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Cantidad de sustancia: el mol

por QuimicaLab | Jul 20, 2020 | NIVEL BÁSICO

Masa atómica y masa molecular

La masa atómica, M, es la cantidad de materia que posee un átomo; se puede calcular sumando las masas de todas las partículas que lo forman.

Al ser esta cantidad muy pequeña, el kilogramo resulta una unidad demasiado grande como para expresar su valor. Por ello, en 1961, la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) acordó utilizar un nuevo patrón, la unidad de másica atómica o Dalton (Da), que equivale a la masa de la doceava parte del átomo de carbono-12:

1 u = 1,66053886·10^-27 kg

Así, la masa del átomo de carbono-12 será de 12 u y 19,92646632·10^-27 kg.

No se debe confundir la masa de un átomo con la masa atómica relativa o media, que es la masa de los átomos de un elemento químico, que se calcula como la media ponderada de las masas de los isótopos de dicho elemento. Este valor es el que aparece en la tabla periódica.

La masa molecular es la masa de un compuesto químico y se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos que lo forman. Así la masa molecular del H₂SO₄, ácido sulfúrico, será de 2·1 + 32·1 + 4·16 = 98 u.

Concepto de mol. Número de Avogadro

En el laboratorio o en la industria se trabaja con cantidades grandes de masa de sustancias que se pueden medir con cierta facilidad y precisión con el uso de balanzas, y no como un átomo o una molécula. Es por ello que se necesita definir una unidad para expresar adecuadamente la cantidad de materia:

El mol es la cantidad de sustancia pura que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas o iones) como átomos hay en 12 g de carbono-12. Esa cantidad ha sido determinada en varios experimentos y se denomina número de Avogadro, N_A, en honor al científico italiano:

N_A = 6,022·10²³ partículas

Es decir, 1 mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de partículas lo que no implica que 1 mol de dos sustancias distintas tengan la misma masa.

De la definición de mol se deduce que la masa de 1 mol de átomos de carbono-12 es 12 g, es decir, coincide con la masa atómica del elemento expresada en gramos.

$\fn_cm \small \\Masa\ 1\ mol \ de\ C= 1\ \cancel{mol}\ \cdot \frac{6,022\cdot 10^{23}\cancel {\textup{\'{a}tomos}}}{\cancel{mol}}\cdot \frac {12\ \cancel{u}} {\cancel{\textup{\'{a}tomo}}} \cdot\frac{1,66053886\cdot 10^{-27}kg}{1 \ \cancel{u}}=$

$\inline \fn_cm \\= 0,012\ kg\ de\ C= 12\ g\ de\ C$

La masa molar, M, es la masa de 1 mol de átomos, moléculas, …., expresada en gramos por mol, g/mol. Su valor numérico coincide con la masa atómica o molecular de la sustancia considerada.

Cálculos de cantidad de sustancia o mol

La cantidad de sustancia o moles, n, que contiene una determinada masa se obtiene aplicando la expresión:

$\fn_cm \small n=\frac{m\ \left ( g \right )} {M \left (\frac{g}{mol} \right )}$

Calcula el número de partículas, la masa molecular y la masa molar que contienen 1 mol de átomos de N, 1 mol de moléculas de N₂ y 1 mol de H₂SO₄.

SOLUCIÓN

1 mol de …	Nº de partículas		Masa atómica/molecular	Masa molar, M
N	6,022 · 10²³ átomos		14 u	14 g/mol
N₂	6,022 · 10²³ moléculas	2 · 6,022 ·10²³ átomos	14 u · 2 = 28 u	28 g/mol
H₂SO₄	6,022 · 10²³ moléculas	7 · 6,022 ·10²³ átomos	1 u · 2 + 32 u · 1 + 16 u · 4 = 98 u	98 g/mol

En un recipiente se introducen 15 g de dióxido de carbono, CO₂. M = 12 g/mol; H = 1 g/mol. Calcula: a) Los moles de sustancia introducidos. b) ¿Cuántas moléculas de CO₂ y átomos de carbono y de oxígeno hay en el recipiente?

