11.- La naturaleza de los Acidos y las Bases.

Figura 1

1.- Introducción.

La palabra “ácido” es derivado del sabor agrio con este tipo de sustancias (del latín acidus-agrio o acetum-vinagre).Algunas características que presentan estas sustancias fueron estudiadas por Robert Boyle en 1663 como son: alto poder como solventes, reaccionan con metales, dan color a los vegetales azules, precipitan algunos sulfuros y catalizan un sinnúmero de reacciones químicas.
La antítesis de los ácidos son las llamadas sustancias álcalis (del árabe al-kali que significa ceniza de planta) que entre sus propiedades destacan: su poder detergente, untuosos o jabonosos al tacto, su poder para disolver aceites y azufre, funcionar en algunas reacciones como catalizadores y su propiedad más sobresaliente el de neutralizar o destruir las propiedades de los ácidos.
Cuando se pone en contacto un ácido con un álcali se forma una sal que no presenta propiedades de un ácido ni de un álcali. Así, la formación de una sal hacía pensar que esta se puede derivar de dos constituyentes de naturaleza opuesta. Sin embargo, existían algunos compuestos que no presentaban las propiedades típicas de los álcalis como son los óxidos metálicos y las aminas que eran capaces de neutralizar a los ácidos. Fue así como en 1774 el francés Roulle amplió el concepto de álcali por el de BASE, definiendo una base como una sustancia cualquiera que reacciona con un ácido para formar una sal.
Estos primeros puntos de vista no incluyeron ninguna explicación o interpretación de los fenómenos observados, la primera teoría del comportamiento ácido fue propuesta por el Químico francés Lavoisier en 1780. Sus experimentos demostraron que varios elementos tales como el carbono, nitrógeno, azufre, fósforo etc. dan características ácidas cuando primero se queman con oxígeno y luego se disuelven en agua y en este sentido concluyó que el oxígeno es un elemento común a todos los ácidos. Esta teoría de la acidez del oxígeno dejó su marca en el nombre del elemento (del griego oxus-agrio y gennao-productor). Aunque esto fue mantenido por algunos químicos tan notables como Berzelius y Gay-Lussac años después se encontraron evidencias claras de esta falsedad, puesto que existían también una serie de óxidos como aquellos formados por el sodio, potasio, calcio, magnesio etc., que al ser disueltos en agua dan compuestos básicos y no ácidos, lo que no está de acuerdo con la teoría de Lavoisier. Más aún, con el conocimiento de la composición de las sustancias se hacia más extensiva y certera que muchos ácidos no contenían oxígeno. Primero fue Berthollet quien obtuvo evidencias claras de que el hidrógeno sulfurado (ácido sulfhídrico) no contenía oxígeno; el experimento más concluyente fue aportado por Humpry Davy quién demostró en 1810 que el ácido clorhídrico está constituido exclusivamente de hidrógeno y cloro y no contiene oxígeno.
Davy fue el primero en expresar la opinión de que “un ácido no depende de una sustancia elemental en particular, sino del arreglo peculiar de distintas sustancias”, un punto de vista que tiene mucho en común con las ideas desarrolladas posteriormente sobre ácidos y bases. Sin embargo, se hizo claro que todas las sustancias aceptadas comúnmente como ácidas contenían hidrógeno, pero no presentaban propiedades ácidas, por lo que fue necesaria una rectificación.
En 1838 el alemán Liebing definió un ácido como “un compuesto conteniendo hidrógeno, en el que el hidrógeno puede ser reemplazado por un metal” una definición que ayudó a entender la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius. Las bases fueron consideradas como sustancias que neutralizaban los ácidos con la formación de sales, pero no había una teoría que hablara de su composición. Para mediados de siglo XIX existían más preguntas que respuestas alrededor de las extraordinarias propiedades de los ácidos y las bases, entre ellas podemos citar:

1. - ¿Cómo el hidrógeno de un compuesto puede provocar las propiedades ácidas?

2. - ¿Por qué existen ácidos fuertes, ácidos medios y ácidos muy débiles?

3. - ¿Por qué los ácidos fuertes son los que presentan mayor efecto catalítico?

4. - ¿Mediante qué mecanismos los ácidos son capaces de conducir corriente eléctrica?

5. -¿Qué tienen de especial las bases que pueden neutralizar las propiedades de los ácidos independientemente de su fuerza?

2.- Teoría de Arrhenius.

La respuesta a estas interrogantes se dieron en la década de 1880-1890 con los trabajos del Químico Sueco Svante Arrhenius quién en su trabajo de tesis doctoral propuso la Teoría de Disociación Electrolítica donde tuvo sus éxitos más impactantes en el campo de los ácidos y las bases. Su trabajo consistía en medir la conductividad eléctrica y el efecto catalítico de diferentes ácidos bajo las mismas condiciones de concentración, voltaje, amperaje, temperatura etc., algunos de sus resultados se observan en el cuadro número 1.

En sus estudios Arrhenius encontró que aquellos compuestos de hidrógeno caracterizados como ácidos fuertes eran buenos conductores de la corriente eléctrica y presentaban excelentes efectos catalíticos, propuso entonces que los ácidos eran capaces de disociarse en iones hidrógeno cuando se hallaban en solución. Como el grado de disociación o ionización puede ser medido por la conductividad eléctrica existía un medio para medir la fuerza de un ácido con exactitud. Así, la concentración de los iones hidrógeno en solución ácida es directamente proporcional a la conductividad.
Si el poder catalítico de tales soluciones es también debido a su contenido de iones hidrógeno, entonces debe existir una proporcionalidad entre el efecto catalítico y la conductividad eléctrica. Por otro lado el que no todos los ácidos presenten la misma fuerza debe hallarse la razón en la extensión del grado de disociación y la causa estará gobernada por la fuerza de su enlace químico, así, los ácidos fuertes tendrán alto grado de disociación y un enlace químico débil y por el contrario un ácido débil tendrá un enlace químico muy fuerte que le impide su disociación.
Bajo esta concepción Arrhenius fue capaz de definir lo que debe ser una sustancia ácida y una básica y aclarar muchas confusiones:
ACIDO: Toda sustancia que al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidrógeno.
BASE: Toda sustancia que al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidroxilo.
Así, el causante de las propiedades ácidas es el H+ y el causante de las propiedades básicas es el OH-. Con estas sencillas ideas surge la causa del porque una base es capaz de neutralizar un ácido y es porque el contacto entre ellos produce una sustancia neutra que es el agua:

ACIDO (H+) + BASE (OH-) = NEUTRA (H2O)

a).- CONCLUSIONES DE LA TEORIA DE ARRHENIUS:

1. - Ácidos fuertes son buenos conductores de la corriente eléctrica.

2. - Ácidos fuertes son excelentes catalizadores.

3. - Ácidos fuertes se encuentran altamente disociados en iones hidrógeno.

4. - La conductividad eléctrica es proporcional al efecto catalítico y al grado de disociación.

5. - La fuerza de un ácido es proporcional al grado de disociación e inversamente proporcional a la fuerza del enlace químico.

6. - Ácido: Toda sustancia que al disociarse en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno (H+).

7. - Base: Toda sustancia que al disociarse en agua aumenta la concentración de iones hidroxilo (OH).

8. - Una base neutraliza a un ácido porque se forma en la reacción una sustancia neutra como el agua.

9. - Se deduce de su teoría la igualdad: N (ácido) X V (ácido) = N (base) X V (base)


b).- FALLAS QUE PRESENTA LA TEORIA DE ARRHENIUS.
A pesar de los éxitos alcanzados por esta teoría para explicar las propiedades de los ácidos y las bases, había ciertas evidencias experimentales que no podían explicarse bajo esta óptica, entre ellos tenemos:
1. - ¿Cuál es la verdadera naturaleza del ion hidrógeno en solución?

2. -¿Por qué los ácidos 100% puros no conducen la corriente eléctrica, no actúan como catalizadores, no disuelven a los metales, en fin no funcionan como ácidos, pero bastan unas cuantas gotas de agua para que se manifieste su fuerza?

3. - Hay algunos compuestos químicos como los óxidos metálicos y las aminas o amoniaco que sin contener el radical hidroxilo son capaces de neutralizar los ácidos.

3.- TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY
Se acepta generalmente que una de las razones por las cuales el agua es un excelente solvente de los compuestos iónicos, es que en solución acuosa los iones son estabilizados por sus fuertes atracciones hacia las moléculas de agua. Esta atracción es particularmente fuerte debido a la asimetría de la distribución de carga en la molécula de agua. Cada ion está hidratado en solución acuosa, o sea unido fuertemente a un número de moléculas de agua. El protón es singular entre los iones, porque no tiene electrones. En consecuencia, el radio del H+ es sólo el radio nuclear 10-12 cm el cual es considerablemente menor que el radio atómico 10-8 cm. Por tanto, el protón en mayor grado que cualquier otro ion debe ser capaz de aproximarse e incorporarse él mismo al sistema electrónico de una molécula del solvente. En otras palabras si los iones ordinarios son hidratados, el protón debe estar más íntimamente ligado al solvente y no es correcto considerar una disociación ácida como una producción de protones “libres”. El impacto de este raciocinio sobre el problema ácido-base es el siguiente. Si el protón existe como H3O+ hidratado, no es totalmente exacto considerar que la disociación está representada por:

HCl = H+ + Cl-

Una opinión más realista es considerar que la disociación ácida es la TRANSFERENCIA de un protón del ácido al solvente:

HCl + H2O = H3O+ (ac) + Cl- (ac)

Esto sugiere a la vez que un ácido no es necesariamente una sustancia que se disocia para dar un protón, sino más bien que es una molécula capaz de transferir o de donar un protón a otra molécula. Las consideraciones que acabamos de señalar condujeron en 1923 a un concepto más general para los ácidos y las bases, llamado definición de Lowry-Bronsted.

ACIDO: Es una especie que tiene tendencia a perder o donar un protón.

BASE: Es una especie que tiene tendencia a aceptar o incorporar un protón.

De acuerdo con esto, la ionización del ácido clorhídrico se presenta con el HCl (que actúa como ácido), donando un protón al agua (que actúa como base). Con las nuevas definiciones ácido-base podemos explicar rápidamente las fallas que no eran entendidas bajo la teoría de Arrhenius:

1. - El ion hidrógeno NO se halla hidratado dentro de una solución como en el caso de los demás iones, más bien el H+ se incorpora a una molécula de agua para formar el ion hidronio (H3O+)

2. - La razón del porque el ácido 100% puro no presenta ninguna propiedad ácida a menos que se le agregue agua, se debe a la necesidad el ácido de entrar en contacto con una base para que se manifiesten sus propiedades, es decir, un ácido sólo lo es cuando hay una base dispuesta a recibirle sus protones.

3. - La nueva definición amplia el campo de los compuestos que pueden considerarse como bases y serán aquellas sustancias capaces de aceptar un ion hidrógeno (H+) independientemente de la presencia o no del radical hidróxilo. Sustancias como el radical sulfato, fosfato, carbonato, cloruro, etc., son capaces de aceptar un protón de un ácido y por lo tanto se comportan como una base.

4.- TITULACION
La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para la determinación de las concentraciones de sustancias en solución. El conocimiento de esta técnica es esencial en la química. La neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte es una de las reacciones más simples y convenientes para el estudio de los principios de la titulación. Cuando el ácido sulfúrico reacciona con el hidróxido de sodio, los iones hidrógeno del ácido son neutralizados por completo por los iones oxhidrilo de la base, produciéndose una solución de sulfato de sodio prácticamente neutra:

H2SO4 (ac) + 2NaOH (ac) = Na2SO4 (ac) + 2H2O

Cada H+ reacciona con un OH-, esto es, 1 mol de H+ neutraliza un mol de OH-. Sin embargo 1 mol de H2SO4 reacciona con 2 moles de NaOH, pues cada mol de este ácido produce 2 moles de H+. Cuando en una titulación se consume el mismo número de moles de H+ que de OH- como resultado de una reacción de neutralización, se puede decir que:

No. de moles de H+ = No. de moles de OH-

5.- LEY DE DILUCIÓN
Cuando la concentración se expresa en una escala volumétrica la cantidad de soluto contenido en un volumen determinado de la disolución es igual al producto del volumen por la concentración.

