TEMA 6 TEORÍA ATÓMICO MOLECULAR DE LA MATERIA · ya se estudió en 3º y 4º de la ESO con ayuda...

FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACH___________________________________________ IES EL PARADOR

Referencia bibliográfica: Fís y Quím 1º de Bachillerato (Jaime Carrascosa y otros)

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TEMA 6

TEORÍA ATÓMICO MOLECULAR DE LA MATERIA

Como ya sabéis de lo que habéis estudiado en la ESO, la materia puede experimentar un

montón de cambios diferentes que los científicos han clasificado en dos tipos:

- Cambios físicos, en los que no cambia la naturaleza de las sustancias, como son los

cambios de estado, la dilatación/contracción por cambios en la temperatura, el

movimiento de los cuerpos, la transmisión de luz y sonido, cambios producidos por

la corriente eléctrica, etc.

- Cambios químicos, en los que desaparecen unas sustacias y en su lugar aparecen

otras nuevas, como ocurre en los procesos de combustión, de oxidación, en la

digestión de los alimentos, en la fabricación de metales a partir de sus óxidos,

cuando cocinamos los alimentos, etc.

El objetivo principal de la primera parte de este curso es estudiar las transformaciones

químicas. Comprender bien, y por tanto controlar, las transformaciones químicas tiene

muchas utilidades: fabricación de sustancias útiles (medicamentos, combustibles,

tejidos, materiales de construcción, alimentos, etc.), prevenir la contaminación,

controlar el funcionamiento de nuestro cuerpo, etc.

Para poder estudiar las transformaciones químicas es necesario comprender bien cómo

es posible que desaparezcan unas sustancias y en su lugar aparezcan otras nuevas. Esto

ya se estudió en 3º y 4º de la ESO con ayuda de la teoría atómico molecular de la

materia, que establece cómo nos imaginamos que es la materia por dentro.

La existencia de los átomos y de las moléculas se esableció a

principios del siglo XIX por John Dalton, científico inglés

considerado como el padre de la teoría atómico molecular. Vamos a

repasar los fenómenos relacionados con el comportamiento de la

materia que permitieron el establecimiento de la teoría atómico

molecular, a la vez que profundizaremos en algunos de ellos ahora

que estamos más preparados que en cursos anteriores.

ESTABLECIMIENTO DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA

DE LA MATERIA

Contribución del estudio de los gases al establecimiento de la

estructura molecular de la materia.

Los diferentes gases que existen tienen un comportamiento físico muy parecido entre

ellos. Sin embargo, los sólidos y los líquidos presentan una enorme variedad en sus

propiedades. Es por ello por lo que las primeras concepciones científicas sobre la

estructura de la materia se generaron con la intención de explicar el comportamiento de

los gases.

John Dalton (1766-1844)



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Las propiedades comunes de todos los gases pueden interpretarse fácilmente con la

teoría cinética de los gases:

- No tienen forma propia ni volumen propio

- Se difunden fácilmente

- Ejercen presión sobre las superficies con las que

mantienen contacto

- Se comprimen y se expanden mucho

- Si están encerrados en un recipiente de paredes

flexibles se dilatan y se contraen al cambiar su Tª

- Si están encerrados en un recipiente de paredes rígidas

cambia la presión que ejercen cuando cambia su Tª

En la época en la que se desarrolló la teoría cinética para los gases no sólo se conocían

las propiedades que hemos visto anteriormente desde un punto de vista cualitativo, sino

que además se conocían una serie de leyes experimentales que relacionaban

cuantitativamente unas propiedades medibles con otras, como la temperatura, la presión

y el volumen. A estas leyes se les conocen como las leyes de los gases. Si la teoría

cinética elaborada para los gases es correcta no sólo debe ser capaz de explicar

cualitativamente las propiedades de los gases sino que además, para ser una buena teoría

científica, debe de poder explicar las leyes experimentales que rigen su

comportamiento. Vamos a exponer con ayuda de animaciones en la web algunas

experiencias adecuadas para conocer cuáles son esas leyes.

http://ntic.educacion.es/w3//eos/MaterialesEducativos/mem2003/gases/

Las leyes de los gases

La ley de los gases perfectos resume todas las leyes de los gases:

VCte

T

VCte

T P

CteT

PCte

T

VCte

N

VCte

NPV CtePV Cte

Ley de

Boyle y Mariotte

(1662) (1676) Ley de Charles

(1787)

Ley de Gay-Lussac

(1805)

Ley de Avogadro

(1811)

PVC

NT 3 31 1 2 2

1 1 2 2 3 3

...PVPV PV

N T N T N T



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Actividad 1 (Ley de Charles)

Se ha procedido a medir el volumen ocupado por una masa dada de un gas a presión

constante, para distintas temperaturas, obteniendo los valores de la tabla. Analiza

dichos resultados y explica qué

conclusión puedes extraer.

