COLEGIO DE BACHILLERES                               QUÍMICA IIColaborador                                 Revisión de Con...
COLEGIO       DE   BACHILLERES            QUÍMICA II FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA                  Autores: Reyna Dalia...
C O LE G I D E          OB A C H I LE R E S        LColaboradorRosa Martha Chávez MaldonadoAsesoría PedagógicaAlejandro Go...
ÍNDICEINTRODUCCIÓNCAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE            COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO                 ...
CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS            NUCLEARES                                                  55         ...
RECAPITULACIÓN GENERAL         123ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN   124AUTOEVALUACIÓN                 126GLOSARIO            ...
INTRODUCCIÓNDesde épocas remotas, posiblemente desde los griegos, el ser humano se ha visto enuna constante lucha por comp...
CAPÍTULO 1 CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y            LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO1.1 LEYES PONDERALES  1.1.1 Ley ...
PROPÓSITOCon la lectura de este capítulo conocerás cuál es la Teoría Atómica, esto lo lograrás apartir de la revisión: de ...
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CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS            COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL            ÁTOMO1.1 LEYES PONDERALES...
Figura 1. Combustión de un tronco de madera.Antes de poder subsanar estas deficiencias era preciso que los químicos sefami...
Desde el principio de sus investigaciones, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)reconoció la importancia de las mediciones...
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No.1       “DETERMINACIÓN DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA”ObjetivoDeterminar la masa de las sustancia...
¿Qué necesitas?Materiales                                      Sustancias☞ 1 Frasco de vidrio de 4 L de boca ancha ☞ 1 vel...
Una vez extinguida la llama abre el frasco; sopla en él o bien inviértelo durante variosminutos para dejar escapar los pro...
Prevención y seguridadLa indicada para el trabajo con material de vidrio¿Cómo hacerlo?Coloca en la balanza el matraz Erlen...
HipótesisElabora una hipótesis que involucre la masa de las sustancias que intervienen en unareacción.____________________...
Coloca los dos matraces juntos en la balanza y registra su peso (figura 6).Vierte el contenido de uno de los matraces en e...
Experimento II____________________________________________________________________________________________________________...
A partir de sus observaciones, y apoyándose en numerosos ejemplos, dedujo la llamadaLey de los pesos equivalentes, la cual...
1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS      PROUST)Dos químicos se encontraban empeñados en de...
Figura 9. En este ejemplo se observa que al exceder la cantidad de alguno de los elementos. Las proporciones se mantienen ...
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2                  “LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES”ObjetivoDeterminar la proporción en que ...
Prevención y seguridadLa indicada para trabajar con materiales de vidrio.Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni ol...
Registro de observacionesAnota las gotas de tiosulfato empleadas en cada vaso en la siguiente tabla.                      ...
a) Composición centesimalUna aplicación de la Ley de Proust es el cálculo de la llamada composición centesimal1de un compu...
174 g de cloro 32 g de oxÍgenoSegunda muestra:                            100 g de cloro          x g de oxÍgeno          ...
ACTIVIDAD DE REGULACIÓNDe los siguientes elementos investiga cuáles son sus posibles combinaciones y qué seobtiene en cada...
Gas A (CO2)                              Gas B (CO)                2.67 g de oxígeno                       1.33 g de oxíge...
Es evidente que las masas de plomo que se combinan con un gramo de oxígeno estánen la relación 2:1.12.950892   2          ...
EXPLICACIÓN INTEGRADORANo olvides que en este tema vimos que:                                        LAS LEYES            ...
1.2 TEORÍA ATÓMICA1.2.1 ASPECTO HISTÓRICOAl tratar de encontrar una explicación racional para las propiedades de los gases...
a) La teoría atómica y las leyes ponderalesCon base en las ideas anteriores, John Dalton pudo explicar de manera razonable...
Figura 12. Aparato empleado para la electrólisis del agua.Posterior a Dalton, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) empezó a de...
Debido a que se descubrió la existencia de isótopos7, y al conocimiento de lasrelaciones que hay entre éstos y el peso ató...
7                                 1                 N                                  H                14.007            ...
b) Masa MolarDe la misma manera que los objetos se pueden contar por docena, los átomos secuentan por moles, en número muy...
En donde:         Peso del H = 2(1.008 uma)     = 2.016 uma         Peso del S = 1(32.000 uma) = 32.000 uma         Peso d...
3) Cálculo de gramos¿Cuántos gramos hay en 8.46 x 1024 átomos de flúor?   9    F   19.00                                  ...
c) Fórmula química.En el lenguaje de la Química, toda sustancia pura conocida, ya sea un elemento o uncompuesto, tiene su ...
Para llegar a proponer la fórmula de cualquier compuesto es necesario realizarexperimentos que consisten en determinar los...
Conforme a estos datos y siguiendo los pasos anteriores podremos saber cuál es lafórmula mínima de este gas.* Expresar los...
ACTIVIDAD DE REGULACIÓNRealiza los cálculos en tu cuaderno y anota en           los renglones los resultadoscorrespondient...
1) Calcular la fórmula mínima.                                           1 mol de C        Para el carbono 85.69 g de C   ...
ACTIVIDAD DE REGULACIÓNResuelve el siguiente problema y anota los resultados conforme se solicitan en la tabla.El análisis...
RECAPITULACIÓNAl revisar este esquema podrás realizar una síntesis sobre los conceptos másimportantes del capítulo        ...
ACTIVIDADES INTEGRALESEn este apartado queremos que pongas en práctica los conocimientos que has adquiridohasta el momento...
Masa molecular5. La fórmula del insecticida DDT es C14H9Cl5.   a) ¿Cuál es la masa molecular?.   b) ¿La molécula del DDT e...
Fórmula molecular11.El análisis elemental del ácido acetilsalisílico, aspirina, es 60.0% de C, 4.48% de H y   35.5% de O. ...
AUTOEVALUACIÓNCompara los resultados que obtuviste en tus actividades integrales con las respuestasque a continuación te p...
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CAPÍTULO 2           ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA  2.1.1 Carga Eléctrica  ...
PROPÓSITOCon el estudio de este capítulo identificarás cómo se estableció la estructura del átomoy las aplicaciones que se...
CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS                 NUCLEARES2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA2.1.1. CARGA ELÉCT...
.   a) Cargas eléctricas de signo igual se repelen                b) Cargas eléctricas de signo contrario se atraen       ...
ACTIVIDAD DE REGULACIÓNLa diferencia de cargas se puede comprobar fácilmente si haces un experimento comoel que se muestra...
Conclusiones.Anota en los renglones tus conclusiones._____________________________________________________________________...
a) Características de los rayos catódicos.Fueron J. Plücker, Johann Hittorf y Williams Crookes quienes demostraron, en 185...
4. Producen sombras, lo cual demuestra que los rayos catódicos no atraviesan   objetos sólidos. (figura 19).              ...
Electrón (primer partícula subatómica)En 1895 Jean Perrin demostró en forma definitiva que la carga de rayos catódicos esn...
Figura 22. Experimento de la gota de aceite.A partir de la relación carga/masa del electrón y su carga se determinó que la...
Goldstein, por medio de un tubo de rayos catódicos que contenía hidrógeno y un discometálico perforado como cátodo, descub...
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 3          “PROPIEDADES ELECTROMAGNÉTICAS DE LA MATERIA”13Práctica de laboratorio (obligatoria)...
Hipótesis¿Por qué algunos cuerpos al ser frotados se atraen o se repelen? ________________________________________________...
Registro de observaciones1. ¿Qué sucede al acercar la barra de plástico a los pedacitos de papel?_________________________...