Cantidad de soluto disuelto = Volumen X Concentración

Cuando se diluye una disolución el volumen aumenta y la concentración disminuye, pero la cantidad de soluto es constante por ello dos disoluciones de diferente concentración pero que contienen las mismas cantidades de soluto están relacionadas del modo siguiente:

V1 C1 = V2 C2

Si se conocen 3 cualesquiera de la ecuación anterior, puede calcularse el cuarto. Las magnitudes en ambos miembros de la ecuación deben expresarse en las mismas unidades. Para preparar la solución patrón de NaOH no es recomendable pesar una unidad exacta de NaOH y disolverla en una cantidad predeterminada de agua pues el NaOH absorbe humedad y CO2 del aire por lo que al pesar directamente esta sustancia, se pueden causar errores considerables. Por lo tanto, se procede, a preparar una solución de la concentración aproximada pesando NaOH y disolviéndolo en la cantidad apropiada de agua.

6.- TEORÍA DE LEWIS

La teoría del comportamiento ácido-base desarrollado por Bronsted y Lowry en los trabajos de 1920 fueron para soluciones acuosas. Una teoría más general, sin embargo, fue desarrollada por Gilbert N. Lewis en los años 30. Su teoría esta basada en la compartición de un par de electrones entre un ácido y una base, en lugar de la idea de la transferencia del protón de Bronsted y Lowry.

Acido de Lewis: Es una substancia que puede aceptar un par de electrones de otro átomo para formar un nuevo enlace.

Base de Lewis: Es una sustancia que puede dar un par de electrones a otro átomo para formar un nuevo enlace.

Este medio en el cual una reacción ácido base en el sentido de Lewis, puede ocurrir si hay moléculas o iones con un par de electrones que pueden ser donados y una molécula o ion que puede aceptar un par de electrones:

A + B: = B:A
Acido + Base = Complejo.

El resultado es llamado a menudo Aducto ácido-base, o complejo. Un ejemplo simple de reacción ácido-base de Lewis es la formación del ion hidrónio desde el H+ y el agua. El ion H+ no tiene electrones de valencia, pero la molécula de agua tiene dos pares de electrones libres. Uno de los pares puede ser compartido entre el H+ y el agua, así forman un enlace O-H. Una interacción similar ocurre entre el ion H+ y el amoniaco para formar el ion amonio. Tales reacciones son muy comunes. En general, los ácidos de Lewis incluyen aquelos cationes o moléculas neutras que tienen orbitales de valencia vacíos, y las bases son aniones o moléculas neutras con un par de electrones libre.

7.- CUESTIONARIO
1. - Explicar el experimento que realizó Arrhenius en 1880 que lo llevaron a su teoría de los ácidos y las bases.

2. - ¿Cómo explicó Arrehenius el hecho de que el HCl sea un ácido fuerte y el CH3COOH sea un ácido débil?.

3. - ¿Porqué el HCl tiene la misma fuerza que el CH3COOH cuando se disuelven en alcohol y ninguno presenta carácter ácido cuando se disuelven en benceno?

4. - Si el pH de una solución es de 3.76 calcular el valor de pOH, [H+] y [OH-]

5. - Si el pH de una solución es de 11.42 calcular el valor de pOH, [H+] y [OH-]

6. - Si la concentración del ion hidronio [H+] es de 4.53 X 10-3 mol/litro; calcular cual será la concentración del ion oxidrilo [OH-], el pH y el pOH.

7. - Definir el concepto de Ácido y Base desde el punto de vista de Arrhenius y de Bronsted-Lowry dando ejemplos de compuestos ácidos y bases en cada definición.

8. - ¿Cuál será la concentración de 15 ml de ácido que fue neutralizado con 23 ml de hidróxido de sodio 0.085 Normal?

9. - ¿Cuántos ml de ácido clorhídrico concentrado de composición al 36 % en peso y densidad igual a 1.18 g/cm3, se necesitan para preparar 250 ml de solución 0.350 Normal?

10.- Soluciones, Coloides y Suspensiones

Las sustancias puras que pueden encontrarse en la superficie terrestre son muy pocas. El hombre ha tenido que conocer las propiedades de las mezclas, que es lo que abunda, ya sea para separarlas o para producirlas con ciertas características, muchas mezclas forman parte de nuestra vida diaria, algunas son disoluciones como el refresco o el agua de mar, otras son sistemas coloidales como la leche o la gelatina, y otras más son suspenciones como la atmósfera polvorienta o algunos medicamentos.
En una mezcla homogénea o aparentemente homogénea por lo general existe una sustancia que se presenta en mayor cantidad y otra en menor proporción que se encuentra dispersa en la primera. Así, hablamos de una fase dispersora (solvente) y fase dispersa (soluto). Se acostumbra clasificar las dispersiones en soluciones, coloides y suspensiones, en función del tamaño de las partículas de la fase dispersa.

DISOLUCIONES O SOLUCIONES
Una solución se define como un sistema homogéneo cuyas fases pueden variar su concentración entre ciertos limites. En este caso el tamaño del soluto disuelto tiene dimensiones atómicas o moleculares. El componente que está en exceso se llama disolvente y los componentes que se encuentran en menor proporción soluto.

COLOIDES
Cuando las partículas de una mezcla homogénea tiene aproximadamente un tamaño de 10 a 10,000 veces mayor que los átomos y moléculas, tenemos un sistema coloidal. En lugar de hablar de solvente y soluto, se acostumbra emplear los términos fase dispersora y fase dispersa. Con excepción de los gases, que siempre forman disoluciones, pues se mezclan íntimamente en todas proporciones, podemos tener sistemas coloidales con sustancias en diversos estados de agregación.

SUSPENSIONES
Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es mayor que en el caso de los coloides, hablamos de suspensiones. La fuerza de gravedad domina sobre las interacciones entre partículas, así que las suspensiones acaban por sedimentarse y presentar dos fase, en forma de mezcla heterogénea.
Muchas medicinas se presentan en forma de suspenciones; por eso tiene sentido el letrero que dice: “Agítese antes de usarse”.

ALGUNOS EJEMPLOS:

AEREOSOLES.
Los aerosoles son un tipo de coloide en los que la fase dispersa es un líquido o un sólido y el medio de dispersión un gas. Existe una infinidad de productos caseros empacados en latas que producen aerosoles con sólo apretar la pequeña válvula “atomizadora” se producen partículas tan finas que la sustancia esparcida permanece mucho rato flotando en el aire. Otras veces la partícula es grande, y lo que se ha formado es una suspensión que rápidamente se sedimenta debido a la fuerza de gravedad. Ejemplos son los perfumes, desodorantes, lacas para el pelo, pinturas, etc. El gas propulsor que se acostumbra usar en las latas se conoce como freón, un compuesto de carbono, cloro y flúor, que tiene la ventaja de ser muy estable y no combustible, sin embargo es peligroso porque destruye el ozono de la estratosfera que nos protege de las radiaciones ultravioletas que vienen del Sol. Actualmente se utilizan otros gases propelentes.

ANESTÉSICOS Y ÉTERES.
Anestesia significa insensibilidad al dolor. Las sustancias con propiedades anestésicas inducen generalmente la depresión del sistema nervioso central. Por ello, al aplicarlas, debe tenerse mucho cuidado con su concentración, pero sobre todo con la cantidad que se administra al paciente.
En gran medida, la medicina se dedica al tratamiento de los síntomas y, de éstos, el dolor tal vez es el más importante. Antes de los anestésicos, la cirugía causaba un buen número de muertes no solo por la ausencia de desinfectantes sino que, al ser extraordinariamente dolorosa, causaba también descesos por el trauma resultante.
El éter dietílico es un buen anestésico. Es seguro para el paciente, ya que el pulso cardiaco y respiratorio, así como la presión arterial, permanecen normales durante su aplicación, la cual además es sencilla. Sus desventajas se encuentran en los efectos colaterales que produce como náuseas e irritación de las vías respiratorias. Entre los éteres más utilizados tenemos el divinil éter, el metil propil éter y el enfluorano. Otros compuestos que no son éteres pero que tienen esa propiedad son: el ciclopropano (empleado en las operaciones como anestésico, mezclado con 30% de helio) el haloetano y el dióxido de nitrógeno, N2O, llamado también el gas de la risa.
El primer anestésico local efectivo e inyectable, empleado inicialmente a finales del siglo pasado, fue la cocaína. Después de un tiempo se descubrió que su uso producía dependencia física (se trata de una droga). Del estudio de sus propiedades se sintetizó en 1904 otro poderoso anestésico, la novocaína, y posteriormente la xilocaina, que se usan hasta nuestros días.

Divinil eter CH2 = CH - O - CH = CH2
Enfluorano F2CH - O - CF2 CHFCl
Haloetano HBrClC - CF3

CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
Una solución se define como aquel sistema homogéneo cuyas fases puede variar su concentración entre ciertos limites. Ahora, un sistema es aquella región del Universo que se aísla de todo lo demás para su estudio; al hablar de sistema homogéneo se entiende que dicho sistema tiene en todo su volumen las mismas propiedades de temperatura, presión, color, concentración, pH, etc. Fase se refiere a la posibilidad de distinguir a simple vista un componente de otro. Finalmente los limites de la concentración están determinados por los instrumentos de medición que nos permiten medir cantidades minúsculas (1X10-9 g) y saber con cierta certidumbre ¿cuanto soluto hay en la solución?. Él limite superior de concentración esta determinado por la solubilidad del compuesto y la temperatura.

CONCENTRACIONES EXPRESADAS EN UNIDADES FÍSICAS
En este tipo de concentración sólo se hace referencia a la cantidad en gramos o volumen que hay en una solución, pero no nos dice nada acerca de la reactividad de la solución o cuantas moléculas hay por cm3.

CONCENTRACIÓN EXPRESADA EN UNIDADES QUÍMICAS
En este tipo de concentración se hace referencia al número de moléculas que hay en una solución lo que permite conocer su grado de reactividad. Se utiliza como medida de concentración el mol o el equivalente gramo que como sabemos un mol contiene un número constante de partículas independientemente del peso molecular.

Concentración molar:
La concentración molar (M) es el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución, sus unidades son mol/lt. Esta concentración es la mas ampliamente utilizada en los laboratorios de química.

Concentración Normal:
La normalidad de una solución (N) es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. El peso equivalente es la fracción del peso molecular que corresponde a una unidad definida de reacción química, y un equivalente gramo es esa misma fracción de un mol. Esto lo podemos entender con el siguiente ejemplo:

NaOH + HCl ® NaCl + H2O
2NaOH + H2SO4 ® Na2SO4 + 2H2O
3NaOH + H3PO4 ® Na3PO4 + 3H2O

Se observa que la capacidad de reacción de un ácido esta en función del número de H+ que contenga, por esta razón una molécula de HCl solo puede reaccionar con una de NaOH, pero una molécula de H3PO4 es capaz de reaccionar con 3 moléculas de NaOH.
Así, el Peso equivalente del HCl es:
HCl = PM/1 = 36.453uma/1 = 36.453
Y el peso equivalente del H3PO4 es:
H3PO4 = PM/3 = 98uma/3 = 32.66
Se representa por las siguientes fórmulas:

Esta concentración se utiliza principalmente en análisis químico o en reacciones de soluciones donde intervienen ácidos y bases; oxidantes y reductores.