SOLUCIÓN

a) Primero hay que calcular la masa molar y luego aplicar la expresión de la cantidad de sustancia: M = 12 g/mol + 2 ·16 g/mol = 44 g/mol

$\fn_cm \small n = \frac{m}{M}=\frac{15\ g}{44\ g/mol}= 0,34 \ mol\ de \ CO_{2}$

b) ¿Cuántas moléculas de CO₂ y átomos de carbono y de oxígeno hay en el recipiente?

$\fn_cm \small n \ {\textup{mol\'{e}culas}} \ CO_2=0,34\ \cancel{moles} \cdot \frac{6,022\cdot 10^{23}\ {\textup{mol\'{e}culas}}} {\cancel{mol}}= 2,047\cdot 10^{23} \ {\textup{mol\'{e}culas}} \ CO_2$

$\fn_cm \small n \ {\textup{\'{a}tomos}} \ de \ C= 2,047 \cdot 10^{23} \cancel {{\textup{mol\'{e}culas}} \ CO_2} \cdot \frac{1\ {\textup{\'{a}tomo}}\ C} {\cancel {\textup{mol\'{e}cula}}}=2,047\cdot 10^{23} \ {\textup{\'{a}tomos}} \ de \ C$

$\fn_cm \small n \ {\textup{\'{a}tomos}} \ de \ O= 2,047 \cdot 10^{23} \cancel {{\textup{mol\'{e}culas}} \ CO_2} \cdot \frac{1\ {\textup{\'{a}tomo}}\ O} {\cancel {\textup{mol\'{e}cula}}}=2,047\cdot 10^{23} \ {\textup{\'{a}tomos}} \ de \ O$

Halla la masa de ozono, O₃, que contiene 10²⁵ átomos de oxígeno.

SOLUCIÓN

Sabiendo que la fórmula del ozono es O₃, se comienza calculando el número de moléculas que tiene esa cantidad de átomos:

$\fn_cm \small Numero\ de \ {\textup{mol\'{e}culas}} \ O_3= \frac{10^{25}\ \cancel{\textup{\'{a}tomos}} } {3\ \cancel{\textup{\'{a}tomos}} /{\textup{mol\'{e}cula}}}= 3,33\cdot 10^{24} \ {\textup{mol\'{e}culas}} \ O_3$

Se obtienen los moles de sustancia teniendo en cuenta el concepto de mol:

$\fn_cm \small n \ de\ O_3=\frac{3,33\cdot 10^{10}\ \cancel{\textup{mol\'{e}culas}}} {6,022\cdot 10^{23}\ \cancel{\textup{mol\'{e}culas}}\cdot mol^{-1}}= 5,53\ moles \ O_3$

Para obtener la masa se considera la masa molar de la sustancia:

M = 3·16 = 48 g/mol

$\fn_cm \small m=n\cdot M=5,53\ \cancel {moles}\cdot \frac{48\ g}{\cancel {mol}}=265,44\ g \ de\ O_3$

FUENTE: Física y Química 1º Bachillerato. Edelvives.

Esta forma de actuar en los ejemplos anteriores queda resumida en la siguiente imagen:

Qué es el remdesivir, el primer fármaco autorizado contra la COVID-19

por QuimicaLab | Jul 5, 2020 | DIVULGACIÓN

El remdesivir es un profármaco (una sustancia inocua que se transforma en fármaco dentro del organismo cuando es metabolizada) antiviral. Pertenece a la familia de los análogos de los nucleótidos y actúa inhibiendo una enzima del virus indispensable para su multiplicación. Ha demostrado tener actividad in vitro contra el SARS-CoV-2.

Remdesivir

(2S)-2-{(2R,3S,4R,5R)-[5-(4-Aminopirrolo[2,1-f][1,2,4]triazin-7-il)-5-ciano-3,4-dihidroxitetrahidrofuran-2-ilmetoxi]fenoxi-(S)-fosforilamino}ácido propiónico 2-etilbutiléster

Un nuevo químico para la COVID-19

por QuimicaLab | Jun 17, 2020 | DIVULGACIÓN

Un fármaco “barato y de fácil acceso” contra el coronavirus reduce el riesgo de muerte en los pacientes con ventilación asistida. Es la dexametasona que es un potente glucocorticoide sintético con acciones que se asemejan a las de las hormonas esteroides.

