TEORÍA DEL FLOGISTO
La teoría del flogisto, sustancia hipotética que representa la inflamabilidad, es
una teoría científica obsoleta según la cual
toda sustancia susceptible de sufrir combustión contiene flogisto, y el proceso
de combustión consiste
básicamente en la decadencia de dicha sustancia
Ley de Lavoisier
La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria, la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».1 Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química.
MASA ATÓMICA
La masa atómica es la masa de un átomo,
más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada.La masa atómica puede ser considerada
como la masa total de protones y neutrones (pues la masa de los electrones en el
átomo es prácticamente despreciable) en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento).
La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso
atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. La masa
atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio
ponderado en las abundancias de los isótopos. En el caso de muchos elementos
que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la
masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico
estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos bastos, pero
tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales. Para
elementos con más de un isótopo común, la diferencia puede llegar a ser de
media unidad o más (por ejemplo, cloro). La masa atómica de
un isótopo raro puede diferir de la masa atómica relativa o peso atómico
estándar en varias unidades de masa.
El peso atómico
estándar se
refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio
local de la corteza
terrestre y la atmósfera terrestre, como está determinado por
la Commission on Atomic
Weights and Isotopic Abundances (Comisión
de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC.2 Estos valores son los que están
incluidos en una tabla periódica estándar, y es lo que es más usado
para los cálculos ordinarios. Se incluye una incertidumbre
en paréntesis que
frecuentemente refleja la variabilidad natural en la distribución isotópica, en
vez de la incertidumbre en la medida.3 Para los elementos sintéticos, el isótopo formado
depende de los medios de síntesis, por lo que el concepto de abundancia isotópica natural no tiene sentido. En
consecuencia, para elementos sintéticos, el conteo total de nucleones del
isótopo más estable (esto es, el isótopo con la vida media más larga) está listado en paréntesis
en el lugar del peso atómico estándar. El litio representa un caso único, donde la
abundancia natural de los isótopos ha sido perturbada por las actividades
humanas al punto de afectar la incertidumbre en su peso atómico estándar,
incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales, como los ríos.
La masa atómica
relativa es un sinónimo
para peso atómico y está cercanamente relacionado a masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa
atómica), lamedia ponderada de las masas atómicas de todos los
átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados
por abundancia isotópica.4 Esto es usado frecuentemente como
sinónimo para peso atómico
relativo, y no es incorrecto hacer así, dado que los pesos atómicos
estándar son masas atómicas relativas, aunque es menos específico. La masa
atómica relativa también se refiere a ambientes no terrestres y ambientes
terrestres altamente específicos que se desvían de la media o tienen diferentes
certidumbres (número de cifras significativas) que los pesos atómicos estándar.
La masa isotópica
relativa es la masa relativa de un isótopo dado (más específica, cualquier núclido solo), escalado con el carbono-12 como exactamente 12. No hay otros
núclidos distintos al carbono-12 que tengan exactamente un número entero de
masas en esta escala. Esto es debido a dos factores: [1] la diferente masa de neutrones y
protones que actúan para cambiar la masa total en los núclidos con relaciones
protón/neutrón distintos al cociente 1:1 del carbono-12; y [2] no se encontrará un número exacto si
existe una pérdida/ganancia de masa diferente a la energía de enlace nuclear relativa a la energía de enlace
nuclear media del carbono-12. Sin embargo, puesto que cualquier defecto de
masa debido a la
energía de enlace nuclear es una fracción pequeña (menos del 1 %)
comparada con la masa de un nucleón (incluso menos comparado con la masa media
por nucleón en el carbono-12, que está moderada a fuertemente unido), y dado
que los protones y neutrones difieren en masa unos de otros por una fracción
pequeña (aproximadamente 0,0014 uma), la práctica de redondear la masa
atómica de cualquier núclido dado o isótopo al número entero más cercano,
siempre da el número entero simple del conteo total de nucleones. El conteo de
neutrones puede ser derivado por sustracción del número atómico.
MASA MOLECULAR
La masa
molecular o masa molecular relativa es un número que
indica cuántas veces la masa de una molécula de
una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular y sus elementos, se
calcula sumando todas las masas atómicas de dicho elemento. Su valor numérico
coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol. La masa molecular
alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol (N =
6,022·1023) de moléculas.
Cálculo de la masa molecular
La fórmula para calcularla es
la siguiente:
Masa molecular = masa atómica de
A * n.º de átomos de A + masa atómica de B * n.º de átomos de B...