Concentración Molal

La molalidad de una solución es el número de moles de soluto por kilogramo del disolvente contenidos en una solución. La concentración molal es útil para los experimentos en los cuales se realizan mediciones físicas (como punto de congelación, punto de ebullición, presión de vapor, etc.). La molalidad de una solución dada, que esta determinada tan sólo por las masas de los componentes de la solución, es independiente de la temperatura.


Fracción molar

La fracción mol (x) de cualquier componente en una solución está definida como el número de moles (n) de ese componente, dividido entre el número total de moles de todos los componentes en la solución. La suma de las fracciones molares de todos los componentes en la solución es 1. La concentración de fracción molar se utiliza en trabajos teóricos puesto que muchas propiedades físicas de las soluciones se expresan más claramente en función del número relativo de moléculas de disolvente y soluto.

PROBLEMAS

1. - ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico concentrado, que contenga 37.9 % en peso de HCl, darán 5.0 g de HCl.
Resp. 13.2 g
2. - ¿Cuánto CrCl3 ·6H2O se necesita para preparar 1 lt de solución que contenga 20 mg de Cr+3 por cm3?.
Resp 102 g.
3. - ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se necesitan para preparar 500 cm3 de una solución que contenga 10 mg de CO32- por cm3? Resp = 8.83 g
4. - ¿Qué volumen de ácido nítrico diluido, de densidad 1.11 g/cm3 y al 19% en peso de HNO3, contiene 10 g de HNO3? Resp = 47 cm3
5. - ¿Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de CaCl2 por litro se necesitan para la reacción con 0.642 g de Na2CO3 puro? Se forma CaCO3 en la reacción. Resp =16.8 cm3
6. - Se pasa amoniaco gaseoso por agua, obteniéndose una solución de densidad 0.93 g/cm3 y que contiene 18.6% en peso de NH3. ¿Cuál es la masa de NH3 por cm3 de solución.
Resp. = 173 mg/cm3
7. - Se satura un volumen de 105 cm3 de agua pura a 4 oC con NH3 gaseoso, obteniéndose una solución de densidad 0.90 g/cm3 y que contiene 30% en peso de NH3. Encuéntrese el volumen resultante de la solución de amoniaco y el volumen del amoniaco gaseoso a 5 oC y 755 torr que se utilizó para saturar el agua.
Resp. = 167 cm3, 59 lt.
8. - Un litro de leche pesa 1032 g. la grasa que contiene es un 4 % en volumen y posee una densidad de 0.865 g/cm3. ¿Cuál es la densidad de la leche “descremada”, libre de grasas?.
Resp. = 1.039 g/cm3.
9. - Cuánto CACl2 · 6H2O y cuánta agua se deben pesar para preparar 100 g de una solución al 5 % de CaCl2?.
Resp. = 9.9 g de CaCl2 6H2O y
90.1 g de agua.
10. - ¿Cuánto BaCl2 se necesitará para preparar 250 cm3 de una solución que tenga la misma concentración de Cl-1 que una que contiene 3.78 g de NaCl en 100 cm3?
Resp. = 16.8 g de BaCl2
11. - ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 lt de solución 1 M de CuSO4?
Resp = 159. 54 g
12. - Se disuelven exactamente 100 g de NaCl en suficiente agua para formar 1500 cm3 de solución. ¿Cuál es su concentración molar?
Resp = 1.14 molar
13. - Calcular la molalidad de las siguientes soluciones que contienen:
a) 0.65 moles de glucosa, C6H12O6, en 250 g de agua Resp = 2.6 molal
b) 45 gramos de glucosa en 1 kg de agua Resp = 0.25 molal
c) 18 g de glucosa en 200 g de agua
Resp = 0.50 molal
14. - Una solución acuosa etiquetada como al 35 % de HClO4 tiene una densidad de 1.251 g/cm3. ¿Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución.
R = 4.36 M, 5.36 molal
15. - Una solución de sacarosa se preparó disolviendo 13.5 g de C12H22O11 en suficiente agua para preparar exactamente 100 cm3 de solución, la cuál se encontró que tenía una densidad de 1.050 g/cm3. Calcúlese la concentración molar y la molalidad de la solución.
Resp = 0.395 M y 0.431 mol/kg.
16. - Calcúlese el volumen de H2SO4 concentrado (densidad 1.835 g/cm3, 93.2 % en peso de H2SO4) que se necesita para preparar 500 cm3 de solución ácida 3.00 N.
Resp = 43.0 cm3
17. - Calcúlese el volumen de HCl concentrado (densidad 1.19 g/cm3, 38% en peso de HCl) que se necesita para preparar 18 lt de solución ácida N/50.
Resp = 29 cm3
18. - Calcular la masa de KMnO4 que se necesita para preparar 80 cm3 de KMnO4 N/8, cuando éste último actúa como agente oxidante en solución ácida y el Mn+2 es uno de los productos de la reacción.
Resp = 0.316 g
19. - Dada la ecuación sin balancear: Cr2O72- + Fe2+ + H+ ® Cr3+ + Fe3+ + H2O
a) ¿Cuál es la normalidad de la solución de K2Cr2O7, en la cual 35 cm3 contienen 3.87 g de compuesto?
Resp = 2.25 N
b) ¿Cuál es la normalidad de una solución de FeSO4, en la cual 750 cm3 contienen 96.3 g de compuesto?
Resp = 0.845 N
20. - Una solución contiene 75 mg de NaCl por cm3. ¿A que grado se debe diluir para obtener una solución de concentración 15 mg de NaCl por cm3?
Resp = Cada cm3 de la solución original se diluye con agua hasta un volumen de 5 cm3.
21. - Calcúlese el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 250 cm3 de una solución 1.25 N para hacerla 0.500 N. Resp = 375 cm3.
22. - ¿Qué volumen de alcohol al 95% en peso (densidad 0.809 g/cm3) se debe utilizar para preparar 150 cm3 de alcohol al 30 % en peso (densidad = 0.957 g/cm3) Resp = 56 cm3
23. - ¿Qué volúmenes de HCl 12 N y 3 N se deben mezclar para preparar 1 lt de HCl 6 N?
Resp = 1/3 de litro de la solución 12 N y 2/3 de litro de la solución 3 N

9.- OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

1.- Introducción

Muchas oxidaciones generan enormes cantidades de calor, y en ellas aparece la llama como una expresión de las excitaciones electrónicas provocadas por la elevación de la temperatura. El fuego ha sido considerado por muchos como el promotor de la civilización humana, y para todos es clara su importancia, en especial cuando requerimos de luz y calor. La llama es también símbolo de vida, y ésta puede reducirse, al igual que el fuego, a una serie de reacciones químicas, muchas de ellas de oxido-reducción. Hay una enorme cantidad de fenómenos que podras explicarte con un conocimiento más profundo de este tema, que empezaremos con un ejemplo muy conocido.

2.- Los cerillos
Como los conocemos actualmente, los cerillos son una invención del siglo XX. Aunque en el siglo XIX ya se producían en forma comercial, eran sumamente peligrosos, pues podían incendiarse espontáneamente con un poco de sol o de calor. La cabeza del cerillo contiene clorato de potasio, KClO3, que se descompone con el calor:

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Esta es la fuente del oxígeno necesario para la combustión; por su parte el sulfuro de antimonio, Sb2S3, y la parafina son los combustibles. La chispa y el calor iniciales se producen por fricción, gracias a la presencia de sustancias abrasivas y de fósforo rojo en la cinta de encendido, "Rasgadera". No hay duda de que las reacciones químicas de óxido-reducción implicadas en el funcionamiento de los cerillos son complejas, pero el concepto central es que proporcionan los elementos del triángulo del fuego (calor, oxígeno y combustible). Ver el Triangulo del fuego.

3.- Antisépticos y desinfectantes, OXIDANTES PARA LA SALUD
Un antiséptico es una sustancia que evita el crecimiento de los microorganismos patógenos, y un desinfectante aquella que destruye las bacterias y microorganismos patógenos. Los primeros se utilizan por lo regular en tejidos vivos, y los segundos en materiales inanimados. A principios del siglo XIX, cualquier intervención quirúrgica era muy peligrosa, ya que la herida podía infectarse fácilmente, y no se contaba con los antibióticos actuales. En 1867, Joseph Lister inventó la cirugía antiséptica al introducir el uso de disoluciones de fenol para limpiar las heridas y descontaminar los instrumentos empleados en las operaciones. Desde entonces, la cirugía ha alcanzado logros notables por la introducción sistemática de productos químicos con estas funciones. Estas sustancias actúan generalmente como agentes oxidantes de algunas sustancias fundamentales para la vida de las bacterias. Por su alto poder oxidante, los antisépticos atacan y llegan a destruir también las células de la piel u otros tejidos, por lo que su aplicación debe ser controlada. Algunos ejemplos sonlos siguientes:

I2 Yodo.
HCHO Formaldehido.
HgCl2 Cloruro de mercurio (II).
Ca(OCl)2 Hipoclorito de calcio.
NaOCl Hipoclorito de sodio.
H2O2 Peróxido de hidrógeno
C2H5OH Etanol
C6H5-OH Fenol
KMnO4 Permanganato de potasio
CH3CHOHCH3 Alcohol isopropílico

La “tintura de iodo”, solución alcohólica de I2, se ha usado desde hace muchos años como antiséptico para el tratamiento de heridas menores, lo mismo que otros productos comerciales más recientes, como el merthiolate y el mercurocromo. Para prepararla, se agrega I2 sólido en etanol con un poco de yoduro de potasio disuelto, cuya función es promover la disolución del I2. Cuando se aplican a una herida, los antisépticos que contienen alcohol producen un ardor desagradable. Para evitar lo anterior, se han desarrollado compuestos como el yodoformo que libera el yodo molecular y es soluble en agua. El resultado es que la solución antiséptica es indolora. Otros dos ejemplos importantes de desinfectantes son el Cl2 y el O3, por sus características oxidantes, ambos se emplean para purificar el agua destinada al consumo humano.

4.- FOTOGRAFÍA BLANCO Y NEGRO: OXIDO REDUCCIÓN CAUSADA POR LA LUZ.
La fotografía es el resultado del esfuerzo de muchas personas durante los últimos doscientos años. Su fundamento reside en la propiedad que tienen diversas sustancias, como los halogenuros de plata, de reaccionar químicamente en presencia de la luz. Estas sustancias se denominan fotosensibles. La película fotográfica consiste en una tira de plástico flexible cubierta por una capa delgada de gelatina, la cual contiene pequeñísimos cristales de bromuro de plata (son gránulos con diámetro menor que un micrómetro, con aproximadamente 1012 iones plata), cuando la película se expone a la luz, resultado de abrir el diafragma de la cámara al dispararla, ocurren dos reacciones, para empezar, el ion bromuro libera un electrón y se produce un átomo de bromo neutro, Br, es decir, el bromo se oxida.

Ag+ Br- + Luz = Ag+ + Br0 + e-

El ion plata puede entonces atrapar al electrón para convertirse en un átomo de plata; o sea, la plata se reduce.

Ag+ + e- = Ago

El resultado es que en las regiones de la película donde ha incidido más la luz (mayor número de fotones) hay más plata metálica y, como es negra, oscurece ligeramente dichas zonas, donde no llega la luz tenemos bromuro de plata incoloro.