Actúa como antiinflamatorio e inmunosupresor. Su potencia es de unas 20-30 veces la de la hidrocortisona y 4-5 veces mayor que la prednisona.

Dexametasona

9-fluoro-11β,17,21-trihidroxi-16a-metilpregna-1,4-dieno-3,20-diona

Leyes de los gases

por QuimicaLab | Jun 12, 2020 | NIVEL BÁSICO

Los experimentos realizados en 1662 por el científico inglés Robert Boyle lo llevaron a establecer que el volumen de una masa determinada de aire es inversamente proporcional a la presión que se ejerce sobre ella; es decir, si se duplica la presión, el volumen se reduce a la mitad. Boyle no especificó que sus experimentos los había realizado a temperatura constante.

En 1676, el francés Edme Mariotte encontró los mismos resultados y aclaró que para que la ley sea válida la temperatura debía ser constante. Estos resultados, válidos para cualquier masa de gas a temperatura constante, se conocen como ley de Boyle-Mariotte, según la cual el volumen de una determinada masa de gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión de ese gas. Su expresión matemática es:

$\fn_cm P.V=k_{1}$

donde k₁ es una constante.

Para una muestra de un gas bajo dos conjuntos de condiciones distintas a temperatura constante, tenemos:

$\fn_cm P_{1}.V_{1}=P_{2}.V_{2}$

donde V₁ y V₂ son los volúmenes sometidos a las presiones P₁ y P₂, respectivamente.

La teoría cinética justifica esto porque considera que las partículas, al moverse en un espacio menor, chocan con mayor frecuencia con las paredes del recipiente, lo que se traduce en una mayor presión.

FUENTE: Wikipedia

La ley de Charles y Gay-Lussac, o ley de los volúmenes, fue descubierta en 1787. Se dice que, para un gas ideal a presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta (en kelvin). Se denomina así debido a que los científicos franceses Jacques Charles y Joseph Gay-Lussac, estudiaron de forma simultánea el efecto de la temperatura sobre el volumen de un gas. Sus estudios demostraron que, a una presión constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae al enfriarse.

$\fn_cm {\frac {V}{T}}=k_{2}$ donde k₂ es una constante.

Para una muestra de un gas bajo dos conjuntos de condiciones distintas a presión constante, tenemos:

$\fn_cm {\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}$

donde V₁ y V₂ son los volúmenes de los gases a las temperaturas T₁ y T₂ (ambas en kelvin), respectivamente.

La teoría cinética molecular justifica este comportamiento, dado que si aumenta la temperatura, aumentan la energía cinética de las partículas y su frecuencia de impactos con las paredes del recipiente. Esto se traduce en un aumento de la presión.

FUENTE: Wikipedia

La ley de Gay-Lussac postula que las presiones ejercidas por un gas sobre las paredes del recipiente que lo contienen son proporcionales a sus temperaturas absolutas cuando el volumen es constante.

$\fn_cm {\frac {P}{T}}=k_{3}$

donde k₃ es una constante

Para una muestra de un gas bajo dos conjuntos de condiciones distintas a volumen constante, tenemos:

$\fn_cm {\frac {P_{1}}{T_{1}}}={\frac {P_{2}}{T_{2}$

La teoría cinética justifica este comportamiento, dado que, si aumenta la temperatura, aumentan la energía cinética de las partículas y su frecuencia de impactos con las paredes del recipiente. Esto se traduce en un aumento de la presión del gas en el interior del mismo.