Hasta que no queden átomos
diferentes.
La masa molecular se calcula
sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en
el caso del agua:
H2O, su masa molecular es:
Masa atómica del H:
1,00797 u, aproximadamente igual a (≈) 1 *
n.º de átomos de H: 2 + masa atómica del O: 15,9994 u ≈ 16 * n.º
de átomos de O: → 2 átomos de H x 1 átomo de
O = 2 u + 16 u = 18 u.
Si las cifras decimales son
mayores que 0,5, el número másico se aproxima a la unidad
entera siguiente. Ejemplo: el número másico del oxígeno es
15,9994 ≈ 16. Es decir, el número másico del O es 16.
Al igual que la masa atómica,
la masa molecular se expresa en unidades de masa atómica: Umas (u) o daltons (Da),
que son equivalentes. Los Da aportan la ventaja de poderse emplear para moléculas
mayores al aceptar un múltiplo, el kilodalton: kDa.
La masa molecular se calcula
de manera fácil sumando las masas atómicas. Por ejemplo la masa molecular del ácido sulfúrico:
H2SO4: H =
1,00797 Da; S = 32,065 Da; O = 15,9994 Da
H2 = 2 x
1,00797 Da = 2,01594 Da
S = 1 x 32,065 Da = 32,065 Da
O4 = 4 x
15,9994 Da = 63,9976 Da
Masa molecular = H2 + S + O4 =
2,01594 Da + 32,065 Da + 63,9976 Da = 98,07854 Da
REACCIÓN QUÍMICA
Una reacción química, cambio
químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una
o más sustancias (llamadas reactantes o
"reactivos"), se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces,
en otras sustancias llamadas productos. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos.
Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del
aire con el hierro de
forma natural, o una cinta de magnesio al
colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción
inducida.
Balanceo de ecuaciones químicas
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la
materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el
nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los
reactivos y en la segunda los productos de la reacción.
A + B C + D
Reactivos Productos
Para
equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos
los objetivos que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de
la conservación de la materia.
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la
ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en
· H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
· 5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las
formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N2O5 NHO3
· Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O).
Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5 2 NHO3
·
Para
el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el
primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
· Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido
nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Otros ejemplos
HCl + Zn ZnCl2 H2
2HCl + Zn ZnCl2 H2
KClO3 KCl + O2
2 KClO3 2KCl + 3O2
REACTIVO
En su uso más general y
amplio, un reactivo es aquello que provoca reacción.
Y en
Química se denomina reactivo a aquella sustancia que se emplea con el objetivo
de descubrir la presencia de otra sustancia. Un reactivo o sustancia
interacciona con otro a instancias de una reacción química y de ello resultan
otras sustancias que ostentarán propiedades, características y formaciones
diferentes que pasarán a ser denominados como productos o productos de una
reacción.
A los reactivos se los clasifica en función de
varias variables, entre las que se cuentan: propiedades físico químicas, la
reactividad en reacciones químicas y las características del uso del reactivo.
Mientras tanto, la clasificación más correcta depende de las características de
uso indicadas para el reactivo en cuestión, por lo tanto, al reactivo se lo
clasificará adecuadamente atendiendo entonces al uso para el cual ha sido
destinado. El uso al cual se encuentra destinado un reactivo es fácil de
descubrir, ya que normalmente viene indicado en el envase del reactivo que se
emplee.
Así es
que a los reactivos se los clasifica definitivamente de este modo: PB
(destinado a bioquímica), PA (destinado a aplicación de tipo analítico), QP (es
químicamente puro y se encuentra destinado a uso general dentro del
laboratorio) y DC (destinados a aquellas aplicaciones propias del análisis
clínico).
Por su
lado, el reactivo de examen o de evaluación será aquel reactivo que en
evaluaciones académicas resulta ser una instrucción por parte del creador de la
prueba y que está vinculado con la aplicación y los resultados, se evalúa su
reacción a razón de la veracidad de su resultado y en algunas situaciones
también se tendrá en cuenta su metodología de ejecución y de ello resultará un
porcentaje acumulativo y la calificación de la evaluación.
PRODUCTO
Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias, por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos.
REACTIVO LIMITANTE
El reactivo limitante es
el reactivo que en una reacción química determinada, da a conocer
o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una
concentración específica o limitante a la anterior.
Cuando una ecuación está
balanceada, la estequiometria se emplea para saber los moles de un producto
obtenido a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de
moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada.
