ÁTOMO DE DALTON

TAMAÑO Y MASA DE LOS ÁTOMOS - CONCEPTO DE MOL

LOS ÁTOMOS SON LAS PARTÍCULAS DE MATERIA DE LAS QUE ESTÁN HECHOS LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

PUEDEN ENTENDERSE COMO ESFERAS INALTERABLES E INDESTRUCTIBLES CARACTERIZADAS POR SU MASA.

LOS ÁTOMOS DE UN ELEMENTO QUÍMICO SON IDÉNTICOS ENTRE SÍ Y SE DIFERENCIAN DE LOS DE OTROS ELEMENTOS EN SU MASA.

daltonatomo bolaPRIMER MODELO DE ÁTOMO. ÁTOMO BOLA (DALTON, 1805)

¿QUÉ TAMAÑO TIENEN LOS ÁTOMOS?

 

Imagine 1m. Divídalo en 1000 partes y tendrá 1 milímetro

Imagine 1 mm. Divídalo en 1000 partes y tendrá 1 micrometro (micra)

Imagine 1 micra. Divídala en 1000 partes y tendrá un nanometro (nm)

El tamaño típico de un átomo es unas 10 veces más pequeño que 1 nm, es decir, 1 Angstrom

¿QUÉ MASA TIENEN LOS ÁTOMOS?

EL LENTO PROGRESO DURANTE LA PRIMERA MITAD DEL SIGLO XIX

De acuerdo con la idea de Dalton, la propiedad más importante de los átomos era su masa. Todos los átomos de un elemento tenían la misma masa. Los átomos de diferentes elementos tenían masas diferentes. Por tanto, desde un principio la determinación de la masa de los átomos se convirtió en objeto de estudio de los químicos.

La determinación de las masas de los átomos encierra dos problemas encadenados de muy difícil solución.

1º.- DETERMINACIÓN DE LA MASA RELATIVA DE LOS ÁTOMOS

Es decir pesar un átomo usando otro como "pesa" (como unidad de masa atómica, uma). En otras palabras, comparar las masas de los diferentes átomos.

Hemos visto que la aplicación de las ideas de Dalton a la Ley de las proporciones definidas permite comparar las masas de los átomos. Sin embargo no podemos pasar por alto que en el ejemplo utilizado dábamos por supuesto que se conocía las fórmulas de los compuestos que se obtenían al hacer reaccionar entre sí los elementos. Sin embargo la situación no era esa. En la primera mitad del siglo XIX los químicos no estaban seguros de las fórmulas de los compuestos. Por ejemplo Dalton creía que la fórmula del agua era HO.

Para solucionar este problema hubo que resolver dos cuestiones:

1.- Elegir la unidad de masa atónica (uma)

2.- Determinar experimentalmente las fórmulas de los compuestos químicos (no usar el Principio de Máxima Simplicidad de Dalton)

1.- Selección de la unidad de masa atómica (primera mitad del siglo XIX)

Parece lógico que la primera unidad de masa atómica que se escogiera fuera el átomo más ligero, el de hidrógeno. De esta manera todos los átomos tendrían masas atómicas relativas mayor que 1. Esa fue la primera opción que se tomó. Pero podrás comprobar que no ha sido la única. A lo largo del tiempo, con objeto de precisar su valor, la unidad de masa atómica ha ido cambiando. Sin embargo, tienes que tener en cuenta que la masa de un átomo de hidrógeno tienen un valor muy parecido a la de 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12.

 

2.- Determinación experimental de las fórmulas de los compuestos

Una vez adoptada la masa del átomo de hidrógeno como unidad de masa atómica, las masas atómicas relativas de los demás átomos pueden determinarse por aplicación de la Ley de las proporciones definidas de Proust (ahora lo verás). ¡Pero hay un problema!, para que todo funcione bien hay que conocer la fórmula de los compuestos que se forman al reaccionar los elementos químicos. Y este problema no es trivial. De hecho Dalton se equivocó.

 

Como habrás comprobado, Avogadro acierta en las masas atómicas del N y el O porque acierta en las fórmulas del agua y el amoniaco. ¿Cómo se consiguió la determinación experimental de las fórmulas de los compuestos químicos?. La interpretación de Avogadro exige aceptar lo que hoy conocemos como PRINCIPIO DE AVOGADRO y, a continuación aplicar la LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN que había descubierto Gay-Lussac.

Según el PRINCIPIO DE AVOGADRO "en volúmenes iguales de gases diferentes a igual presión y temperatura hay el mismo número de partículas"

Si lo piensas verás que es una afirmación un poco difícil de asumir. En otras palabras Avogadro viene a decir que en dos cajas del mismo volumen caben el mismo número de pelotas de ping-pong que de tenis. ¡Aunque las pelotas tengan distintos tamaños!. ¿Cómo es posible?. La solución es sencilla. Imagine que antes de meter las pelotas en la caja, introduce cada una de ellas en un globo inflado. En este caso en ambas cajas cabrán en mismo número de globos inflados, independientemente del tamaño de la pelota que tengan en su interior. En ambas habrá el mismo número de partículas de distinto tamaño porque las partículas no están en contacto entre sí. Esa es la cuestión.

Dalton creía que las partículas de los gases estaban en reposo y en contacto entre sí (modelo estático de gas). Razonando de esa manera no podía aceptar la afirmación de Avogrado. Por su parte Avogadro entendía que las partículas de los gases estaban muy separadas entre sí y se movían caóticamente (modelo cinético de gas). Al estar tan separadas no importaba el tamaño de las partículas de los gases. En volúmenes iguales (a igual P y T) debería haber el mismo número de partículas. La obcecación de Dalton ( y otros) retrasó el avance químico durante décadas.