FUENTE: Wikipedia

Deducción
Leyes de	Boyle	Charles	Gay-Lussac	1	2	3
Ecuaciones	$p\ V=k_{1}$	$V=k_{2}\ T$	$p=k_{3}\ T$	$k_{4}=k_{2}\ k_{3}$	$k_{5}=k_{1}\ k_{4}$	$K={\sqrt {k_{5}}}$
Multiplicando		$p\ V=k_{2}\ k_{3}\ T^{2}$
Sustituyendo		$p\ V=k_{4}\ T^{2}$
Multiplicando	$(p\ V)^{2}=k_{1}\ k_{4}\ T^{2}$
Sustituyendo	$(p\ V)^{2}=k_{5}\ T^{2}$
Despejando	${\frac {(p\ V)^{2}}{T^{2}}}=k_{5}$
Simplificando	${\frac {p\ V}{T}}={\sqrt {k_{5}}}$
Sustituyendo	${$ ${\frac {p\ V}{T}}=K$

Ecuación general de los gases:

${\frac {p\ V}{T}}=K$

$\fn_cm R= 8,314472 \cdot\frac {J}{K\cdot mol}=0,082 \cdot\frac {atm \cdot L}{mol\cdot K}=1,98 \cdot \frac {cal}{mol\cdot K}$

FUENTE: Wikipedia

La ley de los gases ideales, como una combinación de la ley de Boyle y la ley de Charles deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.

El estado de una cantidad de gas se determina por su presión, volumen y temperatura. La forma moderna de la ecuación relaciona estos simplemente en dos formas principales. La temperatura utilizada en la ecuación de estado es una temperatura absoluta: en el sistema SI de unidades, kelvin, en el sistema imperial, grados Rankine.

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

$PV=nRT$

Símbolo	Nombre
$P$	Presión absoluta
$V$	Volumen
$n$	Moles de gas
$R$	Constante universal de los gases ideales
$T$	Temperatura absoluta

FUENTE: Wikipedia

Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals.

$\fn_cm \left(P+{\frac {an^{2}}{V^{2}}}\right)(V-nb)=nRT$

Símbolo	Nombre
$P$	Presión del gas
$V$	Volumen del gas
$n$	Número de moles de gas
$R$	Constante de gases
$T$	Temperatura del gas

a y b son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.

FUENTE: Wikipedia

Leyes fundamentales y teoría atómica

por QuimicaLab | Jun 8, 2020 | NIVEL BÁSICO

Antoine Lavoisier haciendo sus experimentos

Ley de Lavosier o de conservación de la masa, publicada en el 1.774

Se suele aceptar que la química se convirtió en una disciplina académica durante la vida del científico francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), considerado como el padre de la química moderna.

Entre sus contribuciones más destacadas está la ley de conservación de la materia:

En un sistema aislado la masa se mantiene constante, lo que implica que la masa total de reactivos es igual a la masa total de las sustancias que se obtienen tras la reacción.

$\fn_cm \small \sum m_{reactivos}=\sum m_{productos}$

Es decir, la masa ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.

En un sistema cerrado (es decir, sin intercambio de materia con el exterior), la masa total de las sustancias existentes no cambia aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas. Esta ley estaba basada en las observaciones experimentales de Lavoisier.

El principio de conservación de la masa conduce a Lavoisier a la idea fundamental de ecuación química: la herramienta conceptual más útil de la química a partir de entonces.

El gran impulso que Lavoisier dio a la química se debe a la importancia concedida a la balanza: se convierte en el instrumento fundamental del laboratorio.

Se introduce un lenguaje cuantitativo, matemático, como había hecho Galileo en la Física dos siglos antes.

EJEMPLO 1

¿Qué cantidad de carbono reacciona con 16 g de O₂, si se obtienen 22 g de CO₂?

La reacción de combustión del carbono es:

$\fn_cm \small C\ (s) + O_2\ (g) \rightarrow CO_2\ (g)$

Aplicando la ley de Lavoisier, la suma de las masas de los reactivos ha de ser igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Por tanto:

Masa del carbono + masa del oxígeno = masa de dióxido de carbono

m_C+ 16 = 22 m_C = 22 – 16 = 6 g de carbono

EJEMPLO 2

Cuando 0.0976 g de Mg se calientan al aire se forman 0.1618 g de óxido de magnesio (MgO). ¿Qué masa de oxígeno se necesita en esta reacción? Respuesta: 0.0642 g de oxígeno.