5.- PILAS
En la vida moderna, la transformación directa de energía química en eléctrica es cosa de todos los días; sin batería no arrancan los coches, ni funcionan los radios o los relojes “de pilas”. Pero ¿cómo funciona una batería?
Un ejemplo sencillo puede ayudarnos: se trata de reacciones químicas que ocurren espontáneamente y producen un flujo de electrones; una parte del sistema los dona y otra los recibe. La pila más común es la pila seca, inventada en 1867 por el francés G. Leclanché. Su ánodo de Zinc es el recipiente mismo, y el cátodo es una varilla de grafito impregnada de dióxido de manganeso, MnO2. El electrólito es una pasta húmeda de ZnCl2, NH4Cl, agua y polvo de grafito. Las reacciones son:

Cátodo (Oxidación):
2MnO2 + 2NH4+ + 2 e- = Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Ánodo (Reducción):
Zn = Zn+2 + 2 e-

En el interior de la cubierta se forma un poco de hidróxido de Zinc sólido, lo que incrementa la resistencia. Sin embargo el Zn(OH)2 reacciona con el amoniaco NH3 para formar un compuesto de coordinación, [Zn(NH3)4]2+, que migra hacia adentro de ánodo de Zn, lo cual prolonga la acción de la pila. Como se puede observar, la varilla de grafito no participa en las reacciones, funciona únicamente como conductor de la corriente eléctrica. La especie que se reduce es el MnO2. El voltaje generado por esta pila cuando esta nueva es 1.5 V, pero va decreciendo hasta alcanzar un valor de 0.8V, momento en que es inútil.
Cuando se sustituye el NH4Cl por el KOH se tiene la pila seca alcalina. Las reacciones que se presentan son semejantes; sin embargo, esta pila tiene un mejor rendimiento, y puede proporcionar hasta un 50 % más de energía útil que una no alcalina, su mayor precio lo compensa su menor tamaño, cosa que las hace imprescindibles en cámaras fotográficas, calculadoras y relojes.
En fechas recientes, investigaciones intensas han dado lugar a pilas que emplean litio metálico y yodo; tienen una vida de 10 años, y se emplean en los marcapasos cardiacos. Otra manera menos espectacular de aumentar la vida útil de una pila consiste en hacerla recargable. El ejemplo más común es la de niquel-cadmio, y su empleo en herramientas, calculadoras y computadoras es común.

6.- BATERÍAS PARA AUTOMÓVIL
Podemos encender un coche gracias a la energía almacenada en la batería, una batería común esta integrada por seis celdas conectadas en serie; cada una produce una diferencia de potencial de 2 voltios, por lo que el voltaje total que proporciona es de 12 volt.
El cátodo (-) esta hecho de PbO2 inmerso en una malla metálica, y el ánodo (+) es de Pb; ambos están sumergidos en H2SO4 bastante concentrado (aproximadamente 5 M), por lo que es muy corrosivo y se debe manejar con mucho cuidado, las reacciones que se llevan a cabo cuando se enciende el automóvil, y que descargan la batería, son:

Cátodo (Reducción):
PbO2 + 4H+ + SO4-2 + 2 e- = PbSO4 + 2H2O

Ánodo (Oxidación):
Pb + SO4-2 = PbSO4 + 2 e

Reacción completa:
PbO2 + Pb + 2 H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O

De continuar indefinidamente esta reacción, se consumirían los electrodos y el ácido, y la batería dejaría de funcionar. Para evitar lo anterior, una vez que el automóvil está en marcha, el alternador convierte parte de la energía cinética, resultado del movimiento del motor, en energía eléctrica que se regresa a la batería, cargándola de nuevo. Así sucede una reacción inversa no espontánea, producida por la corriente del alternador, que podemos escribir como:

2 PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4

Cuando las baterías se cargan demasiado rápido con fuentes externas, puede ocurrir una hidrólisis del agua, dando lugar a H2 y O2, una mezcla de gases altamente explosiva. En los últimos años se han diseñado y probado automóviles eléctricos, aunque tal vez no en la cantidad que debería hacerse, estos vehículos emplean únicamente baterías como fuente de energía, las cuales se pueden recargar diariamente. Prototipos de estos vehículos funcionan ya en países como Inglaterra, donde se emplean en recorridos cortos y constantes, pronto los veremos circular en nuestras ciudades contaminadas.

7.- REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN
La oxidación es un cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos pierden electrones, y la reducción es el cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan electrones: Estas definiciones pueden aplicarse en forma muy simple en el caso de elementos o sus iones. Una transformación que convierte un átomo neutro en un ion positivo debe estar acompañada por la pérdida de electrones y debe, por lo tanto, ser una oxidación. Considérese el siguiente ejemplo:

Fe = Fe+2 + 2e

Los electrones (símbolo e-) se escriben explícitamente en el lado derecho y proporcionan la igualdad de carga total en los dos lados de la ecuación. En forma similar, la transformación de un elemento neutro en un anión debe estar acompañada por la ganancia de electrones y se clasifica como reducción, como en el caso siguiente:

Cl2 + 2e = 2Cl-

La oxidación y la reducción siempre ocurren de manera simultánea, y el número total de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.

8.- BALANCEO DE ECUACIONES POR EL METODO DEL ION-ELECTRON
1.- Escríbase la ecuación que muestre todos los reactivos y productos de la reacción química.
2.- Escríbase una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante, con el elemento que esta sufriendo una reducción en su estado de oxidación en cada lado de la ecuación. El elemento no debe escribirse como átomo o ion libre a menos que realmente exista como tal. Debe escribirse como una especie molecular o ionica real.
3.- Escríbase otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor, con el elemento que está sufriendo un aumento en el estado de oxidación de cada lado de la ecuación.
4.- Para balancear cada ecuación parcial debemos observar si esta se realiza en:

a) Medio ácido o neutro, esto se sabe porque entre los reactivos aparece algún ácido o
bien el agua. Los átomos de oxígeno se balancean primero. Para cada átomo de
oxígeno en exceso de un lado de la ecuación, el balanceo se asegura agregando una
molécula de H2O del otro lado. Entonces, se utiliza H+ para balancear hidrógenos.

b) Medio alcalino, esto se sabe porque entre los reactivos debe aparecer algún
compuesto alcalino (hidróxido). Primero se balancea el oxígeno, por cada oxígeno
en exceso de un lado de la ecuación, el balanceo se asegura agregando moléculas de
H2O del MISMO lado y 2OH- por cada molécula de agua del otro lado.

5.- Balancéese cada ecuación parcial con respecto al número de cargas agregando electrones, ya sea en el lado izquierdo o derecho de la ecuación. Si se siguieron cuidadosamente los pasos anteriores, se encontrara que los electrones deben agregarse a la izquierda en la ecuación parcial para el agente oxidante y a la derecha en la ecuación parcial para el agente reductor.
6.- Multiplíquese cada ecuación parcial por un número determinado, de tal manera que el número total de electrones perdidos por el agente reductor sea igual al número de electrones ganados por el agente oxidante.
7.- Súmense las dos ecuaciones parciales que resultan de la multiplicación. En la ecuación sumada, cancélense los términos comunes de los dos lados. Todos los electrones se deben cancelar.
8.- Verifíquese la ecuación final contando el número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación, que obviamente debe ser igual.

Tarea Número Tres

VOLUMEN, MASA MOLAR Y REACCIONES DE GASES

1.- Si 200 mililitros de un gas pesan 0.268 g a T.P.E. ¿Cuál es su Masa Molar?

Respuesta: 30 uma

2.- Calcúlese el volumen de 11 g de monóxido de dinitrógeno, N2O, a T. P.E.

Respuesta: 5.59 L

3.- ¿Qué volumen ocuparán 1.216 g de SO2 gaseoso a 18 °C y 755 torr?

Respuesta: 0.456 L

4.- Una masa de 1.225 g de un líquido volátil se vaporiza, dando 400 ml de vapor cuando se mide sobre agua a 30 °C y 770 torr. La presión de vapor del agua a 30 °C es de 32 torr. ¿Cuál es la masa molar de la sustancia?

Respuesta: 78.36 uma

5.- Calcúlese el peso de un litro de amoniaco, NH3, a T. P. E.

Respuesta: 0.759 g/L

6.- Encontrar la Masa Molar de un gas cuya densidad a 40 °C y 758 torr es de 1.286 g/L.

Respuesta: 33.10 uma

7.- Uno de los métodos para calcular la temperatura del centro del Sol se basa en la ley de los gases ideales. Si se supone que el centro consta de gases cuya masa molar promedio es 2.0, la densidad es 1400 Kg/metro cúbico y la presión es de 1.3 X 109 Atm. Calcular la temperatura absoluta.

Respuesta: 2.26 X 107 K

8.- Un tubo electrónico al vacío se selló durante la fabricación a una presión de 1.2 X 10-5 torr a 27 °C. Su volumen es de 100 cm3. Calcular el número de moléculas de gas que permanecieron en el tubo.

Respuesta: 3.87 X 1013 moléculas

9.- Se analizó un meteorito de hierro en función de su contenido en argón isotópico. La cantidad de 36Ar fue de 0.200 milimetro cúbico a (T.P.E) por kg de meteorito. Si cada átomo de 36Ar se formó mediante un fenómeno cósmico único. ¿Cuántos de estos fenómenos deben haber ocurrido por kg de meteorito?

Respuesta: 5.381 X 1015 partículas/kg de meteorito

Tarea Número Dos

1. - Determínese los pesos moleculares con una aproximación hasta de 0.01 unidad para las siguientes moléculas: NaOH, HNO3 , F2 , S8 , Ca3 (PO4 )2 , TiO1.12

Resultados
NaOH = 39.997 uma
HNO3 = 63.0128 uma
F2 = 37.9968 uma
S8 = 256.48 uma
Ca3 (PO4)2 = 310.1826 uma
TiO1.12 = 65.8193 uma

2. - Calcúlese él numero de gramos en un mol de cada una de las siguientes sustancias comunes:
a). - Calcita CaCO3; b). - Cuarzo SiO2; c). - Azúcar de caña C12H22O11;
d). - Yeso CaSO4. H2O; Plomo blanco Pb(OH)2. 2 PbCO3.

Resultados:
CaCO3 = 100g.
SiO2 = 58g
C12H22O11 = 342g
CaSO4. 2H2O = 173g
Pb(OH)2. 2 PbCO3 = 799g

3. - Cuantos moles están contenidos en: a) 32.7g de Zn; b) 7.09g de Cl; c) 95.4g de Cu; d) 4.31g de Fe; e) 0.378g de S.

Resultados
Zn = 0.500 moles
Cl = 0.200 moles
Cu = 1.500 moles
Fe = 0.075 moles
S = 0.0118 moles

4. - ¿Cuántos moles representan: a) 24.5g H2SO4; b) 4.00g de O2.

Resultados
H2SO4 = 0.2500 moles
O2 = 0.125 moles

5. - ¿Cuántos moles de Fe y S están contenidos en: a) 1mol de FeS2; b) 1Kg de FeS2 ;
c) ¿Cuántos Kg de S están contenidos exactamente en 1 Kg de FeS2?

Resultados
1 mol de Fe y 2 moles de S.
8.333 moles de Fe y 16.666 moles de S
0.533 Kg de S

6. - a).- ¿Cuántos moles de Ba y Cl están contenidos en 107.00g de Ba(ClO3)2. H2O?
b) ¿Cuántas moléculas de hidratación están en la misma cantidad?

Resultados:
a) = 0.332 moles de Ba
= 0.664 moles de ClO3
= 0.332 moles de H2O
b) = 2.0 X 1023 moléculas de H2O

7. - ¿Cuántos gramos de cada uno de los elementos constituyentes están contenidos en un mol de:
a) 1 mol de metano contiene: 12 g de C y 4.0316 g de H

Resultados:
6.023 X 1023 átomos de C
2.209 X 1024 átomos de H

b) 1 mol de Fe2O3 contiene: 111.68 g de Fe y 48 g de O

Resultados:
1.2046 X 1024 átomos de Fe
1.8069 X 1024 átomos de O

c) 1 mol de Ca3P2 contiene: 120 g de Ca y 62 g de P

Resultados:
1.8069 X 1024 átomos de Ca
1.2046 X 1024 átomos de P

8. - ¿Cuál es el peso promedio en kg de: a) un átomo de hidrógeno; b) un átomo de oxígeno; c) un átomo de uranio.

