TEORÍA ATÓMICA DE LA MATERIA
1.2. Contribución de la información química acumulada en la época de Dalton al establecimiento de la estructura atómica de la materia
1.2.4. Los cambios materiales en los procesos químicos. Ley de la conservación de la masa y ley de las proporciones constantes
Aunque el desarrollo inicial de la Química es confuso y relacionado, como es lógico, con las concepciones vigentes en la época (por ejemplo, la búsqueda de la “piedra filosofal” que permitiría transformar metales en oro o del “elixir de la eterna juventud”), el modelo atómico y molecular de la materia tuvo una gran importancia para explicar satisfactoriamente importantes hechos que se observaban al estudiar las reacciones químicas, algunos de los cuales veremos a continuación.
Una transformación química supone, según la teoría atómica de Dalton, una reordenación de átomos. Así, por ejemplo, el cloro puede reaccionar con el hidrógeno y dar una nueva sustancia, de propiedades diferentes, denominada cloruro de hidrógeno. Sin embargo, si el modelo corpuscular de la materia que estamos estudiando es válido, hay algo que debe permanecer: en cualquier transformación química que se realice en un recinto cerrado, los átomos presentes seguirán siendo los mismos aunque agrupados de forma diferente.
A.19. De acuerdo con la información contenida en el párrafo anterior sugerid alguna consecuencia respecto a las masas de las sustancias que intervienen en una reacción química.
Puesto que los átomos y moléculas tienen masa, si la reacción química se produce de manera que pueda considerarse un sistema cerrado (un sistema en el que no entra ni sale sustancia alguna desde o hacia el exterior), la masa total, en cualquier momento de la reacción, será la suma de las masas de los átomos y, por tanto, como sólo suceden reordenaciones de los mismos, debe permanecer constante. Esta consecuencia, que había sido formulada de una manera empírica unos años antes de la teoría atómica de Dalton, recibe el nombre de “Principio de conservación de la masa” :
La masa total de las sustancias que intervienen en una reacción química que se produce en un recipiente cerrado, es constante en cualquier momento del proceso.
Anteriormente hemos visto otros principios de conservación (como el de la cantidad de movimiento y el de la energía). Dichos principios son básicos en la ciencia. Tienen en común el establecer que: sean cuales sean los cambios que ocurran en el interior de un sistema aislado, habrá ciertas magnitudes como la cantidad de movimiento, la energía y la masa, del sistema que permanecerán constantes.
Esta idea de la conservación de la masa en los cambios químicos es, como hemos visto, una consecuencia necesaria de la estructura atómica y molecular de la materia. No obstante, se trata de un principio al que, históricamente, no fue fácil llegar. En el siglo XVIII se admitía todavía la existencia de sustancias sin peso o, incluso, con peso negativo. Una muy importante era el flogisto. Se trataba de una sustancia muy curiosa, a veces se la asociaba con el fuego, no se la podía ver, unas veces no tenía peso y otras tenía peso negativo. Para los químicos, la intervención del flogisto era esencial para explicar algunos cambios. En efecto, en aquella época a un “metal oxidado” se le llamaba CAL. Al calentar una CAL se puede producir un cambio químico y obtenerse un “metal puro”. Así, por ejemplo, si calentamos una cal de hierro (lo que hoy llamamos óxido de hierro) podemos obtener hierro. Este cambio se explicaba entonces diciendo que al calentar la CAL el flogisto que salía del foco calorífico entraba en ella y la convertía en metal puro. ¿Cómo explicaban entonces que el metal puro pesara menos que la cal? Admitían que el flogisto tenía peso negativo (ligereza).
La calcinación de un metal iba acompañada de aumento de peso
Antoine Lavoisier fue un científico francés que vivió durante el siglo XVIII. Estaba formado en varias ciencias y realizó importantes trabajos en química. Desde el principio se opuso a la teoría del flogisto y otras ideas químicas tradicionales. De hecho, fue una persona que aprovechó muchos de los resultados experimentales obtenidos por otros químicos aunque, eso sí, dándoles una nueva interpretación. Así, por ejemplo, para Lavoisier, la pretendida absorción de flogisto al calentar una CAL de un metal, correspondía en realidad a una pérdida de oxígeno, lo cual explicaba que el metal “puro” pesara menos que la CAL (óxido metálico) de la cual provenía.
Sus trabajos fueron decisivos en la superación de la teoría del flogisto. Sus conclusiones se extendieron a cualquier tipo de cambio químico afirmando que en todo sistema cerrado, aunque cambie la masa de algunos componentes, la masa total se debe conservar. A Lavoisier se le atribuye la publicación del primero de los libros de texto de química modernos. Es curioso que, a pesar de sus ideas revolucionarias en química, fuese finalmente guillotinado (1794) durante la revolución francesa acusado de conservadurismo político.
A.20. Las siguientes reacciones químicas parecen contradecir la conservación de la masa: a) Cuando se oxida un trozo de hierro pesa más después de oxidarse que antes b) Al añadir una pastilla efervescente a un vaso con agua, el peso final es menor que el inicial c) Al quemar un tronco de madera, la ceniza pesa menos que el tronco original ¿Se trata de excepciones a dicho principio? Sugerid posibles explicaciones.