EJEMPLO 3

Una barra de hierro al oxidarse aumenta su masa, mientras que un trozo de madera al quemarse y transformarse en ceniza pierde masa, ¿a qué se deben estos hechos?

Las reacciones en las que intervienen gases parecen contradecir la ley de Lavoisier, pero si se consideran las masas de los gases implicados, la ley se cumple.

El Fe se combina con O₂ del aire para formar óxido de hierro, y hay que tener en cuenta la masa de oxígeno. La madera desprende CO₂ y H₂O, que se pierden en la atmósfera, de ahí la pérdida aparente de masa en su combustión.

Joseph Proust

Ley de Proust, publicada en el 1.801

Cuando dos o más sustancias simples se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre manteniendo la misma proporción entre las masas, independientemente de las masas iniciales y del proceso seguido para obtener el compuesto:

$\fn_cm \small \frac{masa\ elemento\ 1}{masa\ elemento\ 2}=\ constante$

Por ejemplo, al analizar dos muestras de agua se obtienen estos resultados:

Masa de agua	Masa de hidrógeno	Masa de oxígeno
18 g	2 g	16 g
50 g	5,56 g	44,44 g

La relación entre masas es la siguiente:

$\fn_cm \small \frac{masa\ (H)}{masa\ (O)}=\frac{2\ g}{16\ g}=\frac{5,56\ g}{44,44\ g}=0,125$

Se analiza una muestra de 70 g de halita, mineral compuesto por cloruro de sodio, NaCl, y se obtienen 27,62 g de Na; el resto es Cl. Se evapora 1L de agua del mar y se obtIenen 35 g de NaCl, de los cuales 13,76 g son del elemento químico sodio. Comprueba si se cumple la ley de Proust.

SOLUCIÓN

Se calculan las masas de cloro en las muestras:

$\fn_cm \small \\ m_{Cl}\ halita =70\ g -27,62\ g = 42,38\ g \ de \ Cl \\ \\m_{Cl}\ agua\ del\ mar =35\ g -13,76\ g = 21,24\ g \ de \ Cl$

Se obtiene la relación entre masa de sodio y cloro en cada muestra:

Halita: $\fn_cm \small \frac{m\ de\ Na}{m\ de\ Cl}=\frac{27,62\ g}{42,38\ g}=0,65$

Agua de mar: $\fn_cm \small \frac{m\ de\ Na}{m\ de\ Cl}=\frac{13,76\ g}{21,24\ g}=0,65$

John Dalton

Ley de Dalton, publicada en el 1.803

Cuando dos sustancias simples se combinan, y al hacerlo pueden formar más de una sustancia compuesto, los pesos de una de ellas que se combinan con un peso fijo de la otra, guardan entre sí una relación dada por números sencillos.

La ley de Dalton se puede comprobar con los óxidos de nitrógeno:

Masa de N	Masa de O	Compuesto
14 g	32 g	NO₂
14 g	16 g	NO
28 g	16 g	N₂O

Analizando los datos vemos que el N y el O se combinan para formar, entre otros, dióxido de nitrógeno y óxido de nitrógeno. Si vemos la relación entre las masas de O combinados con los 14 g de N en la formación de los mismos observamos:

$\fn_cm \small \frac{m_O\ (NO_2)}{m_O \ (NO)}=\frac{32}{16}=\frac{2}{1}$

Es decir, fijada la cantidad de N (14 g), la relación entre las masas de O que reaccionan para formar los dos óxidos, es una relación de números enteros sencillos.

Lo mismo sucede entre el NO y el N₂O:

$\fn_cm \small \frac{m_O\ (NO)}{m_O \ (N_2O)}=\frac{16}{8}=\frac{2}{1}$

También se cumple si hacemos el análisis manteniendo constante la masa de oxígeno (16 g):

$\fn_cm \small \frac{m_N\ (NO)}{m_N \ (N_2O)}=\frac{14}{28}=\frac{1}{2}$

EJEMPLO

El hierro se combina con el oxígeno dando lugar a dos óxidos: el óxido de hierro (II) y el óxido de hierro (III). Se dispone de 100 g de hierro.

a) Calcula la masa de oxígeno necesario para la formación de cada óxido.