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  1. 1. COLEGIO DE BACHILLERES QUÍMICA IIColaborador Revisión de ContenidoRosa Martha Chávez Maldonado Genaro Cisneros Vargas M. Sergio Ríos CarbajalAsesoría Pedagógica Gabriel Roca NiñoAlejandro González Villleda Javier Zaldívar González Diseño Editorial Leonel Bello Cuevas Javier Darío Cruz Ortiz
  2. 2. COLEGIO DE BACHILLERES QUÍMICA II FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA Autores: Reyna Dalia Campos Vargas Lourdes Castro Buendía José Guadalupe Monroy David Nahón Vázquez
  3. 3. C O LE G I D E OB A C H I LE R E S LColaboradorRosa Martha Chávez MaldonadoAsesoría PedagógicaAlejandro González VillledaRevisión de ContenidoGenaro Cisneros VargasM. Sergio Ríos CarbajalGabriel Roca NiñoJavier Zaldívar GonzálezDiseño EditorialLeonel Bello CuevasJavier Darío Cruz Ortiz 2
  4. 4. ÍNDICEINTRODUCCIÓNCAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO 9 PROPÓSITO 11 1.1 LEYES PONDERALES 13 1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa (Antoine Laurent Lavoisier) 13 1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes (Jeremías Benjamín Richter) 22 1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas (Joseph Louis Proust) 24 a) Composición centesimal 29 1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples (John Dalton) 30 1.2 TEORÍA ATÓMICA 35 1.2.1 Aspectos Históricos 35 a) La teoría atómica y las leyes ponderales 36 b) Pesos atómicos relativos (masa atómica) 36 1.2.2 Cálculos Estequiométricos 38 a) Masa Molecular (suma de moléculas) 38 b) Masa Molar 40 c) Fórmula Química 43 d) Fórmula Mínima (empírica) 44 e) Fórmula Molecular 46 RECAPITULACIÓN 49 ACTIVIDADES INTEGRALES 50 AUTOEVALUACIÓN 53 3
  5. 5. CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES 55 PROPÓSITO 57 2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA 59 2.1.1 Carga Eléctrica 59 2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos 62 a) Características de los rayos catódicos 63 b) Electrón (primera partícula subatómica) 65 c) Protón (segunda partícula subatómica) 66 d) Modelo atómico de Thomson 67 2.2 RADIACTIVIDAD 76 2.2.1 Antecedentes Históricos 76 2.2.2 Modelo Atómico de Rutherford 77 a) Postulado del modelo atómico de Rutherford 78 2.2.3 Modelo Atómico de Bohr 80 a) Espectros 81 b) El átomo de Bohr 85 c) Modelo Atómico de Bohr -Sommerfeld 94 2.2.4 Configuración Electrónica 96 a) Espín 99 b) Configuración electrónica y la tabla periódica 101 2.3 FENÓMENOS NUCLEARES 105 2.3.1 Isótopos 105 a) Isótopos y sus aplicaciones 106 2.3.2 Neutrón 106 2.3.3 Energía de Amarre 108 2.3.4 Fisión Nuclear 108 a) Reactor Nuclear 109 2.3.5 Fusión Nuclear 110 RECAPITULACIÓN 116 ACTIVIDADES INTEGRALES 117 AUTOEVALUACIÓN 121 4
  6. 6. RECAPITULACIÓN GENERAL 123ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN 124AUTOEVALUACIÓN 126GLOSARIO 128BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA 132 5
  7. 7. INTRODUCCIÓNDesde épocas remotas, posiblemente desde los griegos, el ser humano se ha visto enuna constante lucha por comprender ciertos aspectos de la naturaleza, tales comoquerer saber cómo está hecha la materia o si una muestra de hierro se puede dividirinfinitamente, sin que dejen de ser hierro, éstos y otros dilemas son los que siempre lehan preocupado al hombre.En este sentido, el fascículo tiene como objetivo que reconozcas la estructura del átomoy lo identifiques como la unidad básica en la materia: para lograr lo anterior deberásllevar a cabo experimentos relacionados con las leyes ponderables y las propiedadeselectromagnéticas, revisar el modelo atómico de Bohr, y realizar cálculosestequiométricos; todo lo anterior te podrá servir para comprender, cuantificar einterpretar el comportamiento de la materia y contar con los antecedentes necesariospara iniciar el estudio de los enlaces químicos.A partir de lo anterior, el fascículo se encuentra dividido en dos capítulos:En el capítulo 1, titulado, “CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS YLA EXISTENCIA DEL ÁTOMO”, revisaremos las leyes ponderales (ley de laconservación de la masa, ley de los pesos equivalentes, ley de las proporcionesconstantes y la ley de las proposiciones múltiples) que dieron origen a la teoría Atómica.Posteriormente, nos centraremos en cómo se estableció dicha teoría y en el cálculo delas diferentes variables que influyen en el comportamiento del átomo.En lo que se refiere al capítulo 2, “ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOSNUCLEARES”, haremos mención al principio de los rayos catódicos, la existencia delelectrón (partícula negativa) y el protón (partícula positiva). Posteriormente hablaremosdel primer modelo atómico (“pastel de pasas”), el cual sirvió como base para realizarexperimentos en la emisión de radioactividad. Como tercer tema revisaremos el modeloatómico de Niels Bohr, y su propuesta sobre los niveles de energía. Por último, tedaremos a conocer cuáles son los usos y/o aplicaciones, de este modelo, así como loscambios que puede sufrir el núcleo atómico, como son la fusión y la fisión. 7
  8. 8. CAPÍTULO 1 CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO1.1 LEYES PONDERALES 1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa 1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes 1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas 1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples1.2 TEORÍA ATÓMICA 1.2.1 Aspectos Históricos 1.2.2 Cálculos Estequiométricos 9
  9. 9. PROPÓSITOCon la lectura de este capítulo conocerás cuál es la Teoría Atómica, esto lo lograrás apartir de la revisión: de las leyes ponderables y su aplicación en experimentos; ModeloAtómico de Bohr, realizando cálculos estequiométricos en la Teoría Atómica. El conocerlo anterior te permitirá reconocer la existencia del átomo y contar con antecedentespara iniciar el estudio de la estructura atómica. 11
  10. 10. 12
  11. 11. CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO1.1 LEYES PONDERALESLas leyes ponderales son un conjunto de leyes que se descubrieron mediante laexperimentación y hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química,cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción.Estas leyes son: Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier. Ley de los pesos equivalentes propuesta por Richter. Ley de las proporciones constantes o definidas de Proust. Ley de las proporciones múltiples debida a Dalton.1.1.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (ANTOINE LAURENT LAVOISIER)La explicación de los extraños cambios de peso durante la combustión se tuvo quebuscar en los gases que aparecían o desaparecían mientras se formaban nuevassustancias. Pese al lento desarrollo de su estudio, desde Jean Baptista Van Helmont(1577-1644) hasta George Ernest Sthal (1660-1734), no se había intentado tomarlos encuenta. Pensando en los cambios de peso durante la combustión, los investigadoressólo tenían ojos para los sólidos y los líquidos. Las cenizas eran más ligeras que lamadera, pero; ¿qué ocurría con los vapores liberados por la madera ardiente?. Éstos nose consideraban. 13
  12. 12. Figura 1. Combustión de un tronco de madera.Antes de poder subsanar estas deficiencias era preciso que los químicos sefamiliarizaran más con los gases. Es por ello que el estudio de los mismo es tanimportante en la Química (véase fascículo 2 de Química I). Si se pesa una vela de parafina, se enciende y deja consumir durante cierto tiempo en presencia del aire. Posteriormente se vuelve a pesar la vela, encontrándose un aparente cambio de peso. ¿Qué habrá sucedido?. ¿Se habrá destruido la materia?. Por otro lado, si se pesa un clavo de hierro, posteriormente se expone al aire húmedo durante un periodo largo de tiempo. Después de este período se pesa el clavo y se registra un aumento, aparente, de peso. ¿Ante este cambio químico podríamos decir que se creó la materia?.Figura 2. Antoine L. Lavoisier (1743-1794), científico francés que aplicó la Cuantificación a la Química, la que lo llevó a proponer la Ley de la Conservación de la Materia. 14
  13. 13. Desde el principio de sus investigaciones, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)reconoció la importancia de las mediciones precisas. Lavoisier, siendo más sistemático,utilizó la cuantificación como instrumento para derribar viejas teorías queentorpecían el progreso de la Química, ya que aún en 1770 existían científicos queseguían aceptando la vieja concepción griega de los cuatro elementos y de latransmutación ya que, por ejemplo, el agua se transformaría en tierra, calentándoladurante mucho tiempo.Durante 101 días, Lavoisier hirvió agua en un aparato que condensaba el vapor y lodevolvía al matraz, de manera que en el transcurso del experimento no se perdíasustancia alguna (pesó el agua y el recipiente, antes y después del experimento).El sedimento (la tierra) apareció, pero el agua no varió de peso durante la ebullición. Sinembargo, una vez extraído el sedimento, resultó que el matraz pesaba menos,justamente lo que pesaba el sedimento. Es decir, el sedimento no era agua convertidaen tierra, sino vidrio atacado por el agua caliente y precipitado como sedimento.De manera similar, Lavoisier estudió la combustión, fenómeno que era problemáticoexplicar para la Química del siglo XVIII. En este estudio también mostró que si en elcurso de los experimentos se tenían en cuenta todas las sustancias que formaban partede la reacción química y todos los productos formados, nunca habría un cambio de peso(o utilizando el término más preciso, un cambio de masa). Es por ello que Lavoisiermantuvo la idea de que la masa no se crea ni se destruye, sino que solamentecambia de una sustancia a otra. Ésta es la llamada Ley de la conservación de lamasa, formulada en 1783, la cual sirvió de fundamento para la Química del siglo XIX.Las conclusiones obtenidas por Lavoisier fueron tan importantes, que los químicosaceptaron sin reserva el uso de la cuantificación en sus investigaciones. 15