Por supuesto, no se trata de excepciones, ya que en ninguno de los casos propuestos el sistema se encuentra cerrado. El clavo se oxida porque el hierro se combina con el oxígeno del aire, luego debe pesar más porque al final tendrá más masa (la de todo el oxígeno que se combinó con el hierro).
La pastilla efervescente, al entrar en contacto con el agua se disuelve y desprende un gas (dióxido de carbono); ese gas, tiene masa y, por lo tanto pesa, por lo que al escaparse al ambiente ocurrirá que el peso del vaso de agua con la pastilla disuelta será menor que el del vaso de agua y la pastilla entera. Análogamente sucede al quemar una madera ya que entonces se desprenden gases, vapor de agua y humo, que se escapan por la chimenea, por lo que las cenizas pesarán menos que la madera original.
INFORMACIÓN:
La combustión de la madera o el papel está acompañada de una disminución de peso si la experiencia se hace en un sistema abierto.
Pero si se hace en un sistema cerrado (urna) la combustión de la madera o el papel no provoca pérdida de peso.
INFORMACIÓN:
Una consecuencia del Principio de Conservación de la materia es que tengamos que ajustar las ecuaciones químicas. A cada lado de la ecuación química debe haber el mismo número de átomos de cada clase. La siguiente simulación le permitirá practicar el ajuste de ecuaciones químicas.
Al estudiar las transformaciones químicas los investigadores se dieron cuenta de otro hecho de especial importancia. Este consiste en que:
Siempre que se combinan dos sustancias, para dar otra sustancia nueva determinada, las masas que reaccionan se encuentran en la misma proporción (y análogamente sucede al descomponer un compuesto).
Este resultado se conoce como: Ley de las proporciones constantes y fue enunciado a principios del siglo XIX por el químico francés Proust.
Vale la pena detenerse un poco en intentar clarificar esta ley. Lo que nos dice es que, por ejemplo, cuando reaccionan el hidrógeno con el cloro para dar cloruro de hidrógeno HCl no lo pueden hacer en cantidades cualesquiera sino que siempre lo hacen en la misma proporción (en este caso, 1 g de hidrógeno por cada 35’5 g de cloro). Eso significa que si mezclamos, por ejemplo, 2 g de hidrógeno con 98 g de cloro y los hacemos reaccionar, no vamos a obtener 100 g de HCl sino tan solo 73 g de HCl y sobrarán 27 g de cloro que no se podrán combinar.
Fijémonos que esta ley es, en realidad, una consecuencia de la estructura atómica de la materia, ya que si ésta fuera continua, nada se opondría a que a partir de 2 g de hidrógeno y 98 g de cloro obtuviéramos 100 g de HCl. El hecho de que esto no suceda así se debe a que cada átomo de hidrógeno sólo puede unirse a uno de cloro para dar HCl, de modo que, una vez que se hayan combinado todos los átomos de hidrógeno existentes en esos 2 gramos iniciales, de nada nos servirá tener más cloro si ya no hay átomos de hidrógeno con lo que combinarse.
Si suponemos que partimos de hidrógeno y cloro en fase gaseosa y monoatómicos y que el cloruro de hidrógeno es HCl, el proceso podría representarse esquemáticamente como:
En cada uno de los rectángulos anteriores, las esferas verdes corresponden a átomos de cloro y las blancas a átomos de hidrógeno.
Como la molécula de cloruro de hidrógeno, HCl, está formada sólo por hidrógeno y cloro, la relación entre la masa de hidrógeno y la masa de cloro que reaccionan para dar el compuesto cloruro de hidrógeno, dependerá sólo de las masas de los átomos de hidrógeno y de cloro (que tienen un valor fijo cada una).
A.21. Si admitimos, como hemos hecho en el dibujo anterior, que la "fórmula molecular" del cloruro de hidrógeno es HCl y sabemos experimentalmente que cada gramo de hidrógeno que reacciona lo hace siempre con 35’5 gramos de cloro. ¿Qué consecuencias cabe esperar respecto a la relación existente entre las masas de un átomo de cloro y un átomo de hidrógeno?
Como se combinan uno con uno, podemos afirmar que en un gramo de hidrógeno hay los mismos átomos que en 35’5 gramos de cloro y, por tanto, que la masa de un solo átomo de cloro será 35’5 veces mayor que la de un solo átomo de hidrógeno. Por eso precisamente y porque cada átomo de cloro que se combina lo hace con uno de hidrógeno, se obtiene que la proporción de las masas en que se combinan es 35’5:1
A.22. El compuesto alcohol etílico reacciona con el oxígeno para producir dióxido de carbono y vapor de agua. Experimentalmente se comprueba que cuando 46’0 g de alcohol etílico reaccionan exactamente con 96’0 g de oxígeno, se forman 54’0 g de agua y una determinada cantidad de dióxido de carbono. a) Calculad la cantidad de dióxido de carbono que se ha formado. b) ¿Qué cantidad de oxígeno se necesitará para reaccionar totalmente con 8’0 g de alcohol etílico?
Rdo. Se formarán 88 gramos de dióxido de carbono y se precisarán 16,7 gramos de oxígeno.