En el óxido de hierro (II), FeO, la masa de oxígeno viene dada por la expresión:

$\fn_cm \small M_O(FeO)=\frac{16 \ g \ O}{55,8 \cancel{\ g\ Fe}} \cdot 100\cancel{\ g \ Fe}=28,67\ g\ O$

Y en el óxido de hierro (III):

$\fn_cm \small M_O(Fe_2O_3)=\frac{48 \ g \ O}{111,6 \cancel{\ g\ Fe}} \cdot 100\cancel{\ g \ Fe}=43,01\ g\ O$

b) Demuestra que se cumple la ley de Dalton.

Se han tomado 100 g de hierro en los dos casos, si fijamos esta cantidad y comparamos las cantidades de oxígeno implicadas, vemos que la relación entre ellas es una relación de números enteros sencillos.

$\fn_cm \small \frac{m_O\ (FeO)}{m_O \ (Fe_2O_3)}=\frac{28,67}{43,01}=\frac{1}{1,5}=\frac{2}{3}$

Ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, publicada en el 1.809

Cuando se produce una reacción química en la que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen la reacción, guarda entre sí una relación dada por números sencillos.

Estudiando el comportamiento de los gases, Gay-Lussac, observó que al reaccionar un determinado volumen de oxígeno, 1 L, con dos volúmenes de hidrógeno, 2 L, se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, 2 L, siempre que las condiciones de presión y temperatura de todos los gases fueran las mismas.

$\fn_cm \small 1 \ V \ Ox \acute igeno\ +\ 2\ V\ Hidr \acute ogeno\rightarrow 2\ V\ Agua$

Como vemos la relación entre los distintos gases es una relación de números enteros sencillos.

Lo mismo comprobó con otros gases.

Teoría atómica de Dalton, publicada en el 1.810

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, propuesto en varios pasos entre 1803 y 1808 por John Dalton, aunque el autor lo denominó más propiamente “teoría atómica”.

El modelo permitió aclarar por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiométricas fijas (Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples). Por ejemplo 12 g de carbono (C), pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O₂) para formar monóxido de carbono (CO) o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar dióxido de carbono (CO₂).

Además, el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o de elementos.

Postulados principales de Dalton

Dalton postuló su teoría formulando una serie de enunciados simples:

La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa e iguales propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masa diferente. Comparando la masa de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad, propuso el concepto de peso atómico relativo.
Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos, guardan relaciones simples de números enteros y pequeños.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos.
Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian.
Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo: los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua (H₂O).
Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas simples. Por ejemplo: al formarse agua, la relación es de 2 a 1 (dos átomos de hidrógeno con un átomo de oxígeno).
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo: un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO₂).

Tabla con símbolos utilizados por Dalton

Insuficiencias del modelo

La hipótesis de John Dalton, que afirmaba que los elementos en estado gaseoso eran monoatómicos y que los átomos de los elementos se combinaban en la menor proporción posible para formar átomos de los compuestos, lo que hoy llamamos moléculas, generó algunas dificultades. Por ejemplo, Dalton pensó que la fórmula del agua era HO. En consecuencia de esto se realizaron cálculos erróneos sobre la masa y peso de algunos compuestos básicos.

En 1805, Gay-Lussac y Alexander von Humboldt mostraron que el agua estaba formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. En 1811, Amedeo Avogadro concretó la exacta composición del agua, basándose en lo que hoy se conoce como Ley de Avogadro y la evidencia de la existencia de moléculas diatómicas homonucleares. No obstante, estos resultados fueron ignorados en su mayor parte hasta 1860. Esto fue, en parte, por la creencia de que los átomos de un elemento no tenían ninguna afinidad química hacia átomos del mismo elemento. Además, algunos conceptos de la disociación de moléculas no estaban explicados en la Ley de Avogadro.