Por su parte, Gay-Lussac estudió los cambios de volumen que tenían lugar en reacciones en las que intervenían los gases. Resultado de ello fue el descubrimiento de lo que hoy día se conoce como la LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN: "cuando reaccionan gases entre sí para formar un determinado compuesto, la relación entre los volúmenes que se combinan (medidos a igual presión y temperatura) es constante y puede expresarse mediante una relación de números enteros".

LA APLICACIÓN CONJUNTA DEL PRINCIPIO DE AVOGADRO Y LA LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN CONDUCE A DOS GRANDES DESCUBRIMIENTOS:

- LOS ELEMENTOS QUÍMICOS EN ESTADO GASEOSO ESTÁN FORMADOS POR MOLÉCULAS DIATÓMICAS

- SE PUEDEN DETERMINAR EXPERIMENTALMENTE LAS FÓRMULAS DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS

Una vez resuelto el tema de las fórmulas de los compuestos se pudieron determinar correctamente las masas atómicas relativas de los átomos. Este acuerdo se tomó en el primer Congreso químico (Karlsruhe, 1860). Cannizaro consiguió que las ideas de su maestro Avogadro fueran aceptadas 50 años después de ser propuestas.

Este enorme avance permitió ordenar los átomos según masas atómicas (lo veremos seguidamente)

2º.- DETERMINACIÓN DE LA MASA ABSOLUTA DE LOS ÁTOMOS (MOL)

¿CUÁL ES LA MASA DE UN ÁTOMO EXPRESADA EN gramos?

¿Qué significa que la masa atómica relativa del carbono sea 12? . Simplemente que la masa de un átomo de carbono es 12 veces mayor que la unidad de masa atómica. La masa de un átomo de carbono sería 12 uma.

¿Qué significa que la masa molecular relativa del oxígeno sea 32? Simplemente que una molécula de oxígeno es 32 veces más pesada que la unidad de masa atómica. La masa de una molécula de oxígeno es 32 uma.

¿Qué significa que la masa molecular relativa del agua sea 18? Simplemente que una molécula de agua es 18 veces más pesada que la unidad de masa atómica. La masa de una molécula de agua es 18 uma.

pero ¿CUÁL ES LA MASA DE 1 uma?

Para resolver el problema había que determinar la cantidad de partículas presentes en una cierta cantidad de materia, por ejemplo, el número de átomos de hidrógeno que hay en 1 g de hidrógeno, que debe ser el mismo que el de átomos de oxígeno en 16 g de oxígeno o el de átomos de nitrógeno en 14 g de nitrógeno, o el de moléculas de agua en 18 g de agua....... Esto es muy importante de aclarar y debe reflexionar sobre ello (hasta que no lo entienda no debe seguir).

Como se podía escoger cualquier cantidad de materia, se escogió una muy particular: aquella que coincide con la masa atómica o molecular (según que la partícula sea átomo o molécula) expresada en gramos. Al número de partículas (átomos, moléculas, ..) en esa cantidad de materia se le denominó MOL

Cuando se introdujo el concepto de mol no se sabía cuantas partículas contenía. Se sabían que era muchas pero no se sabía el número. Eso no le quitó utilidad. Para los químicos de la primera mitad del siglo XIX lo importante era saber que en un mol de dos sustancias hay el mismo número de partículas.

Durante la segunda mitad del siglo XIX, los químicos emprendieron una difícil investigación para determinar ese número: ¿Cuántas partículas hay en un mol de cualquier sustancia?.

El resultado fue asombroso. En un mol de cualquier sustancia hay 602213670000000000000000 partículas. Ese número, denominado NÚMERO DE AVOGADRO, es tan grande que solo podemos entenderlo mediante comparaciones. SI COLOCÁRAMOS UN MOL DE MONEDAS DE EURO, UNA ENCIMA DE OTRA, LA COLUMNA FORMADA TENDRÍA UNA ALTURA MAYOR QUE EL RADIO DE NUESTRA GALAXIA (VIA LÁCTEA).

Una vez conocido el valor del Número de Avogadro, fue fácil calcular el valor de la unidad de masa atómica (uma).

OJO: Hay que tener cuidado con los elementos que forman moléculas

En 1 g de hidrógeno hay 1 mol de átomos de hidrógeno, pero también medio mol de moléculas de hidrógeno

En 32 g de oxígeno hay 2 moles de átomos de oxígeno, pero también 1 mol de moléculas de oxígeno.

OJO: Cuando el compuesto no forme moléculas las sustituimos por la unidad fórmula (ej NaCl)

OJO: El concepto de mol se puede extender a todo tipo de partículas. No deja de ser un número y por tanto se le puede asignar a iones, electrones, ...personas

Trabajando con General Chemistry (Petrucci, Harwood, Herring)

Trabajando con General Chemistry (Petrucci, Harwood, Herring)

Capítulo 1

Physical vs. Chemical Change

Classification of Matter

Mixtures and Compounds

Paper Chromatography of Ink

Phases of Water

Capítulo 2

Alpha, Beta, and Gamma Rays

Rutherford Experiment

Atomic Notation

Isotopes

Mass Spectrometer

Practicando Quizes con General Chemistry Online

Videos de Academy Khan

Introductory Chemistry v.1 (cap 1)

Chem1 virtual textbook