Resultados:
H = 1.6734 X 10-27 Kg
O = 2.2560 X 10-26 Kg
U = 3.9521 X 10-26 Kg

9. - ¿Cuál es el peso de una molécula de a) CH3OH; b) C60 H122?

Resultados:

CH3 OH = 5.312 X 10-26 Kg
C60 H122 = 1.397 X 10-24 Kg

10. - En un análisis típico de vidrio Pyrex se encontró 12.9 % de B2 O3, 2.2 % de Al2 O3, 3.8 % de Na2O, 0.4 % de K2 O y el resto SiO2. Supóngase que los porcentajes de los óxidos suman 100 %.
¿Cuál es la relación entre los átomos de silicio y los de boro en el vidrio?

Resultado:
Relación Si/B = 3.63

11. - Calcular cuantas moléculas de agua hay en un cm3 y cuál será el radio de cada molécula de agua.

Resultados:
a) En 1 cm3 de agua hay 3.346 X 1022 moléculas de H2 O
b) Una molécula de agua tiene un volumen de 2.988 X 10 -23 cm3
c) Una molécula de agua tiene un radio de 1.925 X 10-8 cm

23. - ¿Cuántas moléculas hay en 1 cm3 de aire a condiciones normales sabiendo que el peso molecular promedio es de 28.8 uma?

Resultado: 2.686 X 1019 moléculas de aire.

Comparación de Termómetros

Gráficas de la Ley de Boyle

Ley de Boyle

Tarea Número Uno.

I.- DENSIDAD
1.- Resolver los problemas de aplicación de la densidad y peso específico:

a).- Un bloque de madera de 10 pulgadas x 6.0 pulgadas x 2.0 pulgadas, pesa 3libras 10 onzas ¿Cual es la densidad de la madera en g/ml?.

R: d = 0.836 g / ml

b).- Una muestra de ácido sulfúrico concentrado contiene 95.7 % en peso de H2SO4 y su densidad de 1.84 g/ml.
i) ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro contiene 1 litro de ácido?
ii) ¿Cuántos ml de ácido contienen 100 g de H2SO4 puro?

R: a) 1760.9 g de H2SO4
b) 56.8 ml

c).- Por análisis se ha encontrado que 20 ml de ácido clorhídrico concentrado que tiene una densidad de 1.18 g /ml contiene 8.36 g de HCl.
i) Encuéntrese la masa de HCl por ml de solución de ácido.
ii) Encuéntrese el porcentaje en peso (masa) de HCl en el ácido concentrado.

R: a) 1 ml de solución contiene 0.418 g de HCl
b) Porcentaje de ácido en la solución 35.42 %.

d).- El peso específico de la fundición de hierro es 7.20. Calcular su densidad en gramos por centímetro cúbico y en libras por pie cúbico.

II.- MASA ATÓMICA.

La masa atómica de los elementos químicos se determina a partir de los isótopos. Es el promedio de las masas isotópicas de un elemento tal y como existen en la naturaleza. Se calcula con la siguiente fórmula:

Masa Atómica = Suma (masas isotópicas)(Porcentaje de existencia)/100.

Ejemplo: Por espectrometría de masas se determina la abundancia de los isótos de silicio: Silicio-28 (92.21 %); Silicio-29 (4.70 %) y Silicio-30 (3.09 %) y sus masas isotópicas son 27.977 u; 28.976 u; 29.974 u, respectivamente. Calcular la masa atómica del silicio con estos datos.

Masa atómica = (27.977)(0.9221) + (28.976)(0.0470) + (29.974)(0.0309) = 28.086

Resolver los siguientes problemas:

1.- El argón natural consta de tres isótopos, los átomos de los cuales aparecen con las siguientes abundancias: 0.34 % de Ar-36, 0.07 % de Ar-38 y 99.59 % de Ar-40. Calcúlese el peso atómico del argón a partir de estos datos.

R: Peso Atómico del Argón = 39.98 uma

2.- El boro natural consta de 80 % de B-11 y 20 % de otro isótopo. Para poder explicar el peso atómico, 10.81 uma, ¿Cuál debe ser la masa nuclídica del otro isótopo?.

R: Masa nuclídica del otro isótopo = 10.05

3.- El Cl-35 y Cl-37 son los únicos isótopos naturales del cloro. ¿Que distribución porcentual explicaría el peso atómico de 35.453 uma?

R: Cl-35 = 77.35 % y Cl-37 = 22.65 %

4.- Las masas nuclídicas del N-14 y del N-15 son 14.0031 y 15.0001, respectivamente ¿Cuál es el porcentaje de existencia de cada isótopo si su peso atómico es 14.0067?

8.- Leyes de los gases ideales

1.- Introducción:
Nuestra vida transcurre bajo un manto gaseoso; la atmósfera. Tres cuartas partes de la superficie terrestre son líquidas: los océanos. El resto de la corteza es sólido: los continentes. El entendimiento de estos estados de la materia y de su interrelación resulta esencial para manejar adecuadamente las sustancias que nos rodean y que determinan algo crucial para la vida humana: el clima terrestre. En los procesos industriales y en objetos de uso común abundan también sólidos, líquidos y gases: en aerosoles, limpiadores, extinguidores, llantas de vehículos, gas doméstico, gases industriales y en el proceso mismo de la respiración. Con la aparición de los vegetales se inicio la reacción de fotosíntesis, en la que se producen oxígeno, azúcares y almidones a partir de CO2, agua y luz, con ello, la atmósfera perdió su carácter reductor y se oxidaron muchos de los metales que aún se encontraban en la superficie, adicionalmente, se formó la capa de ozono, que sirvió como "escudo" para proteger el subsiguiente desarrollo de la vida en la Tierra.
2.- PROPIEDADES GENERALES:

a).- Los gases se expanden uniformemente, pueden llenar cualquier recipiente, no importa que tan grande sea.

b).- Se difunden rápidamente uno en otro.

c).- Tienden a expanderse hacia puntos de menor presión.

d).- Ejercen presión sobre las paredes del recipiente que los contiene, la presión crece con la temperatura si el gas está encerrado en un recipiente rígido.

e).- A presión constante, el volumen de un gas crece con la temperatura.

f).- Se les puede comprimir, por debajo de cierta temperatura, llamada "critica", la compresión termina por licuarlos.

g).- Su densidad es pequeña comparada con la de los otros dos estados.

La comprensión del comportamiento de los gases es parte fundamental de la química moderna. Medir el volumen de un gas es equivalente a contar el número de moléculas existentes en ese volumen, y no es posible exagerar la importancia de esta clase de medida. Además, muchos compuestos y elementos de importancia industrial son gaseosos bajo las condiciones en que se utilizan. El trabajo del químico consiste en vincular las propiedades de los materiales a granel con las propiedades de las moléculas individuales. La teoría cinética de los gases es un ejemplo satisfactorio de la feliz interpretación de los fenómenos microscópicos en función de la conducta molecular. Por la búsqueda de la consecuencia matemática del hecho de que un gas consiste en un gran número de partículas que chocan con las paredes del recipiente que lo contiene, es posible derivar la Ley de Boyle, y obtener una comprensión más completa del concepto de temperatura. Al tratar de explicar por qué los gases no obedecen exactamente a la ley de Boyle, podemos conocer acerca del tamaño de las moléculas y de las fuerzas que ejercen unas con otras. De modo que este estudio nos conduce a conceptos más universales.

3.- MODELO DE LOS GASES IDEALES
El mundo real es tan complejo que aún el estudio del estado más sencillo de la materia, los gases, tiene que hacerse a través de un modelo, es decir, una abstracción de la mente humana que tiende a imitar una realidad, la cual podemos conocer a través de nuestros sentidos. Así el objeto de un modelo es el de simplificar la realidad para reducirla en lo posible a los principios fundamentales. Así, el modelo de un gas ideal contiene los siguientes principios:

1.- Se considera que un gas ideal no tiene volumen, es decir, éste es despreciable con respecto al recipiente que los contiene.

2.- Sus choques son completamente elásticos, es decir, no intercambian energía.

3.- Existen a altas temperaturas y bajas presiones.

4.- El aumento de temperatura provoca un aumento en la velocidad del gas y por lo tanto en su energía cinética.

5. - Siguen linealmente las leyes de los gases, esto es: Ley de Boyle, Charles, Avogadro.

4.- LEYES DE LOS GASES
En general, el volumen de cualquier material sólido, líquido o gaseoso, es determinado por la temperatura y la presión que soporta. Existe una relación matemática entre el volumen de una cantidad dada de material y los valores de la presión y la temperatura; esta relación matemática se llama ECUACION DE ESTADO, puede escribirse simbólicamente como:

V = V(T, P, n)

Que podemos leer como: V es una función de la temperatura, de la presión y del número de moles del material. En el caso de los líquidos o los sólidos, las ecuaciones son mucho más complicadas y difieren de una sustancia a otra. Pero los gases son únicos por cuanto que las ecuaciones de estado de todos ellos son aproximadamente iguales, esto se debe al hecho de que en el estado gaseoso las moléculas son esencialmente independientes unas de otras y, en consecuencia, la naturaleza particular de las moléculas individuales no afecta considerablemente al comportamiento general del gas.
Inevitablemente, la determinación de una ecuación de estado de los gases implica una medida de la presión, o fuerza por área que un gas ejerce sobre las paredes del recipiente que las contiene. Comúnmente, la presión de los gases se expresa en atmósferas o milímetros de mercurio como unidades de presión con la idea fundamental de fuerza por unidad de área, sólo se necesita examinar cómo se mide la presión experimentalmente.
La presión que ejerce la atmósfera de la tierra se mide comúnmente por el dispositivo llamado barómetro.
El tubo vertical que contiene el mercurio está totalmente vació de todo gas. La altura de la columna de mercurio, encima de la superficie de mercurio, está determinada por el requisito de que la fuerza debido al mercurio que está en la columna debe ser igual a la fuerza que ejerce la atmósfera circundante sobre el área unitaria de la superficie de mercurio. Bajo las condiciones atmosféricas ordinarias, al nivel del mar, esta altura está próxima a los 760 milímetros. Por consiguiente, se hace la definición arbitraria de que una atmósfera normal corresponde a 760 mm. de mercurio, cuando la temperatura es de 0ºC.

FUERZA = MASA X ACELERACIÓN = Densidad del Hg X h X A X g.

Donde h es la altura de mercurio; A el área que soporta la superficie del mercurio y g la aceleración de la gravedad.

1 atmósfera = 760 Torr = 1.0013 X 106 dinas/cm2 = 1.013 X 106 N/m2 = Pascal.

LEY DE BOYLE
La relación aritmética que existe entre la presión y el volumen de una cantidad dada de gas a una temperatura determinada fue descubierto por Robert Boyle en 1662. Boyle encerró una cantidad de aire en el extremo cerrado de un tubo en U, empleando mercurio como fluido en el recipiente, tal como se muestra en la figura superior. En este tipo de experimento, la presión que existe en el tubo cerrado es igual a la presión de la atmósfera más la presión ejercida por la columna de mercurio de altura h. Vertiendo más mercurio en el tubo más largo puede aumentarse la presión sobre el gas y anotarse la correspondiente disminución del volumen del gas. Boyle descubrió que el producto de la presión por el volumen de una cantidad fija de gas era un valor aproximadamente constante. También notó que el calentamiento de un gas aumentaba su volumen cuando se mantenía constante la presión. Sin embargo, él no investigó este fenómeno más allá, posiblemente debido al hecho de que la idea de la temperatura no estaba bien definida en ese tiempo. Sin embargo, la observación de Boyle relativa al efecto cualitativo del calentamiento de un gas fue importante porque demostró que, a fin de hacer determinaciones significativas de la relación entre presión y volumen, tenía que mantenerse constante la temperatura del medio circundante durante el experimento.

