TEORÍA ATÓMICA DE LA MATERIA

2. DESARROLLO DEL MODELO ATÓMICO-MOLECULAR DE LA MATERIA

 

 

 

2.2. Determinación de masas atómicas relativas

 

 

 

 

La interpretación de los datos volumétricos obtenidos a partir de las reacciones entre sustancias gaseosas permitió a los químicos del siglo XIX establecer las fórmulas correctas de muchos compuestos basándose en datos experimentales (y no en la regla de la máxima simplicidad, que no siempre funcionaba) y de este modo, como veremos a continuación, se pudieron comparar las masas de los átomos de los distintos elementos.

A.26. Al descomponer 0’81 g de bromuro de hidrógeno, se ha obtenido 0’80 g de bromo y 0’01 g de hidrógeno. Por otra parte, en el bromuro de hidrógeno (HBr), por cada átomo de hidrógeno hay un átomo de bromo. ¿Cuantas veces es mayor la masa del átomo de bromo que la del hidrógeno?

De acuerdo con los datos del enunciado, resulta que cada gramo de hidrógeno que reaccione lo hará con 80 g de bromo. Como la fórmula del bromuro de hidrógeno es HBr en N moléculas de HBr habrá los mismos átomos de bromo que de hidrógeno. Por tanto concluimos que la masa de cada átomo de bromo debe ser 80 veces mayor que la masa de cada átomo de hidrógeno.

El razonamiento también puede realizarse matemáticamente. En efecto, si llamamos:

mH = masa de un átomo de hidrógeno

mBr = masa de un átomo de bromo

NH = número de átomos de hidrógeno

NBr= número de átomos de bromo

y tomamos 80 g de bromo y 1 g de hidrógeno, tendremos que:

80 = mBr · NBr

1 = mH · NH

donde NBr corresponde al número total de átomos de Br presentes en esos 80 g. Análogamente, NH es el número total de átomos de hidrógeno presentes en 1 g de hidrógeno. En este caso sabemos que NBr = NH (la fórmula es HBr) luego dividiendo entre sí las dos ecuaciones anteriores, obtenemos finalmente que:

mBr = 80 mH

es decir, cada átomo de bromo tiene una masa 80 veces mayor que la de un átomo de hidrógeno.


A.27. Cuando se obtiene amoníaco, se comprueba que cada gramo de hidrógeno que reacciona lo hace con 4’67 g de nitrógeno. Por otra parte sabemos que en el amoníaco (NH3), por cada tres átomos de hidrógeno hay un átomo de nitrógeno. Con los datos anteriores, calculad cuantas veces es mayor la masa del átomo de nitrógeno que la del hidrógeno.

De los datos anteriores concluimos que la masa de un átomo de nitrógeno será 4’67 veces mayor que la masa de 3 átomos de hidrógeno (en el amoniaco, NH3, hay el mismo número de átomos N que grupos de 3H), luego el átomo de nitrógeno tendrá una masa 14 veces mayor que la del átomo de hidrógeno. (Fijémonos que, de acuerdo con la regla de la máxima simplicidad de Dalton, la fórmula del amoniaco sería NH y en ese caso hubiéramos obtenido un resultado incorrecto ya que nos habría conducido a que la masa del átomo de nitrógeno sería 4’67 veces mayor que la del átomo de hidrógeno).

Matemáticamente sería:


mN = masa de un átomo de nitrógeno
mH = masa de un átomo de hidrógeno
NN = número de átomos de nitrógeno
NH = número de átomos de hidrógeno


Si tomamos 4’67 g de nitrógeno y 1 g de hidrógeno, tendremos que:

4’67 = mN · NN
1 = mH · NH


donde NN corresponde al número total de átomos de nitrógeno presentes en esos 4’67 g. Análogamente, NH es el número total de átomos de hidrógeno presentes en 1 g de hidrógeno. De la fórmula NH3 sabemos que el número de átomos de hidrógeno existentes en el amoniaco será justo el triple que el número de átomos de nitrógeno, es decir: NH = 3 · NN . Sustituyendo nos queda:


4’67 = mN · NN
1 = mH · 3 NN

Dividiendo entre sí las dos ecuaciones y despejando, obtenemos finalmente que: mN = 4’67 · 3 mH. Es decir:

mN = 14 mH


La masa del átomo de nitrógeno es 14 veces mayor que la del átomo de hidrógeno.

Mediante experiencias semejantes a las que se desprenden de las actividades anteriores realizadas con otros muchos compuestos pronto se pudo constatar que el átomo más ligero de todos, de menor masa, era el de hidrógeno. Ello sugirió establecer una primera escala (en la actualidad es otra) de masas atómicas relativas tomando la masa del átomo de hidrógeno como unidad de esa escala. El símbolo que emplearemos para expresar la masa atómica relativa es Ar. De esa forma, el átomo de cloro, por ejemplo, tenía una masa atómica relativa Ar = 35’5 lo cual se interpreta diciendo que un átomo Cl tiene una masa 35’5 veces mayor que la masa de un átomo H (tomando este último como unidad de masa atómica).

A.28. Cuando decimos que la masa atómica relativa del oxígeno es 16, queremos decir que:
a) Un átomo de oxígeno tiene una masa de 16 g.
b) 16 átomos de oxígeno pesan 1 g.
c) Otra respuesta (especificar)

Rdo. Queremos decir que la masa del átomo de oxígeno es 16 veces mayor que la masa de un átomo de hidrógeno (que es la unidad de masa atómica a la que, para simplificar, nos referiremos en este curso).

Conocidas las masas atómicas relativas de los elementos y las fórmulas de los compuestos podemos calcular fácilmente las masas moleculares relativas (Mr) de estos últimos.

A.29. Buscando los datos necesarios, calculad la masa molecular relativa de:
a) Dióxido de carbono: CO2
b) butano: C4H10
c) sulfato de aluminio: Al2(SO4)3

Rdo. a) 44; b) 58; c) 342

A.30. ¿Que quiere decir que la masa molecular del agua es 18?

Rdo. Que una molécula de agua tiene una masa 18 veces mayor que la de un átomo de hidrógeno.

Una vez conocidas las masas atómicas relativas de los elementos, pueden utilizarse estas para determinar las fórmulas empíricas y moleculares de los compuestos químicos a partir de la composición de los mismos, tal y como vamos a ver a continuación.