + O 2 2 H 2 O
Si reaccionan 32 gramos de oxígeno, lo harán con 4 gramos de hidrógeno…
Si reaccionan 16 gramos de oxígeno, lo harán con 2 gramos de hidrógeno…
Si reaccionan 8 gramos de oxígeno, lo harán con 1 gramo de hidrógeno…
Es decir la relación entre las masas que reacciona será:
(^324) = (^162) = 18 = ...
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John Dalton
Nace en 1766. Era hijo de gente muy humilde, un tejedor y una campesina. Cuando queda libre la plaza de maestro de su pueblo ocupa el puesto y, a los doce años, comienza a ejercer la profesión. Se trata de un auténtico autodidacta que hizo estudios sobre diversos temas siempre relacionados con la ciencia. Sus primeros conocimientos de Ciencias Naturales y de Matemáticas le llegaron a través de su maestro y de un adinerado de su pueblo que era aficionado a la meteorología.
Más tarde se trasladó con su hermano a Kendal, donde ejercieron como profesores ayudantes. De su afición a la meteorología derivan importantes aportaciones como el estudio que hizo sobre la formación de la lluvia en el que por primera vez demuestra que ésta se forma por un descenso de la temperatura y no por cambios de presión en la atmósfera. Además de su estudio de la meteorología procede su ley de las presiones parciales de los gases en una mezcla.
Aunque tuvo que trasladarse por la escasez de medios en un par de ocasiones nunca llegó a poder estudiar medicina pero sí hizo alguna aportación como el estudio del daltonismo, enfermedad que padecía el mismo.
La teoría atómica de Dalton
La aportación más importante de Dalton fue la de establecer desde un punto de vista científico fue su teoría atómica. En ella Dalton presenta cuatro postulados que se justifican precisamente a través de las leyes ponderales que fueron enunciadas justamente antes de que él elaborase su teoría atómica. Se basa esta teoría en cuatro puntos:
1. Los elementos están constituidos por partículas materiales separadas e _indestructibles (átomos).
- Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y todas las demás_ _propiedades.
- Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y propiedades.
- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes_ elementos en una relación numérica sencilla. Los “átomos” de un determinado compuesto son iguales en masa y en todas las demás propiedades.
La teoría atómica de Dalton puede explicar cada una de las leyes ponderales anteriores de la forma siguiente:
La teoría de Dalton justifica la ley de conservación de la materia. (Lavoisier)
Supongamos que dos átomos de elementos diferentes se unen para formar otro "átomo" de otro compuesto Dado que los átomos son indestructibles y su masa constante para un determinado elemento la masa del compuesto que se forma será la suma de las masas de los dos átomos que se combinan.
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Modelo atómico de Thomson
El padre del electrón como se le llama en muchas ocasiones nació en un pequeño pueblo cerca de Manchester donde su padre ejercía como librero. Ya en los estudios de grado medio entró en contacto con la física experimental en el Owens College. Más tarde ingresa en la Universidad de Cambridge. Allí estució Matemáticas pero pronto se pasó al campo de la Física en el Cavendish Laboratory donde pronto logró una cátedra de Física y poco después entró como miembro en la Royal Society de Londres.
En 1918 fue nombrado Master del Trinity College. En ese cargo, que ocupó hasta su muerte, pudo tratar a muchos jóvenes con intereses no científicos. Thomson demostró interés por muchas más cosas que por la ciencia. Se interesó en la política, las novelas, los dramas, el deporte universitario y en los aspectos no técnicos de la ciencia.
La aportación más importante de Thomson consistió en mejorar progresivamente la técnica de realizar el vacío, con lo que pudo llegar a la conclusión de que los rayos eran independientes de la naturaleza del gas de llenado de la ampolla y de la naturaleza de los electrodos que se colocaran en ella. La conclusión que le pareció evidente y que dio a conocer ahora hace cien años es que se trata de un flujo de corpúsculos que están presentes con su propia carga eléctrica en cualquier tipo de materia.
El hecho es que el premio Nobel que recibió en 1906 hace mención de sus méritos en la realización de trabajos decisivos en el estudio de la conductividad de los gases. Esto es absolutamente cierto y todos los que hayan trabajado en la medición de las radiaciones ionizantes mediante detectores llenos de gas son deudores de la obra ingente de Thomson y de sus sucesores.
La prueba más palpable de que J.J. Thomson debió de ser un profesor excelente, es que entre sus alumnos tiene siete premios Nobel.
Sir Joseph John Thomson murió en Cambridge el 30 de agosto de 1940.
Al cabo de un tiempo se descubre la existencia del electrón (J.J.Thomson) partícula que se puede extraer del átomo y que tiene carga negativa. Además su descubridor es capaz de calcular su carga y su masa. Lo mismo que les pasaba a los marcianos, ahora el científico debe sustituir el modelo anterior por otro que explique el fenómeno.
Es el propio J.J. Thomson quien elabora un nuevo modelo atómico. Considera que el conjunto del átomo tiene carga positiva y en él se insertan los electrones en número suficiente para que el conjunto sea neutro. Sería un equivalente a la forma en que se insertan las pasas en los bizcochos.