Observar los valores de la tabla de Boyle. De estos valores se pueden deducir que a una temperatura constante la cantidad de gas encerrado en un recipiente varia inversamente proporcional a la presión aplicada, esto puede escribirse así:

P.V = K (constante)
P1.V1 = P2 . V2 V1/ V2 = P2 / P1

Muy a menudo en las investigaciones experimentales se obtienen los datos como conjuntos de números (tales como valores simultáneos de P y V) que dependen mutuamente en cierto modo desconocido. Una técnica muy útil y conveniente para descubrir la relación entre una serie de valores simultáneos de la presión y el volumen consiste en representar los datos en un sistema de coordenadas rectangulares que tienen la presión y el volumen como ejes. Una curva continua que pasa por los puntos determinados experimentalmente puede entonces indicar la relación matemática entre dos variables. OBSERVAR LAS GRÁFICAS DE BOYLE:

La curva A se presenta como una hipérbola rectangular con los ejes coordenados como asíntotas. Como la ecuación algebraica que corresponde a la hipérbola tiene la forma xy = K, se deduce que para una cantidad fija de un gas a una temperatura constante, P.V = Constante, que es en efecto la Ley de Boyle. El trazado de la gráfica de la presión como una función del volumen es con frecuencia un modo útil de representar el comportamiento de un gas, pero tiene la desventaja de que es difícil, utilizando la vista, decir cuán cerca está cada curva experimental de una hipérbola perfecta. En consecuencia, es difícil decir si un gas obedece a la Ley de Boyle exacta o sólo aproximadamente. Este problema puede resolverse representando la presión como una función inversa del volumen, gráfica B.
Otro modo aún más útil de trabajar con estos datos experimentales es representar el producto de la presión y el volumen como una función, ya sea de la presión o de la inversa del volumen. La gráfica C muestra que para un gas que sigue exactamente la Ley de Boyle el resultado de esta gráfica sería una línea recta de pendiente cero. Los datos experimentales muestran que de hecho los gases obedecen a la Ley de Boyle muy estrechamente en el orden de las presiones investigadas. Cualesquiera que sean las desviaciones, se deben a las fuerzas que las moléculas ejercen mutuamente, y tienden a desaparecer cuando la densidad del gas se hace pequeña. En el límite de una presión muy baja a de un gran volumen, todos los gases siguen exactamente la Ley de Boyle.

LEY DE CHARLES Y GAY-LUSSAC
La relación matemática que existe entre el volumen de un gas y su temperatura, a una presión constante, se conoce como Ley de Charles y Gay-Lussac, y puede escribirse en la forma:

V = Vo(1 + at)

Aquí V es el volumen de una cantidad fija de un gas a presión constante, Vo es el volumen que ocupa a la temperatura de cero grados en la escala Celsius, alfa es una constante que tiene aproximadamente el valor de 1/273 para todos los gases, y t es la temperatura en la escala Celsius. Esta ecuación de estado establece que el volumen de un gas aumenta linealmente con su temperatura. Poder presentar este enunciado como un hecho experimental implica que se dispone de un conocimiento previo de cómo se mide la temperatura
En los gases, la dependencia del volumen respecto a la temperatura es considerablemente más sencilla que en los líquidos. Aún sin una escala de temperatura es posible determinar que el volumen de cualquier gas a la temperatura de ebullición del agua es 1.366 veces mayor que el volumen que se tenia a la temperatura del punto de fusión del agua. Lo importante aquí es que la constante de proporcionalidad es la misma para todos los gases. El hecho de que todos los gases se comporten igualmente cuando son sometidos a un cambio dado de temperatura sugiere que se deberían utilizar las propiedades de los gases para definir una escala de temperatura. Esto es exactamente lo que se hace, la expresión dada anteriormente para expresar la Ley de Charles y Gay-Lussac puede escribirse de nuevo del modo siguiente:

V = Vo(1 + at)
t = V - Vo/Voa

La segunda ecuación puede interpretarse diciendo que existe la temperatura t, que por definición, es una cantidad que aumenta linealmente con el volumen de un gas. Es decir, que en realidad la "ley" de Charles y Gay- Lussac no es una ley, sino una definición de la temperatura.
En realidad no todos los gases se comportan exactamente del mismo modo cuando cambia su temperatura; pero esas diferencias disminuyen cuando la presión se reduce, y, por lo general, son bastante pequeñas como para ser insignificativas en la mayoría de los casos. Aunque se pueden utilizar termómetros de gas para definir una escala de temperatura, se emplean otros dispositivos más convenientes para las medidas prácticas de la temperatura. SE PUEDE VER LA COMPARACIÓN DE TERMÓMETROS

LA ESCALA DE TEMPERATURA ABSOLUTA

La relación entre temperatura y el volumen de un gas puede ser simplificada definiendo una nueva escala de temperatura. Partiendo de la Ley de Charles se puede escribir.

V = Vo(1 + at) = [Vo(1/a) + t]/(1/a)

donde a es alfa

Para el cociente V1 /V2 del volumen de gas a dos temperaturas diferentes t1 y t2 obtenemos:

V1/V2 = [(1/a) + t1]/[(1/a) + t2]

Como se encuentra por experimentación directa que 1/a = 273.15 cuando t se expresa en grados celsius, entonces:

V1/V2 = [273.15 + t1]/[273.15 + t2]

La forma de esta ecuación sugiere que sería muy conveniente definir una nueva escala de temperatura por la ecuación:

T = 273.15 + t

La temperatura T se llama TEMPERATURA ABSOLUTA o temperatura en la escala Kelvin, y se denota por K. Utilizando la escala kelvin, la relación entre la temperatura y el volumen de una cantidad fija de gas a presión constante asume una forma muy simple:

V1/V2 = T1/T2

La deducción de este último enunciado es que el volumen de un gas disminuye a medida que T, la temperatura absoluta, disminuye (V a T), y que sería cero cuando T = 0, esto sugiere que la temperatura más baja posible es T = 0 K o bien, t = -273.15º C, ya que cualquier temperatura menor correspondería a un volumen negativo de gas, en realidad, a temperaturas muy bajas no se puede probar experimentalmente la ecuación anterior ya que todos los gases se condensan a líquidos cuando la temperatura se aproxima al cero de la escala kelvin. Sin embargo, argumentos mucho más detallados demuestran que -273.15ºC o 0 K, es la temperatura más baja concebible, y que en los experimentos prácticos no se puede alcanzar esta temperatura mínima sino tan solo aproximarse a ella. La temperatura más baja que ha sido alcanzada se reconoce generalmente que es de 0.0001 K en experimentos muy controlados.

LEY DE AVOGADRO
El trabajo de Gay-Lussac, publicado en 1808, proporciono lo que eventualmente llegó a ser la base para el establecimiento de las fórmulas moleculares. Una investigación de las reacciones gaseosas demostró que los volúmenes de combinación medidas bajo condiciones de temperatura y presión constante, quedaban en razón de números enteros y pequeños.

1 Vol. de N2 + 1 Vol. de O2 = 2 Vol. de NO

2 Vol. de H2 + 1 Vol. de O2 = 2 Vol. de H2O

3 Vol. de H2 + 1 Vol. de N2 = 2 Vol. de NH3

La presencia aparentemente inexorable de las relaciones de números enteros parecía a Gay-Lussac y a otros, que apoyaba a la teoría atómica, pero estos resultados encontraron mínimo apoyo de John Dalton. Dalton vio que las observaciones de Gay-Lussac, si eran correctas, implicaba que el número de partículas contenidas en volúmenes iguales de gases diferentes o bien eran iguales o bien eran múltiplos enteros de otros, sin embargo existía una segunda objeción. Dalton observó que de iguales volúmenes de nitrógeno y oxígeno se podían producir dos volúmenes de monóxido de nitrógeno. Si volúmenes iguales de gases diferentes contenían el mismo número de partículas, y si, como Dalton creyó, cada partícula de un gas elemental era un átomo indivisible, nos veríamos forzados a escribir:

Nitrógeno + Oxígeno = Monóxido de Nitrógeno
1 Volumen + 1 Volumen = 2 Volúmenes
n átomos + n átomos = 2 n moléculas

Las dos primeras líneas representan hechos experimentales; Dalton señaló que el último era una imposibilidad. La reacción de n átomos indivisibles nunca puede producir más de n partículas nuevas. Este razonamiento está basado en una suposición muy arbitraria: las "partículas" de los elementos son átomos individuales. Dalton prefirió no indagar acerca de la validez de esta suposición, y, en su lugar, rechazó la idea de "volúmenes iguales- números iguales" y los datos en los cuales estaba basada.
Un argumento en favor de la hipótesis "volúmenes iguales-números iguales de partículas" fue enunciado en 1811 por el Italiano Amadeo Avogadro, combinando esta idea con su nueva sugerencia de que los elementos gaseosos podían consistir de moléculas poliatómicas, Avogadro armonizó satisfactoriamente los datos de los volúmenes de combinación con el concepto del átomo indivisible, señalo que una vez que se admite que el nitrógeno y el oxígeno pueden ser poliatómicos, las relaciones volumétricas que acompañan a la formación del monóxido de nitrógeno pueden explicarse diciendo:

Nitrógeno + Oxígeno = monóxido de nitrógeno
1 volumen + 1 volumen = 2 volúmenes
n moléculas + n moléculas = 2 n moléculas
N 2 + O 2 = 2 NO
N 4 + O 4 = 2N2O2

De estos hechos experimentales el italiano Amadeo Avogadro llega a dos conclusiones fundamentales:

1. - Los gases como el Oxígeno, Nitrógeno, Cloro, Hidrógeno, Vapor de Iodo, no se encuentran como átomos, sino como moléculas diatómicas.

2. - "A las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas"

De estas conclusiones se desprende que cuando el número de partículas o moléculas de un gas se duplica a temperatura y presión constante, el volumen también se duplica. Por lo tanto se desprende la

LEY DE AVOGADRO: El volumen de un gas es directamente proporcional al número de partículas (cuando la Presión y la Temperatura son constantes).

LA ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES
Las medidas experimentales han demostrado que el volumen de un gas es una función de la presión, la temperatura y el número de partículas, bajo este contexto se han establecido diferentes leyes parciales que en su conjunto nos llevan a conocer y predecir las propiedades de los gases.

1. - Ley de Boyle: V a 1/P (A Temperatura y Número de partículas constante)
2. - Ley de Charles: V a T (A Presión y Número de partículas constante)
3. - Ley de Avogadro: V a n (A Presión y Temperatura constante)

Si conjugamos estas 3 Leyes podemos expresar las variaciones del volumen de un gas como:

V a n.T/P

Si queremos expresar esta relación como una igualdad debe introducir una constante, que en este caso llamaremos R o Constante Universal de los Gases Ideales.

V = n.R.T/P. o V. P = n.R.T

donde:
V = Volumen de un gas (lt)
P = Presión del gas (atmósferas)
n = Número de partículas (mol)
T = Temperatura absoluta (K)
R = Constante Universal de los Gases Ideales = 0.082 l.atm./ K.mol.

Microscopio Electrónico

Microscopía de barrido

Espectrógrafo de Masas

Dibujo del cálculo de la relación carga-masa de los electrones

7.- ¿Cómo se ha estudiado el interior del átomo?