  14. 14. ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No.1 “DETERMINACIÓN DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA”ObjetivoDeterminar la masa de las sustancias antes y después de una reacción, mediante lamedición de su masa para comprobar que se conserva.Cuestionario de conceptos antecedentes1) ¿Cómo se enuncia la Ley de la Conservación de la Materia? ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________2) ¿Cómo se define la masa de una sustancia? ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________3) ¿Qué relación hay entre la masa y la materia? ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________Experimento IObjetivoDeterminar la masa de una vela y los productos de su combustión para identificar si hayvariación.HipótesisElabora una hipótesis que involucre a la masa de la vela antes y después de lacombustión:_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 16
  15. 15. ¿Qué necesitas?Materiales Sustancias☞ 1 Frasco de vidrio de 4 L de boca ancha ☞ 1 vela de 3 cm. y con tapa de rosca.☞ 1 Balanza granataria con plataforma.☞ 1 Alambre de cobre de 50 cm.Prevención y seguridadLa indicada para el trabajo con material de vidrio.¿Cómo hacerlo?Enrolla fuertemente el extremo de un tramo de alambre de cobre alrededor del extremoinferior de la vela. Usa el alambre como asa para introducir la vela hasta el fondo delfrasco de boca ancha. Corta el alambre de cobre de modo que quede dentro del frascosin que interfiera con la tapa. Coloca en una balanza adecuada el frasco, con la vela, elalambre y la tapa, como lo muestra la figura. Figura 3.Pesa el conjunto y registra el dato.___________________________________________Usa el asa de alambre para sacar la vela del frasco. Enciende la vela y bájalarápidamente hasta el fondo del frasco. Tápalo inmediatamente y observa lo que ocurrecon el equilibrio de la balanza, conforme se consume la vela. Registra el peso y anota eldato. 17
  16. 16. Una vez extinguida la llama abre el frasco; sopla en él o bien inviértelo durante variosminutos para dejar escapar los productos de la combustión. Coloca ahora el frasco conla vela, el alambre y la tapa en la balanza. Pesa el conjunto y registra el dato.Vuelve a sacar la vela con el alambre, enciéndela y colócala en el fondo del frasco sintaparlo. Observa lo que ocurre con el equilibrio de la balanza conforme arde la vela.Registro de observacionesPeso inicial delsistema.___________________________________________________________________________________________________________________________Peso después de arder la vela._____________________________________________________________________________________________________________________Peso después de dejar escapar los productos de la combustión.___________________________________________________________________________________________¿Qué ocurre mientras arde la vela cuando no se tapa?.__________________________________________________________________________________________________Experimento IIObjetivoObservar el peso durante la fusión del hielo para identificar si hay variación.HipótesisElabora una hipótesis en torno a la variación de la masa durante la fusión del hielo.___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________¿Qué necesitas?Material Sustancias☞ 1 balanza granataria con plataforma ☞ 200 ml de agua tibia (35 a 40ºC)☞ 1 matraz Erlenmeyer de 500 ml ☞ 3 cubos de hielo☞ 1 tapón de hule para el matraz 18
  17. 17. Prevención y seguridadLa indicada para el trabajo con material de vidrio¿Cómo hacerlo?Coloca en la balanza el matraz Erlenmeyer de 500 ml con los 200 ml de agua tibia (35 a40º C).Agrégale unos trozos de hielo y tápalo, como lo muestra la figura 4. Figura 4.Pesa el conjunto y registra el dato___________________________________________Observa el peso conforme ocurre la fusión en el hielo.Registro de observacionesPeso del conjunto antes de la fusión del hielo __________________________________Peso del conjunto después de la fusión del hielo ________________________________Experimento IIIObjetivoDeterminar el peso de las sustancias que intervienen en una reacción antes y despuésde la misma para identificar si hay variación. 19
  18. 18. HipótesisElabora una hipótesis que involucre la masa de las sustancias que intervienen en unareacción.____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________¿Qué necesitas?Materiales Sustancias☞ 2 matraces Erlenmeyer de 250 ml ☞ 50 ml de cloruro de bario al 5%☞ 1 balanza granataria con plataforma ☞ 50 ml de ácido sulfúrico al 5%☞ 2 probetas de 50 mlPrevención y seguridadLa indicada para el trabajo con material de vidrio.Cloruro de bario. Sólido cristalino, poco tóxico, evítese su inhalación e ingestión.Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todos los tejidosdel cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contactocon los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños alaparato digestivo.¿Cómo hacerlo?Coloca en un matraz los 50 ml. de la disolución de cloruro de bario al 5% y en el otro los50 ml de ácido sulfúrico al 5% (figura 5). 50 ml de cloruro 50 ml de ácido de bario al 5% sulfúrico al 5% Figura 5. 20
  19. 19. Coloca los dos matraces juntos en la balanza y registra su peso (figura 6).Vierte el contenido de uno de los matraces en el otro y vuelve a colocar el matraz vacíoen la balanza junto al otro. Observa lo que ocurre en el matraz que contiene lasdisoluciones y registra si se produce alguna variación en el peso del conjunto. Figura 6.Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico es muy corrosivo, evita su contacto. Sisufres algún derrame en la piel, lávate inmediatamente con abundante agua y avísale atu asesor o al responsable de laboratorio.Registro de observacionesPeso de los matraces con disoluciones________________________________________Peso de los matraces uno vacío y otro con las disoluciones _______________________Peso del conjunto después de la reacción _____________________________________Cuestionario de reflexión¿A qué se debe la variación de peso en el experimento I?______________________________________________________________________________________________________________________________________________¿Cómo se relacionan cada uno de los experimentos con la Ley de la Conservación de laMateria?Experimento I______________________________________________________________________________________________________________________________________________ 21
  20. 20. Experimento II______________________________________________________________________________________________________________________________________________Experimento III______________________________________________________________________________________________________________________________________________Considera el cuestionario de reflexión al contestar tus hipótesis con los resultados decada experimento y elabora tus conclusiones.___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________1.1.2 LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES (JEREMÍAS BENJAMIN RICHTER)No obstante que en sus experimentos Lavoisier estableció la composición cuantitativadel agua, no mostró interés en las relaciones ponderales con que los elementosquímicos se combinan entre sí para formar compuestos.Jeremías Benjamín Richter (1762-1807) buscó aplicar las matemáticas a la recienteQuímica y trató de establecer relaciones numéricas entre las composiciones de lasdiferentes sustancias.En su trabajo con los ácidos y las bases (o álcalis), Richter observó que si semezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizaban, es decir, lamezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Estudió este fenómeno y midió lacantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidaddeterminada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones cuidadosasencontró que se requerían cantidades fijas y exactas.Figura 7. Usando papel impregnado de extracto vegetal (tornasol, por ejemplo) se puede identificar si un líquido tiene propiedades ácidas o básicas. 22
  21. 21. A partir de sus observaciones, y apoyándose en numerosos ejemplos, dedujo la llamadaLey de los pesos equivalentes, la cual fue enunciada en 1799 y dice: “Los pesos dedos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustanciason químicamente equivalentes entre sí”.Un ejemplo de ello es cuando queremos hacer agua de limón, pero todo depende de lascantidades: para una jarra de agua de limón (1 litro) se utilizan dos limones y ochocucharadas (soperas) de azúcar; pero si deseamos tener una agua de limón semi-agria,se utilizarán cuatro limones y ocho cucharadas de azúcar; y por último, para una jarra deagua agria se utilizan seis limones y ocho cucharadas de azúcar. Cabe hacer notar queesto se puede lograr variando las cantidades de azúcar y manteniendo la de los limones.Con estas suposiciones, y con ayuda de sus datos experimentales, Richter construyóuna tabla de pesos equivalentes.Tabla 1. Pesos equivalentes de Richter. Bases Ácidos Alúmina (Al2 O3) 525 Fluorhídrico (HF) 427 Amoniaco ( NH3) 672 Carbónico (H2CO3) 577 Cal (Ca O) 793 Muriático (HNO3) 712 Sosa (NaOH) 859 Oxálico (H2C2O4) 755 Potasa (KOH) 1605 Sulfúrico (H2SO4) 1000 Barita (Ba O) 2222 Nítrico (HNO3) 1404Datos tomados de Partington, 1959.La ventaja de estos cálculos es que permitían predecir las cantidades de sustancias quereaccionarían totalmente entre sí; por ejemplo, en la tabla 1 se observa que 1 605 partesde potasa (KOH) son neutralizadas por 427 partes de ácido fluorhídrico (HF), según lanomenclatura de la época, o por 577 de ácido carbónico. Como puedes imaginar, laposibilidad de predecir la cantidad de sustancia que reaccionaría con tal cantidad de otrasustancia era muy adecuada para la ciencia y la naciente industria química. ¿Cuál será la razón de que estas combinaciones químicas ocurran siempre en dichas proporciones?. Si un compuesto determinado está formado por dos elementos (o tres o cuatro). ¿Estos elementos estarán siempre presentes en el compuesto en las mismas proporciones?. ¿Variarán las proporciones de acuerdo con el modo de preparación?. 23