En 1860, en el Congreso de Karlsruhe sobre masas estables y pesos atómicos, Cannizzaro revivió las ideas de Avogadro y las usó para realizar una tabla periódica de pesos atómicos, que tenían bastante similitud con los actuales valores. Estos pesos fueron un importante prerrequisito para el descubrimiento de la Tabla periódica de Dmitri Mendeléyev y Lothar Meyer.

Hasta la segunda mitad del siglo XIX no aparecieron evidencias de que los átomos fueran divisibles o estuvieran a su vez constituidos por partes más elementales. Por esa razón el modelo de Dalton no fue cuestionado durante décadas, ya que explicaba adecuadamente los hechos, si bien el modelo usualmente nacido para explicar los compuestos químicos y las regularidades estequiométricas no podía explicar las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos tal como aparecieron en la tabla periódica de los elementos de Mendeleiev (esto solo sería explicado por los modelos que suponían que el átomo estaba formado por electrones dispuestos en capas). El modelo de Dalton tampoco podía dar cuenta de las investigaciones realizadas sobre rayos catódicos, que sugirieron que los átomos no eran indivisibles sino que contenían partículas más pequeñas cargadas eléctricamente.

FUENTE: https://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Dalton

Ley de Avogadro, propuesta en 1.811

Avogadro propuso la existencia de moléculas gaseosas formadas por dos o más átomos iguales. Según Avogadro, en una reacción química una molécula de reactivo debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula.

Debe existir, por tanto, una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre estas moléculas y las del producto.

Según la ley de los volúmenes de combinación esta misma relación es la que ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química. Por ello, debe de existir una relación directa entre estos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen.

La ley de Avogadro dice que:

En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de diferentes gases tienen el mismo número de moléculas.

También el enunciado inverso es cierto:

Un determinado número de moléculas de dos gases diferentes ocupan el mismo volumen en idénticas condiciones de presión y temperatura.

Esta ley suele enunciarse actualmente también como: “Un mol de diferentes sustancias contiene el mismo número de moléculas”.

El valor de este número, llamado constante de Avogadro es aproximadamente 6,023 × 10²³ y es también el número de átomos que contiene un mol de un elemento.

Para explicar esta ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los gases elementales más habituales eran diatómicas (hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, etc), es decir, que mediante reacciones químicas se pueden separar en dos átomos.

La ley de Avogadro no fue admitida inicialmente por la comunidad científica. No lo fue hasta que en 1860 Cannizzaro presentó en el primer Congreso Internacional de Química, el Congreso de Karlsruhe, un artículo (publicado en 1858) sobre la hipótesis de Avogadro y la determinación de pesos atómicos.

Con estas suposiciones, la justificación de la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac es bastante como se muestra en el siguientes ejemplo:

Síntesis del amoníaco

Experimentalmente se comprueba que tres volúmenes de dihidrógeno reaccionan con un volumen de dinitrógeno para dar dos volúmenes de amoníaco.

Esta reacción de síntesis del amoníaco precisa que cada tres moléculas de hidrógeno reaccionen con una molécula de nitrógeno dando lugar a dos moléculas de amoníaco. La molécula de dinitrógeno tiene que estar formada al menos por dos átomos, para que por lo menos uno de ellos entre a formar parte de cada molécula de amoníaco.

Si se supone que en un volumen de gas hay seis moléculas, tenemos como reactivos 18 moléculas de dihidrógeno (formadas por 36 átomos de hidrógeno en total) y 6 moléculas de dinitrógeno (formadas por 12 átomos de nitrógeno). Si se obtienen dos volúmenes de amoníaco (12 moléculas), cada molécula debe tener de fórmula NH₃.

FUENTE: https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Avogadro

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EJEMPLO 1

EJEMPLO 2

EJEMPLO 3

Ley de Proust, publicada en el 1.801

SOLUCIÓN

Ley de Dalton, publicada en el 1.803

EJEMPLO

Ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, publicada en el 1.809

Teoría atómica de Dalton, publicada en el 1.810

Ley de Avogadro, propuesta en 1.811

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