Aunque la idea original de la palabra átomo no tiene la misma concepción en la actualidad, la palabra ha trascendido todos los experimentos y propiedades que hoy físicos y químicos reconocemos. Los átomos son parte fundamental de todo proceso químico su aceptación fue difícilmente asimilada en virtud de su enorme dificultad para "verlos" o "sentirlos" de acuerdo a nuestro mundo común y experiencia diaria.

Aunque en 1803 el inglés John Dalton describe su teoría atómica sustentada en evidencias experimentales que explican las Leyes de Combinación Química, su aceptación fue reducida, pues los grandes problemas de aquella época podían resolverse sin la ayuda del átomo. A pesar de los avances logrados en el siglo pasado en lo que se refiere al conocimiento de los Pesos Equivalentes; Pesos Atómicos; Pesos Moleculares; o el desarrollo de técnicas de análisis químico, análisis espectral, electrólisis, conductividad, etc., todavía quedaba un hecho inquietante; nadie podía ver los átomos ni detectarlos de alguna manera. Todas las pruebas a favor de los átomos eran indirectas, pero no existía una forma confiable de "ver los átomos".
A pesar de la gran pequeñez de los átomos (1X10-8 cm.) y la enorme cantidad de ellos que hay en cualquier muestra, la gran capacidad de los investigadores para diseñar experimentos así como para construir instrumentos ha llevado a deducir las incógnitas contenidas en el átomo.

1.- ESPECTRÓGRAFO DE MASAS.
El método del espectrógrafo de masas es capaz de dar los pesos atómicos más precisos. Una vez más, el principio del método es simple, pero su ejecución requiere el máximo de cuidado para que tenga éxito, el espectrógrafo de masas consiste de tres partes esencialmente: una fuente de iones gaseosos, una región "al vacío" donde los iones con diferentes masas son forzados a viajar por diferentes caminos, y el detector que registra las trayectorias seguidas por los iones.
La muestra a estudiar es inyectada cerca del filamento que emite electrones y ioniza la muestra por el impacto de electrones contra los átomos o moléculas, los iones positivos pasan por la primera ventana o rejilla y son inmediatamente impulsados hacia un campo magnético perpendicular a la trayectoria de los iones, estos iones siguen una curva determinada por la relación carga/masa del ion, una placa colectora, detrás de la segunda rejilla. Las magnitudes relativas de las señales eléctricas son una medida del número de las diferentes clases de iones positivos que hay en la muestra. Un buen ejemplo lo constituye el gas neón que consta de una mezcla de 3 isótopos:

10Ne-20; 10Ne-21; 10Ne-22

La diferencia fundamental entre los isótopos se encuentra en el número de neutrones que hay en el núcleo. Todos los átomos de neón tienen 10 electrones y 10 protones; el 90.92 % de los átomos tienen 10 neutrones; el 0.26 % tienen 11 neutrones y el 8.82 % tiene 12 neutrones. Como tienen diferente número de neutrones tienen diferente masa atómica; pero todos ellos tienen el mismo número atómico (10). Por eso son átomos de Neón. Otros dispositivos o métodos que nos inducen a pensar en la existencia de los átomos o a "verlos" son: el movimiento browniano; el radiómetro; los espectros de emisión atómica, el microscopio electrónico y el microscopio de barrido de tunelaje.

2.- MOVIMIENTO BROWNIANO
En 1827 el Botánico inglés Robert Brown observo con un microscopio el movimiento azaroso de los granos de polen suspendidos en agua. En 1860 Maxwell desarrolla la teoría estadística para explicar el comportamiento de los gases y Einstein en 1905 a la luz de esta teoría describe matemáticamente el movimiento browniano y pone de relieve la existencia real de pequeñisimas partículas que golpean de manera desigual la superficie del polen dándole su movimiento azaroso.

3.- RADIÓMETRO
A finales del siglo XIX el inglés William Crookes diseño un aparato que consiste de un bulbo de vidrio a baja presión que contiene una serie de hojas metálicas que forman un rehilete; una de sus caras se encuentra ennegrecida y la otra plateada o abrillantada. Cuando la luz es dirigida sobre las láminas, más energía se absorbe por el lado obscuro, activando las moléculas con un aumento de energía cinética. Entonces las moléculas golpearan preferentemente una de las caras y el rehilete empezara a girar. El instrumento es así sensible a la intensidad de la luz y nos introduce al estudio de los gases y el movimiento molecular.

4.- ESPECTROS DE EMISIÓN ATÓMICA
Cuando un tubo de descarga (conteniendo algún elemento en estado gaseoso) se le expone a una fuente de alta energía (5000 V a 3 mA) los átomos empiezan a emitir luz debido a las excitaciones electrónicas, la frecuencia de la luz emitida es característica de los niveles de energía del átomo en observación. Para ser observado un espectro de emisión atómico se utiliza un prisma de vidrio o bien una rejilla de difracción.

5.- IMÁGENES POR MICROSCOPIO ELECTRÓNICO
Ver directamente a los átomos es posible ahora gracias a los modernos microscopios electrónicos de alta resolución que pueden aumentar el tamaño de la imagen hasta 10 millones de veces. En este instrumento se utiliza el carácter ondulatorio de los electrones. Para ello los electrones emitidos por un filamento son acelerados y dirigidos por un conjunto de lentes electromagnéticas alineadas. La observación se efectúa directamente en una placa fotográfica o en una pantalla de televisión.

6.- EL MICROSCOPIO DE BARRIDO POR TUNELAJE
Los Químicos y Físicos tienen una amplia evidencia de la existencia de los átomos antes de que fuera posible la microscopia electrónica y de la microscopia de barrido por tunelaje. Ellos son capaces de “ver” los átomos a través de una amplia variedad de fenómenos, pero decir que ellos han visto los átomos tiene un significado especial. Lo habían visto `por la técnica de difracción de rayos X que es una manifestación de muchos átomos y un dibujo compuesto debido a la dispersión de los rayos X sobre varios planos de un cristal. Pero los Químicos y Físicos siempre han soñado sobre la posibilidad de ver los átomos individualmente de manera directa, es decir, ser capaces de producir imágenes con una correspondencia directa de la posición real de la muestra, este sueño se empezó a hacer realidad en 1950, en principio un esfuerzo espectacular reportado por Erwin Muller al usar un microscopio de campo ionico que él invento, el cual hace posible la imagen de átomos individuales en la superficie del cristal. El desarrollo final se debe a Gerd Binning y Henrich Rohrer de los laboratorios de investigación de la IBM de Suiza, recibiendo por esto el premio Nóbel de Física en 1986.
Este microscopio consiste de una aguja de tungsteno, tan delgada como la amplitud de un átomo, cuando esta aguja se acerca a la superficie de los átomos se aplica un pequeño voltaje, el tunelaje de los electrones se produce en virtud del paso de electrones de la aguja de tungsteno a la nube electrónica de los átomos donde se quiere obtener su imagen, por ajuste de la posición de la aguja de tungsteno se mueve a través de la superficie, mientras una corriente de tunelaje es mantenida, cuando esto sucede, la posición de los átomos son realmente medidos dando un dibujo de la superficie atómica.

6.- LEYES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA

INTRODUCCIÓN

Todas las ciencias incluyendo a la Química están sustentadas en un cuerpo de evidencias y hechos experimentales que le dan valides y rigor a las teorías y leyes que respaldan a una ciencia. El llegar a establecer una teoría, el descubrir una ley requiere de gran labor de análisis, curiosidad y diseñar el experimento correcto, después interpretar con rigor los resultados del experimento y formarse un cuadro teórico que pueda explicar de manera clara y sencilla los resultados obtenidos.
En este sentido la primera Ley de la Química descubierta por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier tuvo que pasar todos los requisitos anteriores y además enfrentarse a un orden establecido por sus contemporáneos; una serie de pensamientos y concepciones erróneas que trataban de "explicar" los fenómenos químicos.

1.- ANTECEDENTES HISTÓRICOS.
La teoría de las cuatro "sustancias" o "principios fundamentales" defendida o perfeccionada por Aristóteles en el siglo IV antes de Cristo, se mantuvo en el fondo de todas las ideas sobre la naturaleza de las cosas hasta llegar al siglo XVII. Paracelso, médico y alquimista alemán, había defendido en el siglo XVI la existencia de un "principio de combustión" al que llamó "azufre", contenido por las sustancias capaces de arder. Las que no se quemaban, opinaba Paracelso, carecían de este "principio".
En el siglo siguiente los ingleses Robert Boyle y Robert Hooke estudiaron el fuego con profundo interés. Para Boyle, las ideas de Paracelso y los alquimistas eran producto de la ignorancia y el oscurantismo; rechazaba la existencia de las sustancias fundamentales, simples, entre las que se encontraba el fuego. Para los alquimistas el fuego representaba un medio de "matar la materia", de destruir su forma para dar origen a otra diferente.
En la época de Boyle el calentamiento de los metales se conocía como calcinación, Boyle hizo dos importantes observaciones: Que al calcinar el metal se consumía aire, y que la cal metálica pesaba más que el metal original. Conviene advertir que la Química del siglo XVI no era todavía una profesión, era una afición, una ocupación de los "filósofos de la naturaleza", farmacéuticos y médicos en su mayoría, preocupados por conocer la estructura y propiedades de la materia. En el siglo XVIII surgió la teoría del fuego (o Teoría del flogisto") y la combustión que seria considerada como una de las más perfectas del siglo XVIII, su máximo representante era el médico alemán Georg Ernst Stahl y su teoría se llamo del Flogisto. Proponía que las sustancias capaces de arder lo eran por contener un "principio de combustión" al que llamo flogisto, de la palabra griega Phlogistós, inflamable, que escapaba al aire o se trasladaba de una sustancia a otra durante la combustión a través de la flama. La calcinación de los metales iba acompañada de esa fuga mientras éstos se transformaban en la cal metálica correspondiente. La teoría del flogisto encontró apoyo en observaciones como la siguiente: añadiendo carbón, considerado como flogisto casi puro, a la cal metálica, y procediendo a la combustión, se recuperaba el metal original, observación que se interpretaba en el sentido de que "se había devuelto el flogisto anteriormente perdido" al transformarse el metal en cal metálica, y en consecuencia se había logrado la reversibilidad del proceso:

Metal (combustión) = flogisto liberado + cal metálica

Cal metálica + carbón (combustión) = metal (flogisto)

Así, creyéndose "iluminados", los investigadores de Química del siglo XVIII permanecieron en la más densa oscuridad respecto a las causas y efectos del fuego, hasta que llego Lavoisier a ordenar el caos.

2.- EXPERIMENTOS QUE REALIZO LAVOISIER
Empezó por "calcinar" estaño en un recipiente cerrado hasta transformarlo en "cal metálica" y, pesando cuidadosamente, demostró que el peso total del recipiente con su contenido no cambiaba a lo largo del proceso.
Razonando como lo haría un observador de la época pensaríamos que, de ser verdadera la existencia del flogisto, éste se habría desprendido del metal durante la calcinación, pero como el peso total del recipiente cerrado no se había modificado, dicho flogisto tenía que haberse quedado dentro, mezclado con el aire encerrado en el recipiente, llenándolo sobre cal metálica.
Lavoisier pensó que de ser así, la presión interior, la del aire encerrado, "debería haber aumentado". En esas condiciones, ¿Qué ocurriría al destapar el recipiente? El investigador francés razonó que el aire encerrado tendría que salir violentamente y entonces sé notaria la expulsión de la corriente de aire, sin embargo, al abrir el recipiente, ocurrió exactamente lo contrario, en lugar de salir, entró violentamente el aire del exterior al recipiente, Lavoisier razonó que la conservación del peso total antes de abrir el recipiente quedaba explicada al considerar que cierto peso de una sustancia había simplemente cambiado de lugar, del aire al metal, para hacerlo cal, después de destapar, al penetrar el aire del exterior, el peso total del conjunto debería pesar más, como efectivamente verificó Lavoisier, con estos resultados Lavoisier llega en 1789 a las siguientes conclusiones más sobresalientes:

1.- En todo proceso químico la cantidad total de reactivos y productos es constante (se conserva) antes y después del experimento.
2.- El aire esta compuesto de dos gases: Nitrógeno 78% y Oxígeno 22%; poco después se descubrió la presencia de Argón en 1%, por lo que hay de Oxígeno sólo un 21%.
3.- Lavoisier creyó, equivocadamente que el oxígeno era un constituyente esencial de los ácidos y por esta razón a este elemento le llamo Oxígeno. (Generador de ácidos).
4.- Comprobó experimentalmente que la parte activa del aire que entra en reacción química con los metales es el oxígeno y no la falsa idea de que los metales contenían una sustancia que los hacia arder o entrar en combustión llamado flogisto.
5.- Mostró que este mismo gas era indispensable para la respiración y que al entrar el oxígeno a los pulmones salía convertido en bióxido de carbono (CO2).