  22. 22. 1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS PROUST)Dos químicos se encontraban empeñados en demostrar si lo anterior (pesosequivalentes) era verdad. Claude Louis Berthollet (1748-1822) pensaba que uncompuesto formado por los elementos A y B podía contener una cantidad mayor de A sise preparaba utilizando un exceso de A.En contra de lo propuesto por Berthollet estaba la opinión de Joseph Louis Proust (1754-1826), quien al realizar un análisis cuidadoso demostró, en 1799, que el carbonato decobre contenía cobre, carbono y oxígeno en proporciones definidas en peso, sinimportar cómo se hubiera preparado en el laboratorio ni cómo se hubiera aislado de lasfuentes naturales. La proporción era siempre de 5.3 partes en peso de cobre porcuatro de oxígeno y una de carbono.Figura 8. Sintetizado en el laboratorio u obteniéndolo a partir de diferentes fuentes naturales, el carbonato de cobre siempre tiene la misma composición.Proust demostró que en muchos otros compuestos ocurría lo mismo. Así pues, formulóuna generalización llamada Ley de las proporciones constantes, la cual dice: “Loselementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertasproporciones constantes, independientemente de las condiciones bajo las que sehubiese formado el compuesto.” Esta generalización también se conoce como Ley deProust. 24
  23. 23. Figura 9. En este ejemplo se observa que al exceder la cantidad de alguno de los elementos. Las proporciones se mantienen (proporciones definidas).Habrás notado que en algunas tasas, en donde se sirvió café, se encuentran residuos deéste. ¿Cuál sería la causa?. ¿Existen proporciones?. 25
  24. 24. ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2 “LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES”ObjetivoDeterminar la proporción en que reaccionan el permanganato de potasio y el tiosulfatode sodio a partir de una serie de reacciones entre estas sustancias para comprobar laLey de las Proporciones Constantes.Cuestionario de conceptos antecedentes. 1) ¿Cuál es el enunciado de la Ley de las Proporciones Constantes? ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ 2) Explica con tus propias palabras la Ley de Proporciones Constantes ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________HipótesisRedacta una hipótesis que involucre las cantidades de sustancias reaccionantes.___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________¿Qué necesitas?Materiales Sustancias☞ 4 vasos para precipitado de 250 ml ☞ 50 gotas de permanganato de potasio 0.1 M☞ 2 goteros ☞ 50 ml de tiosulfato de sodio 0.1 M☞ 1 agitador de vidrio ☞ 20 gotas de ácido sulfúrico concentrado☞ 1 probeta de 100 ml ☞ 400 ml de agua 26
  25. 25. Prevención y seguridadLa indicada para trabajar con materiales de vidrio.Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todo en los tejidosdel cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contactocon los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños alaparato digestivo.Permanganato de potasio. Sólido cristalino color púrpura, fuerte oxidante, evítese elcontacto con la piel. Destruye las células de las mucosas, no se ingiera.Tiosulfato de sodio. Ligeramente tóxico, evítese su ingestión y el contacto con la piel.¿Cómo hacerlo?Numera los vasos del 1 al 4 y agrégales permanganato de potasio 0.1 M como se indica. Vaso 1 Vaso 2 5 ml 10 ml Vaso 3 Vaso 4 15 ml 20 ml Figura 10.Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico te puede causar graves quemaduras, sisufres algún derrame en la piel, lava inmediatamente con abundante agua y llamarápidamente a tu asesor o al responsable de laboratorio.Agrega una gota de tiosulfato de sodio 0.1 M al vaso numero 1, mueve con el agitador yespera unos cinco segundos para ver si desaparece o no el color. Continua agregandoel tiosulfato gota a gota y agitando, hasta que desaparezca el color rosado. Registra elnúmero de gotas de tiosulfato de sodio empleadas y repite el procedimiento con losvasos 2 al 4. 27
  26. 26. Registro de observacionesAnota las gotas de tiosulfato empleadas en cada vaso en la siguiente tabla. Número de vaso Tiosulfato de sodio (gotas) 1 ______________________ 2 ______________________ 3 ______________________ 4 ______________________Cuestionario de reflexión1) Divide las gotas de permanganato de potasio, entre las gotas de tiosulfato de sodio utilizadas para cada vaso. Vaso gotas de permanganato gotas de tiosulfato de sodio 1 5 ______ = ______ 2 10 ______ = ______ 3 15 ______ = ______ 4 20 ______ = ______2) ¿Por qué se puede demostrar la Ley de Proporciones Constantes con este experimento?_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ConclusionesContrasta tu hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 28
  27. 27. a) Composición centesimalUna aplicación de la Ley de Proust es el cálculo de la llamada composición centesimal1de un compuesto, esto es, el porcentaje en peso que representa cada elementodentro de la composición de un compuesto, porcentaje que se puede averiguar através de simples proporciones aritméticas.EjemploSe sabe que 18 g. de agua se forman por la reacción de 2 g de hidrógeno y 16 deoxígeno. ¿Cuál será la composición porcentual del hidrógeno y del oxígeno en dichocompuesto?. 18 g de agua 2 g de hidrógenoCálculo del porcentaje de hidrógeno 100 g de agua x g de hidrógeno 100 g de agua 16 g de hidrógeno = = 11.11 % 18 g de agua 18 g de agua 16 g de oxÍgenoCálculo de porcentaje de oxígeno 100 g de agua x g de oxÍgeno 100 g de agua 16 g de oxÍgeno = 88.88 % 18 g de aguaOtra aplicación de la Ley de Proust nos ayuda a decidir, con base en los datos delanálisis de una muestra, si ésta es de tal o cual compuesto.EjemploAl analizar dos muestras se encontró que la primera tenía 87 g de cloro y 16 g deoxígeno mientras que la segunda poseía 174 g. de cloro y 32 g de oxígeno. ¿Se trataráde la misma sustancia? Para dar respuesta a esta interrogante, trataremos de mostrar sitienen la misma composición porcentual o centesimal.Cálculo del porcentaje de oxígeno 87 g de cloro 16 g de oxÍgenoPrimera muestra: 100 g de cloro x g de oxÍgeno 100 g de cloro 16 g de oxÍgeno x = 18.39 % 87 g de cloro 1 Al hablar de composición centesimal se está hablando de la composición de cada elemento que se presentaría en 100 g de muestra del compuestos. 29
  28. 28. 174 g de cloro 32 g de oxÍgenoSegunda muestra: 100 g de cloro x g de oxÍgeno 100 g de cloro 32 g de oxÍgeno = 18.39 % 174 g de cloroPuesto que los porcentajes de oxígeno son iguales en ambas muestras, tomando encuenta la Ley de Proust, podemos afirmar que se trata de la misma sustancia.Cabe una pregunta:¿Por qué, toda muestra pura de sal común tiene 39% en peso de sodio y 61% de cloro?.1.1.4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (JOHN DALTON)A través de sus estudios sobre los gases, John Dalton (1766-1844) averiguó que doselementos pueden combinarse en más de una proporción, existiendo una gran variaciónen esas proporciones y que en cada variación se forma un compuesto diferente.Figura 11. John Dalton (1766-1844), científico inglés, cuyos trabajos sobre gases permitieron establecer la moderna teoría atómica.Para usar un ejemplo específico, consideremos la combinación del carbono y eloxígeno. Con un exceso de oxígeno, el carbono se quema para formar un gas denso,no tóxico e incombustible CO2 (bíoxido de carbono); sin embargo, si durante lacombustión no existe suficiente oxígeno, se forma un gas venenoso y combustible CO(monóxido de carbono). 30
  29. 29. ACTIVIDAD DE REGULACIÓNDe los siguientes elementos investiga cuáles son sus posibles combinaciones y qué seobtiene en cada una de ellas.Por ejemplo: del C + O2 se puede obtener: CO Monóxido de carbono CO2 Bióxido de carbono1) N + O2 _______________________ ____________________ _______________________ ____________________ ____________________2) H2 + O2 _______________________ ____________________ _______________________ ____________________ ____________________En el gas combustible se observó que tres partes en peso de carbono se combinan concuatro partes en peso de oxígeno (3:4). Por otro lado, tres partes en peso de carbono secombinan con ocho partes en peso de oxígeno (3:8) para formar gas no combustible. Enestos casos se comprueba que las diferentes cantidades de oxígeno que se combinancon una cantidad fija de carbono están relacionadas por números enteros sencillosUn análisis de estos compuestos revela que: en el gas no combustible (A), 1 g decarbono se combina siempre con 2.67 g de oxígeno; mientras que en el gas combustible(B), 1 g de carbono se combina siempre con 1.33 de oxígeno. Así pues: 31
  30. 30. Gas A (CO2) Gas B (CO) 2.67 g de oxígeno 1.33 g de oxígeno 1.0 de carbono 1.0 de carbono gas A 2.67 g de oxígeno 2 Por gramo de carbono, gas B 1.33 g de oxígeno 1con lo cual podemos ver que la relación de pesos de oxígeno que se combinan conun mismo peso de carbono es de 2:1.El enunciado general de hechos como los antes presentados, propuesto por Dalton en1803-1804, se llama Ley de las proporciones múltiples, la cual propone: “Cuando doselementos se combinan para formar más de dos compuestos, los diferentes pesosde uno que se combina con un peso determinado del otro guardan una relación denúmeros enteros sencillos”.A continuación te presentamos un ejemplo en donde se demuestra, conforme a los datosobtenidos, la Ley de las Proporciones Múltiples.Problema:Los elementos plomo y oxígeno forman dos tipos diferentes de compuestos. El primerocontiene 92.832% de plomo y 7.168% de oxígeno. En el segundo compuesto existe86.623% de plomo y 13.377% de oxígeno.Resolución:Según la ley, en los compuestos las masas de plomo que se combinan con una masaconstante de oxígeno deben estar en una relación de números enteros. Parademostrarlo, los cálculos se harán con base en un gramo de oxígeno. Así pues, sisuponemos que en 100 g del primer compuesto hay 92.832 g de plomo y 7.168 deoxígeno, la masa de plomo por un gramo de oxígeno será. 92.832 g de plomo 12.950892 g plomo/g oxígeno 7.168 g de oxígenoSimilarmente para el segundo compuesto: 86.623 g de plomo = 6.475518 g plomo/g oxígeno13.377 g de oxígeno 32
  31. 31. Es evidente que las masas de plomo que se combinan con un gramo de oxígeno estánen la relación 2:1.12.950892 2 = 6.475518 1 ¿Por qué será que aparecen estos números enteros cuando un elemento reacciona con una cantidad fija de otro para dar dos diferentes compuestos?.Estas dudas que aparecen como resultado del planteamiento de cada una de las leyesponderales se resuelven con la proposición de la existencia de los átomos de loselementos. Vayamos a este tema. 33
  32. 32. EXPLICACIÓN INTEGRADORANo olvides que en este tema vimos que: LAS LEYES PONDERALES son LEY DE LA LEY DE LAS LEY DE LAS CONSERVACIÓN LEY DE LOS PESOS PROPORCIONES PROPORCIONES DE LA MASA EQUIVALENTES CONSTANTES MÚLTIPLES (LAVOISIER) (PROUST) (DALTON) propuesta por menciona postula que dice que se menciona que que RICHTER DOS ELEMENTOS SE COMBINAN EN MÁS DE LA MATERIA NO SE UNA PROPORCIÓN SE CREA NI SE LOS ELEMENTOS DE TIENE UN COMPUESTO DESTRUYE, SINO UN COMPUESTO DIFERENTE SE TRANSFORMA SON CONSTANTES CÁLCULO PORCENTUAL DE ELEMENTOS EN UN COMPUESTO AL MEZCLAR UNA BASE Y UN ÁCIDO SE OBTIENEN CANTIDADES FÍSICAS Y EXACTAS 34
