jueves, 21 de agosto de 2008

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.