Generalmente cuando se efectúa
una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades
estequiometricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su
ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente,
mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se
consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la
cantidad de éste determina la cantidad total del producto formado. Cuando este
reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen
parcialmente son los reactivos en exceso.
La cantidad de producto que se
obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la reacción.
El concepto de reactivo
limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más
costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción,
aprovechándose así al máximo.
REACTIVO EN EXCESO
Reactivo en exceso (R.E.)
Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en mayor proporción,
por lo tanto queda como sobrante al finalizar la reacción.
Reactivo limitante (R.L.)
Es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en menor proporción
y al agotarse limita la cantidad máxima del producto obtenido.
Ejercicio 1:
La combustión de monóxido de carbono (CO), produce dióxido de carbono
(CO2) de acuerdo a la siguiente reacción. (P.A.: C=12 , O=16)
2 CO + O2 → 2CO2
Si reaccionan 49 gramos de CO y 40 gramos de O2 .
Indicar quien es el reactivo en exceso y el reactivo limitante; además indicar
que cantidad de reactivo en exceso existe.
Solución: Tenemos que hacer usar la ley de proporciones definidas (Proust).
Rendimiento químico
En química,
el rendimiento, también referido como rendimiento químico y rendimiento
de reacción, es la cantidad de producto obtenido en una reacción química. Elrendimiento
absoluto puede ser dado como la masa en gramos o en moles (rendimiento
molar). El rendimiento fraccional o rendimiento
relativo o rendimiento porcentual, que sirve para medir la
efectividad de un procedimiento de síntesis, es calculado al dividir la
cantidad de producto obtenido en moles por el rendimiento teóricoen
moles:
Para obtener
el rendimiento porcentual, multiplíquese el rendimiento fraccional
por 100% (por ejemplo, 0,673 = 67,3%).
Uno o más
reactivos en una reacción química suelen ser usados en exceso. El rendimiento
teórico es calculado basado en la cantidad molar del reactivo limitante, tomando en cuenta la estequiometría de
la reacción. Para el cálculo, se suele asumir que hay una sola reacción
involucrada.
El rendimiento
teórico o ideal de una reacción química debería ser el 100%, un valor
que es imposible alcanzar en la mayoría de puestas experimentales. De acuerdo
con Vogel, los rendimientos cercanos al 100% son denominados cuantitativos,
los rendimientos sobre el 90% son denominados excelentes, los
rendimientos sobre el 80% muy buenos, sobre el 70% son buenos,
alrededor del 50% son regulares, y debajo del 40% son pobres.1 Los
rendimientos parecen ser superiores al 100% cuando los productos son impuros.
Los pasos de purificación siempre disminuyen el rendimiento, y los rendimientos
reportados usualmente se refieren al rendimiento del producto final purificado.
ÁTOMO
Del latín atŏmum, un átomo es la cantidad menor de un elemento químico que tiene existencia propia y
que está considerada como indivisible. El
átomo está formado por un núcleo con protones y neutrones y por
varios electrones orbitales, cuyo número varía según el
elemento químico.
No obstante, además de los elementos
que lo componen, es importante subrayar que todo átomo cuenta con una serie de
propiedades que son fundamentales tener en cuenta a la hora de trabajar con él.
En este caso, nos encontramos con el hecho de que las mismas son el tamaño, la
masa, las interacciones eléctricas que se establecen entre electrones y
protones o los niveles de energía.
El átomo también es denominado como la partícula fundamental, gracias a su característica de
no poder ser dividido mediante procesos químicos. A partir de los siglos XVI y XVII, con el
desarrollo de la química,
la teoría atómica comenzó a avanzar con certezas que, hasta entonces, eran
imposibles de obtener.
Los químicos lograron descubrir que
cualquier líquido, gas o sólido podía descomponerse en distintos elementos o
constituyentes últimos (por ejemplo, cada molécula de agua está formada por dos
átomos de hidrógeno y uno de oxígeno: H2O). John Dalton fue
quien demostró que los átomos se unían entre sí de acuerdo a ciertas
proporciones definidas.
Sin embargo, también han existido otros
autores que, de manera profunda e intensa, han dejado su huella en el estudio y
análisis de los átomos. Este sería el caso, por ejemplo, del científico
británico Joseph John Thomson. Este pasó a la historia no sólo como el inventor
del espectómetro de masa sino también como el descubridor de dos elementos
fundamentales: los isótopos y el electrón.
El físico neozelandés Ernest
Rutherford, el danés Niels Bohr o el francés Louis-Victor de Broglie son otros
de los científicos que, a lo largo de la historia, han desarrollado sus propias
teorías y modelos atómicos con más o menor acierto y aceptación por parte de la
comunidad científica.