  33. 33. 1.2 TEORÍA ATÓMICA1.2.1 ASPECTO HISTÓRICOAl tratar de encontrar una explicación racional para las propiedades de los gases y lasleyes ponderales, John Dalton llegó a la conclusión de que la materia era sencilla yestaba constituida por pequeñísimos corpúsculos indestructibles que, en homenajea los filósofos griegos, llamó átomos. Esta teoría atómica se presentó por primera vezen una conferencia organizada por la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester el 21de octubre de 1803.La Teoría atómica propuesta por Dalton puede resumirse en los siguientes postulados:a) Toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles llamadas átomos.b) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, forma, peso y difieren de los átomos de cualquier otro elemento.c) La formación de un compuesto a partir de sus elementos consiste en la formación de “átomos compuestos”2. Es decir, si dos elementos A y B, forman un solo compuesto, éste se forma por combinación de un átomo de A con un átomo de B3 (AB).d) Las relaciones químicas son meras reagrupaciones de átomos.Es importante resaltar que Dalton propuso su modelo especulando cual sería el mássatisfactorio para comprender esas leyes empíricas de las combinaciones químicasestudiadas con anterioridad. Probablemente se preguntó cómo debería ser la materiapara presentar las relaciones de pesos que se obtenían. Dalton no fue el primero enespecular sobre la existencia de los átomos; sin embargo, las leyes ponderalesestudiadas lo obligaron a creer en la existencia de los átomos aunque no pudieran verse.Lo anterior se puede desprender de la siguiente cita tomada de su libro A New System ofChemical Phylosophy ( Un nuevo sistema de filosofía química).4Estas observaciones han conducido tácitamente a la conclusión, que parece haber sidoadoptada universalmente, que todos los cuerpos de una magnitud perceptible, ya sealíquidos o sólidos, están constituidos por un vasto número de partículas extremadamentepequeñas o átomos de materia, que se mantienen unidos mediante una fuerza deatracción que es más o menos potente, de acuerdo con las circunstancias...2 Los “átomos compuestos” posteriormente fueron llamados moléculas, aunque en la época de Dalton este término no tenía el significado actual.3 Pronto se demostró que esta suposición era falsa.4 Este texto puedes leerlo en Chamizo, J.A. 35
  34. 34. a) La teoría atómica y las leyes ponderalesCon base en las ideas anteriores, John Dalton pudo explicar de manera razonable lasobservaciones de los químicos de su época, como son:Ley de la conservación de la masa, la teoría podía explicar por qué la masa se conservaen una reacción química, ya que si cada átomo tiene su masa propia característica yéstos se reordenan, pero a la vez permanecen intactos durante una reacción química,entonces la masa total de los átomos reactantes es igual a la masa total de los átomosde los productos.Ley de las proporciones definidas o constantes, la explica al suponer que cadacompuesto está caracterizado por tener proporciones fijas entre los números de átomosde sus diferentes elementos constitutivos, como en el caso del compuesto de bióxido decarbono (CO2) contiene átomos de carbono y oxígeno en razón de 1:2, respectivamente,y como las masas de los átomos de carbono y de oxígeno son fijas, se deduce que lacomposición del bióxido de carbono en masa tiene que ser fija.Ley de las proporciones múltiples, supongamos que los átomos A y B forman dos tiposde compuestos. En uno de los compuestos (AB1) el átomo A se combina con un átomoB. En el supuesto (AB2), lo hace con dos átomos de B. Esto implicaría que la masa deB que se combina con una cantidad fija de A (digamos un gramo) debe ser doble en elsegundo compuesto que en el primero o, en otras palabras, que la relación entre lasmasas de B, por gramo de A, en los dos compuestos debe estar en relación de 2:1. Estoes lo que sucede con el bióxido de carbono, CO2 y el monóxido, CO.b) Pesos atomicos relativos (Masa atómica)5Como observamos, Dalton llamó átomos a las partículas últimas que forman a loscuerpos. Sin embargo, no pudo obtener la masa o el peso absoluto de cada uno deellos, problema resuelto indirectamente, al establecer los pesos relativos entre ellos. Asípues, empezó por la sustancia más ligera de todas las conocidas, el hidrógenogaseoso, al cual le asignó un peso de uno. Por lo tanto, los pesos relativos de todos losotros elementos tenía que ser mayores que éste; por ejemplo, se sabía que una parte enpeso de hidrógeno se combinaba con ocho partes en peso de oxígeno (1:8 para formaragua. Adoptando la regla de máxima simplicidad, Dalton supuso que la fórmula delagua era HO. De aquí concluyó que un átomo de oxígeno pesaba ocho veces más queuno de hidrógeno; razonando de esta manera, preparó una tabla de pesos atómicosrelativos, que presentó en 1803.Posteriormente, los trabajos de William Nicholson (1753-1815) y Antony Carlisle (1768-1840) acerca de la electrólisis de agua demostraron que la fórmula correcta del agua esH2O. Aún con esto, las relaciones en peso seguían siendo válidas, con lo cual se supusoque un átomo de oxígeno era ocho veces más pesado que dos átomos de hidrógenojuntos y, por lo tanto, 16 veces más pesado que un solo átomo de hidrógeno.5 Aunque masa y peso son dos conceptos diferentes, la masa relativa o el peso relativo son lo mismo. 36
  35. 35. Figura 12. Aparato empleado para la electrólisis del agua.Posterior a Dalton, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) empezó a determinar pesosatómicos con mejores y más avanzados métodos que los empleados por Dalton. Paraello empleó la Ley del calor específico enunciada por Pierre Louis Dulong (1785-1838) yAlexis Thérese Petit (1791-1820), la Ley del isomorfismo propuesta por EilhardtMitscherlich (1794-1863) así como la Ley de los volúmenes de combinación propuestapor Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)6. Su primera tabla de pesos atómicosapareció en 1828, diferenciándose de la tabla propuesta por Dalton en que la mayoría delos pesos atómicos propuestos no eran enteros, encontrándose que el peso atómico deloxígeno, con base en hidrógeno = 1, era de aproximadamente 15.9. La tabla de lospesos atómicos se debe, finalmente, al italiano Stanislao Cannizzaro (1828-1910). ¿Cuál es el peso o masa atómica del Hidrógeno(H) y del Oxígeno (O) según Dalton y Berzelius?. Actualmente ¿Cuál es el elemento que se considera como patrón?.Puesto que no era simple obtener los compuestos del hidrógeno con los otroselementos, se cuestionó si el hidrógeno era un patrón adecuado con el cualcomparar los pesos atómicos. Así pues, ya que el oxígeno podría combinarsefácilmente con muchos elementos y, por ello era simple determinar las proporciones decombinación, se pensó dar al oxígeno un peso atómico conveniente, por lo que su pesoatómico se transformó de 15.9 a 16.00. El patrón oxígeno = 16 se mantuvo hastamediados del siglo XX.6 No viene el caso presentar aquí en qué consisten estas leyes. Basta que sepas que constituyeron la base para que Berzelius calculara los pesos atómicos relativos. La explicación de su existencia se dará en fascículos posteriores. 37
  36. 36. Debido a que se descubrió la existencia de isótopos7, y al conocimiento de lasrelaciones que hay entre éstos y el peso atómico, en 1961 las organizacionesinternacionales, tanto de químicos como de físicos, acordaron adoptar como pesoatómico estándar, el del carbono-12, al que se le asignó, arbitrariamente, el pesorelativo de 12.00. Por lo tanto, el peso atómico de un elemento es un número que nospermite comparar el peso de un átomo de este elemento con el de un estándar dereferencia8. Los pesos atómicos son pesos relativos, pues no se refiere al peso o lamasa real de un átomo individual. Sin embargo, veremos que se puede definir unaunidad de masa muy conveniente y relacionada con sus pesos atómicos.1.2.2 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS9Los átomos son tan pequeños que es difícil compararlos con algún objeto familiar.Usando tres cifras significativas, la masa de un átomo de hidrógeno es 1.67 x 10-24 g, yla de un átomo de carbono, es 1.99 x 10-24 g. El uso de estas cantidades tan pequeñaspara expresar las masas de estos átomos resulta incómodo, ya que siempre nosinteresa comparar átomos entre sí, resulta conveniente usar sus pesos en unidades demasa atómica (conocida como uma, en donde 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g y sedefine como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12) en lugar de usargramos.Expresados en unidades de masa atómica, las masas de los átomos de hidrógeno,carbono y oxígeno son 1.0079 uma, 12.011 uma y 15.9994 uma, respectivamente, o sea,son numéricamente iguales a los pesos atómicos relativos.a) Masa Molecular (suma de moléculas)Las masas relativas de las moléculas se pueden expresar de la misma manera que enlos átomos. Las masas moleculares se obtienen sumando las masas atómicas (en uma)de todos los átomos presentes en la molécula, por lo que si tomamos las masasatómicas de la tabla periódica tenemos: 1 Número Atómico H Símbolo 1.008 Masa Atómica (uma) Masa molecular del H2 : 2 (masa atómica de H) = 2 (1.008 uma) = 2.016 uma7 Se llama isótopo a aquellos átomos que siendo del mismo elemento poseen diferente masa atómica.8 Hoy, cuando decimos que el peso atómico relativo del oxígeno es 15.9994, queremos decir que es 15.9994/12 veces más pesado que un átomo de carbono 12. Por ello, el peso atómico no tiene unidades. Sin embargo, la masa de un átomo sí tiene unidades, los gramos o, como veremos más adelante, las unidades de masa atómica.9 La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masa y los volúmenes de los reactivos y los productos que participan en una reacción. 38