Actividad 2 (Ley de Boyle-Mariotte)

Se ha medido el volumen ocupado por una cierta

cantidad de gas a temperatura constante, para

distintas presiones, obteniendo la siguiente tabla de

valores. Analiza estos resultados y explica qué conclusión puedes extraer.

Es preciso tener en cuenta que la ley de los gases perfectos que

estudiamos es válida sólo bajo condiciones de muy baja presión, lo que

nos permite algunas simplificaciones como, por ejemplo, suponer que

las partículas de gas no ocupan ningún volumen y que las únicas

fuerzas que se ejercen entre ellas son debidas a los choques (de ahí el

nombre de ley de los gases “perfectos” con el que también se la

conoce). Conviene tener en cuenta que si se aumenta lo bastante la presión a que se

somete un gas, las condiciones consideradas en el modelo se alteran: las partículas se

juntan más entre sí y ya no puede suponerse que el volumen ocupado por ellas sea

despreciable en comparación con el volumen del recipiente, ni tampoco que sólo se

ejerzan fuerzas entre ellas cuando chocan unas con otras.

Actividad 3

Una jeringuilla herméticamente cerrada contiene 10 cm3 de aire a la presión

atmosférica (1 atm) y a una temperatura de 25º C. Se pide: a) La presión que ejerce

sobre las paredes el aire contenido cuando el volumen se reduzca a 3 cm3 a la

temperatura de 25ºC. b) El volumen que ocupará el aire contenido si, dejando libre el

émbolo desde su posición inicial (10 cm3), elevamos la temperatura a 50ºC.

Antes de trabajar con la ley de los gases conviene exponer cuáles son las unidades que se usan para expresar la presión de los gases así como la equivalencia entre

ellas. La unidad de presión en el sistema internacional es el Pascal (1Pa=1N/m2). Sin embargo, existen otras unidades que se utilizan más que el Pascal, dependiendo del

área de conocimiento en la que se trabaje. Las unidades más utilizadas son:

atm, mm Hg, cm Hg, Pa, bar, mbar, Torr

Las equivalencias entre ellas son: 1 atm = 76 cm Hg = 760 mm Hg 1 atm = 101.293 Pa 1 Torr = 1 mm Hg

1 bar = 100.000 Pa 1 atm = 1,013 ba 1 bar = 1.000 mbar Blaise Pascal

(1623-1662)



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Actividad 4

Una jeringuilla cuyo émbolo se mueve con dificultad contiene 55 mL de aire a la

presión de 1 atmósfera y una temperatura de 0º C (condiciones normales: CN). Si al

calentar la jeringa hasta 40º C el volumen que ocupa el aire asciende sólo hasta 60 mL,

¿cuál será ahora la presión en el interior? ¿Por qué no sigue subiendo el émbolo?

Actividad 5

En un recipiente con un émbolo que puede subir y bajar fácilmente existen 750 cm3 de

un gas a la presión de 1 atm y 20 ºC. Calentamos hasta que el gas ocupa un volumen de

1500 cm3 (manteniendo la presión constante). Calculad a qué nueva temperatura se

encontrará el gas. (Rdo. A una temperatura de 313 ºC)

Actividad 6

Un gas ocupa un volumen de 20 litros a 1 atmósfera y se comprime (a temperatura

constante) hasta que su volumen se reduce a la quinta parte. ¿Cuál será, en mm Hg, la

presión que ejercerá ahora el gas sobre las paredes? (Rdo. 3800 mm Hg)

Actividad 7

Un neumático de un automóvil contiene aire a una presión de 2’1 bar y una

temperatura de 15 ºC. En una parada realizada después de recorrer un largo trayecto

el conductor volvió a medir la presión y encontró una valor de 2’5 bar. ¿Funcionaba

mal el aparato? Determinad la nueva temperatura del aire y explicad por qué se

recomienda siempre medir la presión de los neumáticos en frío (antes de circular con el

vehículo). Nota: Haced la aproximación de suponer que la variación de volumen es

despreciable. (Rdo. La temperatura al final del trayecto es de 69’9 ºC)

Con el fin de explicar también el comportamiento de los líquidos y de los sólidos, la

teoría cinético-molecular establecida para los gases puede ampliarse a toda la materia

sin más que añadir algunas ideas más.