3.- ¿CÓMO INTERPRETO LAVOISIER SUS RESULTADOS?
En 1789 las ideas revividas de la teoría atómica eran aquellas propuestas en el siglo V antes de Cristo por Leucipo y Demócrito: En los fenómenos de transformación de la materia se hacia evidente que esta podía cambiar de forma pero no surgir de la nada o desaparecer en ella. La materia es eterna e indestructible.
Así podemos entender que en una reacción química sólo hay una recombinación o reordenamiento de átomos, pero la cantidad total de ellos permanece constante. Así establece la LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA:

"En todo proceso físico o químico la cantidad total de materia antes y después del proceso es una cantidad constante, lo que implica que la materia no se puede crear ni destruir"

4.- LEY DE LAS PROPORCIONES FIJAS Y DEFINIDAS
Esta ley fue postulada por Joseph Proust (francés) y Benjamin Richter (alemán) en 1800, su presentación fue producto de las investigaciones sobre el análisis elemental de varios compuestos.
Hace dos siglos el inglés Henry Cavendish descubrió como descomponer el agua por electrólisis, es decir, que al pasar una corriente eléctrica a través del agua acidulada (para hacerla conductora) ésta se descomponía en hidrógeno y oxígeno y la proporción de volúmenes siempre era en una relación de 2 volúmenes de Hidrógeno y 1 volumen de Oxígeno, pero más importante aún era que no importaba la procedencia de la muestra de agua, ésta podía ser obtenida de un pozo, de la lluvia, un río, del mar, del deshielo de una montaña, etc. y el experimento revelaba que siempre existía la misma proporción de Hidrógeno y de Oxígeno (2:1). Así se encontró en principio que un mismo compuesto siempre tiene la misma proporción de átomos. Otro experimento realizado para validar esta idea se encuentra en la síntesis del bióxido de carbono (CO2) donde se puede dar una idea clara de la dificultad para obtener las masas de oxígeno y carbono que se combinan.
Supongamos el resultado experimental:
Masa del compuesto = Masa de C +Masa de O = 0.59 g
De donde, al despejar la masa del oxígeno, obtenemos: Masa de O = 0.43 g.
El porcentaje obtenido para este compuesto es:
% en masa de carbón = 27 %
% en masa de oxígeno = 73 %
Por lo tanto:

LEY DE LAS PROPORCIONES FIJAS
"En un compuesto dado, los elementos constituyentes se combinan siempre en las mismas proporciones de peso, no importando su origen o modo de preparación".
La ley de las proporciones fijas implica que los experimentos anteriores se pueden realizar en cualquier parte del mundo y sus resultados deben de ser los mismos, independientemente de las condiciones de reacción, las materias primas utilizadas y su procedencia. Finalmente esta ley la podemos explicar a la luz de la existencia de los átomos considerando que:
a). - Tienen los átomos diferente peso, por eso los encontramos en diferentes proporciones en peso en un compuesto.
b). El encontrar en cualquier muestra de un mismo compuesto siempre la misma cantidad implica que los átomos, se combinan en cantidades enteras, es decir, son INDIVISIBLES.

5.- LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
Las reacciones químicas son controlables a través de parámetros como: la temperatura, presión, concentración de reactivos, presencia de catalizadores, etc. Si variamos los parámetros anteriores podemos obtener a partir de dos elementos, diferentes compuestos; si mantenemos el peso de uno constante, por ejemplo el carbono entonces:

1 gramo de carbono 1.333 g de Oxígeno

1 gramo de Carbono 2.667 g de Oxígeno

Se observa que la relación en que se encuentra el Oxígeno en los dos compuestos es 2:1
Otro ejemplo cuando el Oxígeno reacciona con el Nitrógeno para dar 5 compuestos diferentes, si mantenemos constante el peso de Nitrógeno entonces:

1 g de Nitrógeno 0.571 g de Oxígeno (1:1)
1 g de Nitrógeno 1.143 g de Oxígeno (1:2)
1 g de nitrógeno 1.714 g de Oxígeno (1:3)
1 g de Nitrógeno 2.285 g de Oxígeno (1:4)
1 g de Nitrógeno 2.875 g de Oxígeno (1:5)

Lo más relevante de estos experimentos es la aparición de números enteros en las proporciones de oxígeno de un compuesto a otro, así podemos definir la LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES:
"Si dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos, que se combinan con un peso constante de otro, están en una razón de números enteros y pequeños".
Las implicaciones de estos experimentos y la ley deducida cuando se relaciona con la existencia de los átomos:
a). - Que se formen 2 o más compuestos a partir de dos elementos nos indica que los átomos tienen diferente capacidad de reacción (conocida como valencia).
b). - Que las proporciones de pesos nos de una relación de números enteros nos indican que los átomos se combinan en cantidades enteras, es decir, son INDIVISIBLES.

6.- LA LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES
Aunque es difícil exponer de manera sencilla esta ley, un análisis de ella aporta un apoyo significativo para la teoría atómica, fundamentalmente esta ley es el resultado experimental de observar las proporciones en que un mismo elemento reacciona con 2 diferentes elementos para formar compuestos, por ejemplo, el hidrógeno reacciona con el oxígeno para formar el agua, pero también puede reaccionar con el nitrógeno para formar amoniaco.

RAZONAMIENTO: Considérense dos elementos A y B, que pueden reaccionar entre sí y con una tercera sustancia C. Ahora bien, un peso constante de C reacciona con diferentes pesos de A y B, y la proporción del peso reaccionante de A con respecto a B es un número que generalmente no es entero; llamemos R a esta razón. Cuando A reacciona directamente con B la ley de las proporciones equivalentes dice que la razón r del peso reaccionante de A con respecto a B es igual a R, o es un múltiplo simple o una fracción de R. Esto es:

r = nR

donde n es un número entero o razón de números enteros. Un ejemplo de esta Ley hará que su significado sea más claro:
El nitrógeno (A) y el oxígeno (B) reacciona con el hidrógeno (C) para formar el amoniaco (NH3) y el agua (H2O) respectivamente. Un gramo de hidrógeno reacciona con 4.66 g de nitrógeno para formar amoniaco, y con 8.00 g de oxígeno para formar agua. Por tanto, R = 4.66/8.00 = 0.583. El nitrógeno y el oxígeno pueden formar 5 diferentes compuestos; consideremos la reacción:

N2 + O2 = 2NO

Donde 1.00 g de nitrógeno reacciona con 1.143 gramos de oxígeno, entonces la relación será: r = 1.00/1.143 = 0.875. De acuerdo con la ley de los pesos equivalentes, 0.875 = 0.583 n; donde n es un entero o relación de enteros:

n = 0.875/0.583 = 3/2

Las implicaciones de estos hechos experimentales y su relación con los átomos son las siguientes:

a). - El hecho de que un gramo de Hidrógeno no reaccione con un gramo de Oxígeno o un gramo de Nitrógeno (sino con 8.00 g y 4.66 g) sugiere que ellos no tienen el mismo peso atómico.

b). - Que la relación final n = 3/2 obteniéndose números enteros sugiere y confirma nuevamente que los átomos se combinan en cantidades enteras independientemente del tipo de compuestos que forman.

c). - Los números 3 y 2 representan las valencias de N y del O respectivamente, lo que indica que ellos tienen diferente capacidad de reacción.

d). - Las cantidades 4.66 g de Nitrógeno y 8.00 g de Oxígeno que se combinan con 1 g de Hidrógeno se le llaman PESOS EQUIVALENTES

Es sorprendente que si multiplicamos el peso equivalente por la valencia obtenemos el Peso Atómico de los dos elementos, es decir:

Peso Equivalente X Valencia = Peso Atómico

Definición: "Peso equivalente es el peso de un elemento que se combina o reemplaza a 1.00 g de Hidrógeno o bien a 8.00 g de Oxígeno".

TEORÍA ATÓMICA DE JOHN DALTON

John Dalton (1766-1844) profesor inglés que descubrió la Ley de las presiones parciales, la Ley de las proporciones múltiples, un primer modelo sobre la naturaleza de los gases y primordialmente, su teoría atómica
La importancia del pensamiento de John Dalton fue el interés en probar una idea por medio de la ejecución de un experimento cuantitativo, y su triunfo fue la comprobación de que diversos datos experimentales pueden ser resumidos en un limitado conjunto de generalizaciones sobre el comportamiento de la materia; la contribución de Dalton no fue que él propusiera una idea de asombrosa originalidad, sino que formulase claramente un conjunto de postulados concernientes a la naturaleza de los átomos; un conjunto de postulados que destacaban el PESO como una propiedad atómica fundamental. Así, haciendo una revisión de las leyes deducidas en el transcurso de los experimentos químicos llego a las siguientes conclusiones:

1.- LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA
a) Toda la materia esta constituida de átomos.
b) Si toda la materia esta constituida de átomos, y la materia no se puede crear ni destruir entonces los átomos son INDESTRUCTIBLES.
c) Una reacción química sólo implica la redistribución y un nuevo ordenamiento de los átomos, por eso se observa una constancia de masa cuando ocurre una reacción química.
2.- LEY DE LAS PROPORCIONES FIJAS Y DEFINIDAS
a) Los átomos de diferentes elementos tienen diferente PESO.
b) Los átomos se combinan en cantidades enteras, es decir, son INDIVISIBLES.
3.- LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
a) Los átomos tienen diferente capacidad de reacción, es decir, tienen diferente VALENCIA
b) La aparición de relaciones enteras indica la indivisibilidad de los átomos.
4.- LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES
a) Átomos de diferentes elementos tienen diferentes pesos.
b) Los átomos reaccionan en cantidades enteras, es decir, son indivisibles.
c) Tienen diferente capacidad de reacción.

LOS ACIERTOS Y LOS ERRORES DE DALTON

Después de tantos años de vigencia del modelo atómico de Dalton, varios de sus postulados han resultado tener errores, por ejemplo:

1.-Los átomos si son divisibles, pues tienen una estructura interna, están formados por partículas más pequeñas (neutrones, protones, electrones).

2. - Los átomos de un mismo elemento pueden ser diferentes, pues existen isótopos, cada uno de ellos con diferente masa.

3. - Con el descubrimiento de la radiactividad en 1896, y su interpretación, se supo que un átomo de un elemento si puede convertirse en uno de otro elemento, ya comentamos que todos los elementos se han formado a partir del hidrógeno.

4. - Dalton no consideró la posibilidad de que se formaran moléculas con átomos de un mismo elemento, como H2 o N2.

5. - Las leyes de la combinación Química (el número de átomos de un elemento que se combina con otros) se descubrieron años más tarde.