  37. 37. 7 1 N H 14.007 1.008 Masa molecular del NH3 (Amonio) 1 (masa atómica del N) + 3 (masa atómica del H) 1 (14.007 uma) + 3 (1.008 uma) 14.007 + 3.024 uma = 17.031 umaMasa Fórmula (compuesto)En el caso de sustancias no moleculares, al sumar las masas atómicas de los átomosque se indican en una fórmula, se dice que se está calculando su masa fórmula,que es la masa de una unidad de fórmula en unidades de masa atómica.Ejemplo:La fórmula empírica del sulfato de aluminio es Al2(SO4)3.¿Cuál es su masa fórmula?, si los pesos atómicos son: 13 16 8 Al S O 27.00 32.00 16.00La fórmula Al2(SO4 )3 nos dice que dos átomos de Al están combinándose con tresgrupos SO4 (llamados sulfatos); por ello el número total de átomos de S es 3, de O = es3 x 4 = 12. En otras palabras, el Al2 (SO4)3 puede expresarse como Al2S3O12. Masa de dos átomos de Al = 2(27 uma) = 54.0 uma Masa de tres átomos de S = 3(32.1 uma) = 96.3 uma Masa de doce átomos de O = 12(16.0 uma) = 192.0 uma ___________ Masa fórmula del Al2 (SO4)3 = 342.3 uma Nota: El dato que se obtiene en este cálculo es expresado en uma. 39
  38. 38. b) Masa MolarDe la misma manera que los objetos se pueden contar por docena, los átomos secuentan por moles, en número muy grande, 6.02 x 1023. Este número se llama númerode Avogadro10; por lo tanto, un mol de átomos es igual a un número de Avogadro,es decir, 6.02 x 1023 átomos. ¿Por qué los átomos se cuentan en moles?.Los átomos son tan pequeños que en los trabajos de laboratorio no se podría trabajarcon dos o con 200 átomos. No se puede pesar cantidades tan minúsculas, incluso conlas balanzas más sensibles; es por ello que los químicos inventaron una unidad, el mol.Tal como se explicó anteriormente, la masa de un átomo de oxígeno es de 16.0 uma, entanto que un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos) de oxígeno tiene una masa de 16.0 g,como se demuestra al utilizar el factor de transformación de uma a gramos:Masa de un mol de O = Masa de un átomo de O (1 mol de átomo X 1 uma11) uma átomos g MO = 16 6.02 x 10 23 1.661 x 10 24 = átomo mol uma MO = 16 (1 g/mol) = 16 g/molEn otras palabras, a la masa de un mol de una sustancia se le llama masa molar.Por consiguiente, la masa molar en gramos de una sustancia es numéricamenteigual a su masa molecular (o su masa fórmula) en unidades de masa atómica. Ejemplo:Calcula la masa molar del ácido sulfúrico, H2SO4. 1 16 8 H S O 1.008 32.00 16.0010 En el fascículo 1 de Química I, ya hablamos de lo grande de este número; de la obra de Amadeo Avogadro lo hicimos en el fascículo 2 de Química I.11 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g/uma, la cual fue empleada como factor de equivalente. 40
  39. 39. En donde: Peso del H = 2(1.008 uma) = 2.016 uma Peso del S = 1(32.000 uma) = 32.000 uma Peso del O = 4(16.000 uma) = 64.000 uma _______________________________________ Masa molecular = 98.016 uma Por tanto, la Masa molar = 98.016 gObserva que el dato obtenido se expresa en gramos. Ahora sabes que un mol está formada por 6.023 x 1023 partículas y que además tiene una masa en gramos numéricamente igual a su masa molecular. Algunas aplicaciones de estas relaciones se muestran a continuación.Ejemplos1) Cálculo de moles de átomos-¿Cuántos moles de átomos de cobre existen en 3.05 g de cobre? 29 3.05 g de Cu (1 mol de átomos de Cu) = Cu 63.5 g de Cu 63.55 0.0480 mol de átomos de Cu2) Cálculo de átomos¿Cuántos átomos de azufre hay en una muestra de este elemento que pesa 10.0 g? 16 1 mol de átomos de S 6.023 x10 23 á tomos d S e S (10.0 g de S) 32.00 32.0 g de S 1 mol de átomos de S 1.88 x 1023 átomos de S 41
  40. 40. 3) Cálculo de gramos¿Cuántos gramos hay en 8.46 x 1024 átomos de flúor? 9 F 19.00 1 mol de átomos de F 19 g de F ( 8.46 x 1024 átomos de F) 23 = 6.023 x 10 á tomos deF 1 mol de átomos de F 267 g de F ACTIVIDAD DE REGULACIÓNRealiza los cálculos en tu cuaderno y anota, en los renglones los resultadoscorrespondientes.1) ¿Cuál es la masa molecular y molar de los siguientes compuestos? Compuestos Fórmula Masa Molecular Masa Molar Amonio NH3 ______________ _______________ Hexano C6H14 ______________ _______________ Nitrato de sodio NaNO3 ______________ _______________ Hidróxido de potasio KOH ______________ _______________ Hidróxido de bario Ba (OH)2 ______________ _______________ Hidróxiapatita de calcio Ca5(PO4)3OH ______________ _______________2) Calcula cuántos moles y átomos de plata (Ag) existen en un anillo que contiene 2.5 g de este material Moles de plata _______________________Átomos de plata ___________________3) Suponiendo que un recipiente contiene 2.231117 x 1024 átomos de aluminio (Al),¿Cuántos gramos pesará? Gramos de aluminio ________________________ 42
  41. 41. c) Fórmula química.En el lenguaje de la Química, toda sustancia pura conocida, ya sea un elemento o uncompuesto, tiene su nombre y su fórmula individual. Asimismo, cada fórmula químicatiene tres significados o interpretaciones: un significado cualitativo, uno cuantitativomicroscópico y uno cuantitativo macroscópico. Cualitativo, una fórmula expresa una sustancia; por ejemplo, H2O representa al agua; NaCl representa a la sal de mesa, etcétera. Cuantitativo microscópico, una fórmula molecular indica el número de átomos presentes en una molécula. Así la fórmula de la nicotina, C10H14N2 nos indica que en esta molécula existen 10 átomos de carbono, 14 de hidrógeno y dos de nitrógeno. Asimismo, la fórmula mínima nos indica la composición de una unidad fórmula; por ejemplo, la unidad fórmula del sulfato de potasio, K2SO4 , nos indica que en ese compuesto por cada dos átomos de potasio hay uno de azufre y cuatro de oxígeno. La fórmula empírica indica que la relación de átomos de K:S:O es de 2:1:4. Cualitativo macroscópico, La fórmula nos indica las relaciones de moles de átomos. Es decir, una fórmula molecular indica el número de moles de átomos de cada elemento presente en un mol de moléculas del compuesto; por ejemplo, la fórmula de la nicotina indica que un mol de moléculas de nicotina posee 10 moles de átomos de carbono, 14 moles de átomos de hidrógeno y dos moles de átomos de nitrógeno.En el caso de K2SO4, la fórmula empírica nos indica que un mol de unidades fórmulaconsta de dos moles de átomos de potasio, un mol de átomos de azufre y cuatro molesde átomos de oxígeno.Por tanto, la fórmula de una sustancia expresa el tipo y número de átomos que estánquímicamente combinados en una unidad de dicha sustancia. Hay diversos tipos defórmulas, entre ellas están:Una fórmula empírica12 expresa la relación más simple de números enteros entre losátomos en un compuesto, en tanto la fórmula molecular expresa el número real deátomos de una molécula, esto es, en la unidad más pequeña del compuesto.Cálculo de fórmulas a partir de datos experimentalesLa fórmula de un compuesto permite calcular muchos datos cuantitativos tales como lamasa molecular, la masa molar y la composición porcentual. ¿Te has preguntado alguna vez cómo fue posible saber que la fórmula del agua es H2O?. ¿Por qué el agua “normal” tiene como fórmula H2O y el agua “oxigenada” tiene la fórmula H2O2?.12 El término empírico se refiere a que se determina a partir de datos experimentales. 43
  42. 42. Para llegar a proponer la fórmula de cualquier compuesto es necesario realizarexperimentos que consisten en determinar los elementos que forman los compuestos, elporcentaje en peso de los elementos constitutivos del compuesto; la masa relativa decada elemento presente.Existen muchos métodos para obtener experimentalmente el porcentaje en peso de losdiversos elementos de un compuesto; entre éstos están los análisis por precipitación ypor combustiónFigura 13. Aparato empleado en el análisis por combustión de una sustancia. Cualquier cantidad de C o CO reacciona formando CO2; cuando pasa por el CuO, el H2 reacciona formando H2O.d) Fórmula mínima (empírica)Cuando se tiene el análisis de un compuesto, el cual fue obtenido de alguna forma ysiguiendo una serie de pasos, se logra obtener la fórmula del compuesto, a la cual se ledenomina fórmula mínima. Para llegar a tal se dan los siguientes pasos. 1) Tener los elementos expresados en tanto por ciento. 2) Calcular la masa (grs.) de los elementos. 3) Obtener el número de moles de cada uno de los elementos. 4) Obtener el número de átomos de cada uno de los elementos, para lo cual se debe dividir cada número resultante del paso anterior (c) entre el más pequeño. 5) Expresar la fórmula mínima, colocando primero los metales, posteriormente los no metales y por último el oxígeno.A continuación te presentamos un ejemplo:De acuerdo al análisis que se realizó a cierto gas, en el laboratorio, se encontró queestaba conformado por los siguientes gases: Nitrógeno (N) y Oxígeno (O), cuyoporcentaje era de 25.93% y 74.07% respectivamente. 44
  43. 43. Conforme a estos datos y siguiendo los pasos anteriores podremos saber cuál es lafórmula mínima de este gas.* Expresar los elementos en tanto por ciento Nitrógeno N = 25.93% Oxígeno O = 74.07%* Calcular la masa (grs.) de cada elemento, tomando como base 100 gr. del compuesto Nitrógeno N = 25.93 gr. Oxígeno O = 74.07 gr.* Obtener el número de moles. 1 mol de átomos de NPara el nitrógeno (25.93 g de N) = 1.852 mol de átomos de N. 14.00 g de Nitrógeno 1 mol de átomos de OPara el oxígeno (74.07 g de O) = 4.629 mol de átomos de O. 16.00 g de Oxígeno* Calcular la relación de átomos (dividir entre el más pequeño). Átomos de Nitrógeno 1852 . N= = 1 (2) = 2 1852 . Átomos de Oxígeno 4.629 O= = 2.5 (2) = 5 1852 .En caso de que la relación no sea de números enteros, se multiplica por un númeropequeño (2, 3, 4) para transformarla en números enteros. En nuestro caso, será 2.* Expresar la fórmula mínimaPor tanto, se obtiene la fórmula mínima de N2O5 (Pentóxido de nitrógeno o anhídrido nítrico) 45
  44. 44. ACTIVIDAD DE REGULACIÓNRealiza los cálculos en tu cuaderno y anota en los renglones los resultadoscorrespondientes.Determina la fórmula de una sustancia que está compuesta de 65 g de Carbono (C) y 35g de Oxígeno (O).Mol de átomos de Carbono _________________________Mol de átomos de Oxígeno _________________________Relación de átomosCarbono __________Oxígeno ____________________Fórmula mínima___________e) Formula molecularLa fórmula molecular de una sustancia siempre es un múltiplo entero de su fórmulaempírica. Para determinar la fórmula molecular de un compuesto, el químico tiene queproceder experimentalmente para conocer la masa molecular además de su fórmulamínima. En este sentido mencionaremos cuáles son los pasos para obtener la fórmulamolecular:1) Se calcula la fórmula mínima (se retoman los 5 pasos para obtener la fórmula mínima).2) Obtener la masa atómica de la fórmula mínima obtenida.3) Dividir la masa atómica experimental entre la masa atómica de la fórmula mínima.4) El número obtenido en el paso anterior multiplicarlo por la fórmula mínima, por tanto se obtiene la fórmula molecular.El siguiente ejemplo te mostrará cómo se usa la masa molecular con la fórmula mínimapara calcular la fórmula molecular.EjemploUn combustible licuado casero tiene como constituyente un determinado compuesto. Elanálisis de este compuesto muestra que contiene 85.69% de carbono y 14.31% dehidrógeno en peso. La determinación de su masa molecular da un valor de 55.9 uma.Calcula la fórmula molecular del compuesto. 46