En este caso es importante subrayar el
papel del último físico citado ya que en el año 1929 obtuvo el Premio Nobel por
haber conseguido descubrir la naturaleza ondulatoria de lo que es el electrón.
Decíamos al comienzo de esta definición
que el núcleo atómico está compuesto por protones y neutrones. Los protones
tienen una carga energética positiva, mientras
que los neutrones no presentan carga. La diferencia
entre los distintos elementos químicos está dada por la cantidad de protones y
neutrones de sus átomos. Por otra parte, la cantidad de protones que contiene
el núcleo de un átomo recibe el nombre de número atómico.
La tabla periódica de los
elementos es una organización que permite distribuir los
distintos elementos químicos de acuerdo a ciertas características y criterios.
El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, que tiene
un único protón. Por eso aparece en el primer lugar de la tabla. El hidrógeno
es seguido por el helio, que presenta dos protones y
dos neutrones.
Además de todo lo expuesto no podemos
pasar por alto la existencia de una expresión coloquial que utiliza el término
que nos ocupa. Se trata de la expresión “en un átomo” que viene a ejercer como
sinónimo de “en la cosa más pequeña”.
Constante de Avogadro
Por número de Avogadro se
entiende al número de entidades elementales (es decir, de átomos, electrones, iones, moléculas) que existen
en un mol de cualquier sustancia. Pero veamos qué significa
esto.
Como mol se denomina a la unidad
contemplada por el Sistema Internacional de
Unidades que permite medir y expresar a una determinada cantidad de sustancia. Se trata de la unidad que emplean
los químicos para dar a conocer el peso de cada átomo, una cifra que equivale a
un número muy grande de partículas. Un mol, de acuerdo a los expertos, equivale
al número de átomos que hay en doce gramos de carbono-12 puro.
La ecuación sería la siguiente: 1 mol = 6,022045 x 10 elevado a
23 partículas.
Dicha cantidad suele redondearse como 6,022 x 10 elevado a 23 y recibe el nombre de
número de Avogadro (en ocasiones presentado como constante de Avogadro) en honor al científico de
nacionalidad italiana Amedeo Avogadro (1776-1856), quien también formuló la ley que afirma
que, en condiciones iguales de temperatura y presión, volúmenes idénticos de
gases diferentes poseen igual cantidad de partículas. La utilidad de la
constante de Avogadro radica en la necesidad de contar partículas o entidades
microscópicas a partir de medidas macroscópicas (como la masa).
No obstante, tampoco hay que olvidar el
nombre de otra serie de figuras científicas que, de un modo u otro, han
contribuido con sus teorías y estudios a consolidar la constante o número de
Avogadro. Entre aquellas se encontraría, por ejemplo, el físico galo Jean
Perrin que recibió el Premio Nobel en su área de trabajo gracias a los diversos
análisis que realizó teniendo como base la determinación de dicha constante.
Asimismo, también merece subrayarse el
papel tan importante que ejerció en su momento el físico y químico austríaco
Johann Josef Loschmidt que fue uno de los primeros estudiosos y teóricos de lo
que es el tamaño de las moléculas y la valencia atómica. En concreto, fue el
primer científico en llevar a cabo el cálculo del tamaño de las moléculas del
aire.
Tal fue la importancia que tuvo su
desarrollo de la teoría cinética de los gases, aunque contó con diversos
errores, que actualmente en el mencionado sector también es frecuente que se
hable de lo que se da en llamar constante de Loschmidt.
Es importante tener en cuenta que el
número de Avogadro es inmenso: equivale, por ejemplo, a todo el volumen de la Luna
dividido en bolas de un milímetro de radio.
El número de Avogadro, por otra parte,
permite establecer conversiones entre el gramo y la unidad de masa atómica.
Como el mol expresa el número de átomos
que hay en 12 gramos de carbono-12, es posible afirmar que la masa en gramos de
un mol de átomos de un elemento es igual al peso atómico en unidades de masa
atómica de dicho elemento.
Además de todo lo expuesto tenemos que
determinar que existen diversos métodos para medir lo que es el valor del
número de Avogadro. Así, nos encontramos, por ejemplo, con el sistema de
coulombimetría. No obstante, no es el único pues también existen otros más como
sería el caso del método de la masa de electrones, también llamada CODATA, o el
sistema de medición a través de la densidad del cristal haciendo uso de los
rayos X.
ESPERO LES GUSTE
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