Cuando el átomo pierde algún electrón queda cargado positivamente (ión positivo o catión) y si lo gana adquiere carga negativa (ión negativo o anión)
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Rutherford
Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de JJ. Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal, en Canadá. A su regreso al Reino Unido (1907) se incorporó a la docencia en la Universidad de Manchester, y en 1919 sucedió al propio Thomson como director del Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge.
Por sus trabajos en el campo de la física atómica, Ernest Rutherford está considerado como uno de los padres de esta disciplina. Investigó también sobre la detección de las radiaciones electromagnéticas y sobre la ionización del aire producido por los rayos X. Estudió las emisiones radioactivas descubiertas por H. Becquerel, y logró clasificarlas en rayos alfa, beta y gamma.
En 1902, en colaboración con F. Soddy, Rutherford formuló la teoría sobre la radioactividad natural asociada a las transformaciones espontáneas de los elementos. Colaboró con H. Geiger en el desarrollo del contador de radiaciones conocido como contador Geiger, y demostró (1908) que las partículas alfa son iones de helio (más exactamente, núcleos del átomo de helio) y, en 1911, describió un nuevo modelo atómico (modelo atómico de Rutherford).
Rutherford recibió el Premio Nobel de Química de 1908 en reconocimiento a sus investigaciones relativas a la desintegración de los elementos. Entre otros honores, fue elegido miembro (1903) y presidente (1925-1930) de la Royal Society de Londres y se le concedieron los títulos de sir (1914) y de barón Rutherford of Nelson (1931). A su muerte, sus restos mortales fueron inhumados en la abadía de Westminster.
Modelo atómico de Rutherford
Un nuevo experimento demuestra que la mayor parte del átomo está vacía. El experimento consistía en bombardear una lámina muy fina de oro con partículas cargadas positivamente (partículas alfa). La mayor parte de las partículas atravesaban el metal sin sufrir la más mínima desviación, algunas (pocas) se desviaban de su trayectoria y solo una de cada más de 10 000 salía rebotada en sentido contrario al de su movimiento. El dibujo representa el experimento realizado.
El modelo de Thomson debe ser sustituido por otro. Rutherford un neozelandés profesor en Manchester y aficionado al rugby, lo hace. Considera que el átomo está formado por un núcleo central positivo (razón por la que este es el primer modelo nuclear del átomo) cuyo volumen es muchísimo menor que el volumen del átomo (de 10 000 a 100 000 veces menor) y que contiene la casi totalidad de su masa. Alrededor del
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No obstante puede haber átomos de un mismo elemento que tengan diferente número másico, se dice que son isótopos del mismo elemento.
Para representar un isótopo se hace en cualquiera de las siguientes formas:
Z
A A Z
A Z
A
Z X^ , X , X , X
Donde Z corresponde al número atómico (protones) y A al número másico (protones + neutrones).
Ejemplos de isótopos: H^ H H
3 1
2 1
1 1 ,^ , , son isótopos del hidrógeno se llaman: protio, deuterio y tritio respectivamente. En los tres el número de protones del núcleo es 1 mientras que el número de neutrones es 0, 1 y 2 respectivamente.
Como se ve entonces los isótopos corresponden a átomos del mismo elemento, todos ellos tienen igual número atómico (Z) pero con distinto número másico.
De casi todos los elementos tenemos ejemplos, un caso interesante es el carbono (C) que presenta tres isótopos diferentes: C^ C C
14 6
13 6
12 6 ,^ , precisamente el último es muy útil a la hora de fijar la edad de restos arqueológicos.
Concepto de masa atómica
La masa atómica es la masa de un átomo. Obviamente, cuando medimos algo, debemos elegir la unidad adecuada, lo decíamos en el primer tema. La unidad adecuada para medir la masa de un átomo no es el kg ni siquiera el gramo, un átomo tiene una masa muchísimo menor que esas unidades ¿entonces? Elegimos la unidad de masa atómica (u) que será la doceava parte de la masa del isótopo 12 C. De esta forma se establecen las masas atómicas de los distintos elementos.
Pero, si es así, cómo podemos explicar que el Cl tenga una masa atómica de 35, que no es un número entero ni siquiera se le acerca. Pues la razón es que el cloro se presenta en dos formas isotópicas en la naturaleza 35 Cl y 37 Cl en proporciones de 75,77% la primera y 24,23% la segunda. Entonces la masa atómica del cloro será una media ponderada de los dos isótopos:
u
u u 35 , 5 100
× + ×
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Ejercicios
- Completa las tablas siguiente indicando en cada caso las leyes que aplicas:
Todas las masas están expresadas en gramos Nitrógeno (N 2 )
Hidrógeno (H 2 )
Amoniaco (NH 3 ) 14 3 6 7
- Completa la tabla siguiente:
A Z protones neutrones electrones 2040^ Ca (^37) Cl − 17 (^9) Li + 5 (^147) N (^126) C
Todas las masas están expresadas en gramos Oxígeno (O 2 )
Hidrógeno (H 2 )
Agua (H 2 O) 16 2 6 3,
Todas las masas están expresadas en gramos Oxígeno (O 2 )
Carbono (C)
Dióxido de carbono (CO 2 ) 16 6 3 3,
Todas las masas están expresadas en gramos Oxígeno (O 2 )
Hierro (Fe)
monóxido de hierro FeO 1,6 5, 2, 3,