  45. 45. 1) Calcular la fórmula mínima. 1 mol de C Para el carbono 85.69 g de C = 7.14 mol de C. 12.00 g de C 1 mol de H Para el hidrógeno 14.31 g de H = 14.31 mol de H. 1.00 g de HAl calcular la relación de moles tenemos que: 7.14 mol de C =1 7.14 mol de C 14.31 mol de H = 2.0 7.14 mol de CPor tanto, la fórmula mínima es: CH22) Obtener la masa atómica de la fórmula empírica.Por tanto, la masa fórmula es de 1(12.00) + 2(1.00) = 14.00 uma3) Obtener la fórmula empírica por molécula.La masa molecular es un múltiplo simple de la masa de la fórmula empírica,CH2 esto es,n (14.027 uma), donde n es un número entero.La masa molecular experimental es 55.9 uma . Por lo tanto, 55.9 uma por molécula = 3.99 aprox. 14.027 uma por fórmula empírica = 4 fórmulas empíricas por molécula4) Multiplicar el resultado anterior por la fórmula mínima Así pues, la fórmula molecular es: 4 (CH2) = C4H8. 47
  46. 46. ACTIVIDAD DE REGULACIÓNResuelve el siguiente problema y anota los resultados conforme se solicitan en la tabla.El análisis de un cierto insecticida, nos da la siguiente composición porcentual: Carbono(C) 24.7%, Hidrógeno (H) 2.06% y Cloro (Cl) 73.2%, con una masa molecular de 291uma. Calcula la fórmula molecular del compuesto. Fórmula Mínima Masa Atómica Fórmula Molecular Experimental 48
  47. 47. RECAPITULACIÓNAl revisar este esquema podrás realizar una síntesis sobre los conceptos másimportantes del capítulo CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO surgió con las LEYES encontrando PONDERALES explicación en la ta les como LEY DE LA LEY DE LOS PESOS LEY DE LAS LEY DE LASCONSERVACIÓN DE LA EQUIVALENTES PROPORCIONES PROPORCIONESMATERIA (LAVOISIER) (RICHTER) CONSTANTES (PROUST) MÚLTIPLES (DALTON) TEORÍA ATÓMICA (DALTON) menciona que la permitiendo la MATERIA ESTEQUIOMETRÍA se constituye de de la ÁTOMOS MASA MOLECULAR MASA FÓRMULA MASA MOLAR FÓRMULA QUÍMICA ya sea MÍNIMA MOLECULAR 49
  48. 48. ACTIVIDADES INTEGRALESEn este apartado queremos que pongas en práctica los conocimientos que has adquiridohasta el momento. Por tal motivo deberás dar respuesta a lo que se te solicita acontinuación:Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas.1. Una muestra de sal contiene 0.224 g de sodio y 0.346 g de cloro. Otra muestra de sal contiene 39.3% de sodio. Demostrar que lo anterior ilustra la Ley de las proporciones definidas.2. Analíticamente se determinó que una muestra de arena contenía 5.62 g de silicio y 6.40 g de oxígeno. Otra muestra de arena contenía 9.36 g de silicio y 10.64 g de oxígeno. Explicar en qué forma estos datos ilustran la Ley de las proporciones constantes.Ley de las proporciones múltiples.3. Cierto óxido de hierro contiene 77.7% de hierro en masa. Un óxido diferente contiene 69.9% de hierro de masa. Demostrar que la Ley de las proporciones múltiples se cumple realizando los siguientes cálculos: a) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el primer compuesto?. b) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el segundo compuesto?. c) ¿Cuál es la relación de los dos números encontrados? Expresa la relación utilizando números enteros.4. El fósforo y el cloro forman dos compuestos. En el compuesto uno, las masas de fósforo y cloro son 22.48% y 77.51% respectivamente; en el compuesto dos, estos valores son 14.88 y 85.12%. a) Calcula la masa en gramos del cloro que se combina con un gramo de fósforo en cada compuesto. b) Utiliza los valores obtenidos en a) para comprobar si se cumple la Ley de las proporciones múltiples. 50
  49. 49. Masa molecular5. La fórmula del insecticida DDT es C14H9Cl5. a) ¿Cuál es la masa molecular?. b) ¿La molécula del DDT es más pesado o más ligera que la molécula de insecticida lindano, C6H6Cl6?.6. Empleando hasta tres cifras significativas, expresa la masa de cada una de las siguientes sustancias en uma. a) un átomo de Cl b) un átomo de Al c) 200 átomos de B d) 6.023 x 1023 átomos de Ca7. La fórmula del controvertido edulcorante llamado sacarina es C7H5O3NS. a) ¿Cuál es su masa molecular?. b) ¿Cuál de las dos moléculas es más pesada, la sacarina o la sacarosa, C 12H22O11?.8. Si la masa de la potasa ó hidróxido de potasio (KOH) es 1.0 x 10-2 g, ¿cuál es la masa en gramos de un mol de potasa?Fórmula mínima9. Determina la fórmula mínima de un compuesto que presenta la siguiente composición centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%.10. A partir de los siguientes datos calcula la fórmula mínima de un compuesto que contiene 25.92% N y 74.07% O. 51
  50. 50. Fórmula molecular11.El análisis elemental del ácido acetilsalisílico, aspirina, es 60.0% de C, 4.48% de H y 35.5% de O. Si su masa molecular es 180.2 uma, ¿cuál es la fórmula molecular?.12. El compuesto paradicloro se empleó a menudo como bola de naftalina. Si su análisis es 49.02% de C, 2.743% de H, y 48.24% de Cl, y su masa molecular, 147.0 uma ¿cuál es su fórmula molecular?.Composición porcentual13. La progesterona es un compuesto común de la píldora anticonceptiva. Si su fórmula es C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual?.14. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea en grandes cantidades en la producción del papel. ¿Cuál es su composición porcentual?. 52
  51. 51. AUTOEVALUACIÓNCompara los resultados que obtuviste en tus actividades integrales con las respuestasque a continuación te presentamos.Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas:1. Al calcular el por ciento de los 2. La ley queda demostrada al comprobar componentes se encuentra que para Na que existe el mismo porcentaje de O y es de 39.3 % y para el Cl, 60.70 % en Si en ambas muestras. ambas muestras, y recordando la Ley de las proporciones definidas podemos concluir que son la misma muestra.Ley de las proporciones múltiples:3. 4. a) 22.3 a) 0.29 en el primero y 0.17 en el b) 30.1 segundo c) (debido a que la segunda b) El primer caso: 1/3 y en el segundo: proporción resultó fraccionaria) 1/6Masa molecular:5. 6. a) 354.24 u.m.a. a) 35.5 u.m.a. b) más pesado, ya que la masa b) 26.9 u.m.a. molecular de C6H6Cl6 = 290.7 u.m.a. c) 2.162 x 103 u.m.a. d) 2.41 x 1025 u.m.a.7. 8. a) u.m.a. a) 1.6611296 x 10-26 b) La sacarosaFórmula mínima:9. SCl 10. N2O5Fórmula molecular11. C13 H8 O8 12. C6H4Cl2Composición porcentual13. C, 69.90%; H, 14.56%; O2, 15.53% 14. Al, 15.78%; S, 28.07%; O,56.15% 53
  52. 52. 54
  53. 53. CAPÍTULO 2 ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA 2.1.1 Carga Eléctrica 2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos2.2 RADIACTIVIDAD 2.2.1 Antecedentes Históricos 2.2.2 Modelo Atómico de Rutherford 2.2.3 Modelo Atómico de Bohr 2.2.4 Configuración Electrónica2.3 FENÓMENOS NUCLEARES 2.3.1 Isótopos 2.3.2 Neutrón 2.3.3 Energía de Amarre 2.3.4 Fisión Nuclear 2.3.5 Fusión Nuclear 55
  54. 54. PROPÓSITOCon el estudio de este capítulo identificarás cómo se estableció la estructura del átomoy las aplicaciones que se dan en los cambios nucleares.Esto lo podrás lograr mediante la comparación de cada uno de los modelos atómicos,realizando ejercicios y experimentos relacionados con estos modelos, y, revisando lasprincipales características de los cambios nucleares.Lo cual te permitirá acercarte a una explicación sobre el comportamiento de la materia,además de que podrás comprender las ventajas y desventajas que implica el uso de laenergía nuclear tanto a nivel social como tecnológico. 57
  55. 55. CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA2.1.1. CARGA ELÉCTRICACuando se frota una regla de plástico sobre la piel o el cabello se observa que éstapuede atraer pequeños trozos de papel. Este fenómeno ya lo habían notado los griegos,aunque ellos no usaban reglas de plástico, sino barras de ámbar. Al frotarse con unpaño de lana, el ámbar, adquiere una carga eléctrica y, como la regla de plástico, puedeatraer objetos pequeños, como la paja; sin embargo no sólo el ámbar y la regla deplástico pueden adquirir carga eléctrica, también otros materiales, como el vidrio cuandose frota con tela de seda. Pero resulta que la carga que adquiere del vidrio es distinta ala del ámbar, puesto que entre ambos salta una chispa cuando se ponen en contacto (sila carga electrostática es muy grande).Durante mucho tiempo la electricidad se consideró como un fluido que pasaba de unmaterial a otro, lo que explicaba el porqué de la chispa. Posteriormente, por convención,se definió que la carga de una varilla de vidrio es positiva y que la de ámbar es negativa.En general, se considera que los cuerpos adquieren carga eléctrica cuando se frotan, locual se debe a que los electrones pasan de un cuerpo a otro. De este modo, loscuerpos adquieren carga positiva cuando pierden electrones y negativa cuando losgana. 59
  56. 56. . a) Cargas eléctricas de signo igual se repelen b) Cargas eléctricas de signo contrario se atraen Figura 14..Asimismo, si dos cuerpos adquieren la misma carga, pero de diferente signo, y se ponenen contacto, se volverán neutros porque sus cargas totales se redistribuyen de manerauniforme, y si estos cuerpos se encuentran separados, pero conectados por un trozo dealambre metálico, también se volverán neutros, lo cual demuestra que la carga es capazde fluir a través del metal. Al paso de la carga por un alambre se le llama corrienteeléctrica. ¿Cuál es la definición de carga eléctrica?.Por otra parte, las cargas no sólo pueden transportarse a través del metal, también lohacen a través de las disoluciones, aunque con mayor dificultad tanto en el aire como enel vacío, como se observa en los rayos o relámpagos. Un relámpago es una chispa quese forma porque la atmósfera adquiere una carga y la tierra adquiere otra diferente; lomismo sucede si acercamos varillas de diferente carga.Fue Michael Faraday (1791-1867), al estudiar sistemáticamente el paso de la corrienteeléctrica en soluciones (fenómenos electrolíticos), quien introdujo los términos de ion,ánodo y cátodo: el ion es la partícula cargada en disolución; el ánodo, la placa oelectrodo al cual se dirigen los iones negativos, y el cátodo, la placa o electrodo hacia elcual se dirigen los iones positivos. 60
  57. 57. ACTIVIDAD DE REGULACIÓNLa diferencia de cargas se puede comprobar fácilmente si haces un experimento comoel que se muestra en la figura 15.Materiales.☞ Barra de plástico.☞ Barra de vidrio.☞ Piel.☞ Tela (excepto lanas).☞ 2 globos (suspendidos por hilos).ProcedimientoFrota la barra de plástico con la piel y acércala al péndulo globo suspendido.Observarás que la barra atrae la esfera hasta hacer contacto con ella y después larechaza. Este fenómeno se explica porque al frotar la barra de plástico con la pieladquiere carga negativa; al hacer contacto con los globos se imparte carga negativa porcontacto y finalmente la rechaza porque cargas de igual signo se repelen. Al repetir elexperimento con la varilla de vidrio y la tela sucede el mismo fenómeno, pues al frotar lavarilla de vidrio con la tela adquiere carga positiva, y al hacer contacto con el globo letransfiere a éste la carga positiva; después la rechaza porque cargas de igual signo serepelen. Los globos se atraen cuando se toca uno con la varilla de plástico y otro con lade vidrio. Figura 15. Propiedades eléctricas de la materia y los dos tipos de carga. 61
  58. 58. Conclusiones.Anota en los renglones tus conclusiones.___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________2.1.2 TUBOS DE RAYOS CATÓDICOS ¿Cuál es la causa por la que un bulbo emite luz?. ¿Cómo funciona un cinescopio?.Si dos alambres se someten a un alto potencial eléctrico y después se acercan, surgiráuna chispa o un arco entre los dos; mas si sus extremos están dentro de un tubo devidrio sellado (figura 16), donde se hace un vacío casi completo, la descarga de unalambre a otro queda considerablemente atenuada. Esta descarga se llama rayoscatódicos, y provoca una débil luminiscencia amarillo-verdosa, a través de una pantallafluorescente. Figura 16. Tubo de rayos catódicos. 62
  59. 59. a) Características de los rayos catódicos.Fueron J. Plücker, Johann Hittorf y Williams Crookes quienes demostraron, en 1858, quelos rayos catódicos cuentan con las siguientes características:1. Producen luminiscencia en una pantalla fluorescente colocada en su trayectoria y paralela a ella.2. Se desplazan en línea recta, y se alejan del cátodo, a menos que los afecte una fuerza externa. Figura 17. Desplazamiento de un rayo catódico.3. Son desviados de su trayectoria por campos eléctricos y magnéticos, lo que demuestra que los rayos catódicos son de naturaleza negativa, puesto que son atraídos por el campo eléctrico positivo y repelidos por el negativo. Figura 18. Desviación de la trayectoria por la acción de un campo eléctrico. 63
  60. 60. 4. Producen sombras, lo cual demuestra que los rayos catódicos no atraviesan objetos sólidos. (figura 19). Figura 19. Los rayos catódicos producen sombras.5. Hacen girar un pequeño molinete, lo cual también demuestra que los rayos catódicos son partículas que tienen masa. Figura 20. Hacen girar un pequeño molinete.El estudio de los rayos catódicos demostró la existencia de partículas negativas, a lasque se llamó electrones, además de permitir el desarrollo de diversos aparatos de usocotidiano y científico, como el televisor, y los cinescopios de estos aparatos,descendientes de los primeros tubos de rayos catódicos. 64
  61. 61. Electrón (primer partícula subatómica)En 1895 Jean Perrin demostró en forma definitiva que la carga de rayos catódicos esnegativa, y dos años después, en 1897, descubrió que su velocidad eraaproximadamente igual a la décima parte de la velocidad de la luz y que suspropiedades no dependían de la composición del gas en el tubo de rayos catódicos.También en 1897, Joseph Thomson demostró, que los rayos catódicos son enrealidad corrientes de partículas negativas y adoptó para éstas el nombre deelectrones, propuesto en 1891 por Stoney.Para cuantificar la masa de los electrones, Thomson modificó el tubo de rayos catódicosde tal manera que los rayos pasaran a través de un colimador hasta llegar a una pantallade sulfuro de zinc colocada en el fondo del tubo, donde un campo eléctrico y otromagnético desviaban su trayectoria. Figura 21. Aparato usado por Thomson.En este experimento Thomson encontró que los rayos catódicos:a) Son partículas con masa y tienen carga.b) Son universales, ya que se encuentran en todas las sustancias.Robert Millikan llevó a cabo en 1909 el experimento de la gota de aceite mediante el cualencontró que la carga del electrón es de 1.6 x 10-19 coulombs. En este experimento,Millikan roció aceite dentro de un recipiente y observó que una gota del mismo entre dosplacas metálicas, tras someterla a la acción de los rayos X, se cargaba negativamente, yse aplicaba un alto voltaje la gota era atraída por una de las placas. 65
  62. 62. Figura 22. Experimento de la gota de aceite.A partir de la relación carga/masa del electrón y su carga se determinó que la masa delelectrón es de 9.1 x 10-28 g. Se sabe que la masa de un átomo de hidrógeno ( el másligero de todos los elementos) es casi dos mil veces más pesada que la del electrón, loque significa que las partículas catódicas forman parte de los átomos.Protón (segunda partícula subatómica).Cuando el tubo de rayos catódicos no está por completo al vacío puede generar unacorriente de partículas positivas (protones), las que en 1886 estudió por primera vezEugen Goldstein. Estos rayos positivos o rayos canales se producen al chocar los rayoscatódicos con los átomos gaseosos del tubo, colisión que produce iones positivos queviajan hacia el cátodo agujerado y lo atraviesan (figura 23). Figura 23. 66
  63. 63. Goldstein, por medio de un tubo de rayos catódicos que contenía hidrógeno y un discometálico perforado como cátodo, descubrió los rayos canales, que viajan en direcciónopuesta a los catódicos y tienen carga positiva. Estos tubos son el principio de losmodernos tubos mercuriales. La carga positiva reside en el protón, partículafundamental cuya carga es igual a la del electrón, pero de signo opuesto, y masacasi dos mil veces más grande que la del electrón. El protón es un átomo dehidrógeno que perdió un electrón.Tabla 2. Características del electrón y del protón. Carga eléctrica MasaPartícula g u.m.a.Electrón -1.6 x 10-19 -1 9.1 x 10-28 0.00055Protón +1.6 x 10-19 +1 1.67 x 10-24 1.00727En la primera década de nuestro siglo parecía claro que cada átomo contenía regionescon cargas positivas y negativas, la cuestión era saber cómo estaban distribuidas.d) Modelo atómico de ThomsonAl descubrir que los elementos emiten partículas minúsculas se tenía que descartar unade las suposiciones fundamentales de la teoría atómica de Dalton, la cual dice que“toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles, las cualesreciben el nombre de átomos”.Fue Joseph Thomson quien propuso el siguiente modelo: “El átomo es una esferacuyo diámetro mide 10-8 cm, tiene carga uniforme y positiva, dentro de la cual “flotan”electrones negativos, cuyo número es igual a la carga de la esfera, para que en suconjunto el átomo resulte neutro” Este modelo se conoce como pastel de pasas, dondela masa del pastel es la carga positiva y las pasas los electrones. De acuerdo con él, larotación de los electrones dentro de la carga positiva daría estabilidad al átomo. (Figura24) Figura 24. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Thomson. 67
  64. 64. ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 3 “PROPIEDADES ELECTROMAGNÉTICAS DE LA MATERIA”13Práctica de laboratorio (obligatoria).ObjetivoConocer las propiedades electromagnéticas de la materia, mediante experimentosdonde se manifiesten estas propiedades, para que comprendas que la materia tienecargas eléctricas.Cuestionario de conceptos antecedentesa) ¿Cómo se electriza un cuerpo? _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________b) ¿Cuáles son las propiedades eléctricas de la materia?_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________c) ¿A qué se le llama electrodo? __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________d) ¿Cuál es la naturaleza de los rayos catódicos? ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________e) ¿Cuáles son los tipos de carga eléctrica? _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Experimento IObjetivoConocer el mecanismo de electrización por frotamiento, para establecer que la materiatiene cargas eléctricas.13 A partir de este momento se te dará a conocer cuáles son las prácticas que deberás de realizar (en el laboratorio) para tener derecho al exámen de acreditación. Las prácticas estarán indicadas por la palabra OBLIGATORIA. 68
  65. 65. Hipótesis¿Por qué algunos cuerpos al ser frotados se atraen o se repelen? ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________¿Qué necesitas?☞ 1 Piel de conejo☞ 1 Barra de plástico☞ 1 Paño de seda☞ 1 Barra de vidrioPrevención y seguridadLa indicada para el trabajo en el laboratorio¿Cómo hacerlo?Frota la barra de plástico con la piel de conejo y acércala a unos trocitos de papel.Observa. Figura 25. Muestra la atracción Eléctrica por frotamiento. 69
  66. 66. Registro de observaciones1. ¿Qué sucede al acercar la barra de plástico a los pedacitos de papel?_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________2. ¿Qué se observa cuando se acerca la barra de vidrio a los trocitos de papel?_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________Experimento IIObjetivoConocer el mecanismo de electrifican por contacto, para establecer que la materia tienecargas eléctricas.Hipótesis¿Por qué algunos cuerpos adquieren cargas eléctricas al ponerse en contacto?___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________¿Qué necesitas?☞ 1 Piel de conejo☞ 1 Barra de plástico☞ 2 Péndulos electrostáticos con esferas¿Cómo hacerlo?Frota la barra de plástico con la piel de conejo y con ella toca la esfera de uno de lospéndulos; repite la operación con el otro péndulo. Enseguida acerca los dos péndulos. 70

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