Propiedades de los líquidos

- No tienen forma propia, aunque sí tienen volumen propio

- Dos líquidos se difunden siempre que sean solubles

- Ni se comprimen ni se expanden

- Se dilatan y se contraen al cambiar la Tª, pero mucho menos

que los gases

Propiedades de los sólidos

- Sí tienen forma propia y volumen propio

- Dos sólidos no se difunden cuando se ponen en contacto

- Ni se comprimen ni se expanden

- Se dilatan y se contraen al cambiar la Tª, pero mucho menos

que los gases

Además, la teoría cinético-

molecular de la materia también

permite explicar los cambios de

estado que experimenta la

materia al calentar o enfriar lo

suficiente.



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Contribución de la información química acumulada en la época de

Dalton al establecimiento de la estructura interna de la materia.

El estudio del comportamiento de los gases, y también de los sólidos y los líquidos, fue

decisivo para establecer la estructura cinético-molecular de la materia. Sin embargo,

para llegar a establecer la estructura atómico-molecular fueron claves también otros

fenómenos conocidos en la época de John Dalton (1766-1844), considerado el padre de

la teoría atómico-molecular. Entre estos fenómenos conocidos cabe destacar los

siguientes:

Algunos sistemas materiales están constituidos por un solo tipo de materia, es decir,

por una sola sustancia, con unas propiedades bien definidas. Sin embargo, otros

sistemas están constituidos por dos o más

sustancias diferentes. Los primeros son

sustancias puras y los segundos son mezclas de

sustancias, que pueden ser homogéneas

(disoluciones) o heterogéneas. Este hecho hacía

suponer que todas las moléculas de una misma

sustancia serían iguales entre sí, mientras que

moléculas de sustancias diferentes serían

diferentes. La existencia de miles de sustancias

diferentes implicaba la existencia de miles de

moléculas diferentes.

Los sistemas materiales pueden sufrir dos tipos de transformaciones: las

transformaciones físicas, en las que ni aparecen ni desaparecen sustancias, y las

transformaciones químicas, en las que desaparecen unas sustancias y aparecen otras

nuevas. Esto supone que en las transformaciones o

reacciones químicas desaparecen unas moléculas y

aparecen otras nuevas en su lugar, y la única

interpretación posible de esto era suponer que las

moléculas estaban formadas, a su vez, por otras

partículas más pequeñas llamadas átomos. Así,

una reacción química ocurría cuando las

moléculas chocaban entre sí y se rompían los

enlaces entre los átomos, de manera que se

establecían nuevos enlaces que daban lugar a moléculas diferentes. Pero en estos

procesos no desaparecían ni aparecían átomos nuevos, sino que lo único que cambiaba

era la manera en que se combinaban para formar moléculas.

La mayoría de las sustancias puras conocidas

pueden descomponerse en dos o más sustancias

bien sea calentándolas, bien sea haciéndoles pasar

la corriente eléctrica, etc. Sólo unas pocas

presentes en la naturaleza (90) no se pueden

descomponer de ninguna manera. A las primeras

se les llama sustancias puras compuestas (o

simplemente compuestos), mientras que a las

segundas se les llama sustancias puras simples.



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Este hecho hacía suponer que las moléculas de las sustancias puras simples estaban

formadas por un solo tipo de átomos mientras que las moléculas de los compuestos

estaban formadas por más de un tipo de átomos. Aceptar esta idea implicaba aceptar

que en la naturaleza existían tantos tipos de átomos como sustancias puras simples, es

decir, 90. Así, las moléculas de los diferentes compuestos eran combinaciones

diferentes de estos 90 tipos de átomos.

Actividad 8

Los siguientes dibujos representan muestras de diferentes sustancias. Indicad en cada

caso si se trata de una sustancia simple, una mezcla o un compuesto. Sugerid algunas

sustancias que, a presión y temperatura ambiente, puedan ser las representadas en los

dibujos.

Ley de conservación de la masa en las reacciones químicas. En 1789, unos 20 años

antes de que se estableciera la teoría atómico-molecular, el químico francés Antoine

Lavoisier (considerado como el padre de la química moderna) comprobó

experimentalmente que en cualquier reacción química la masa

de todas las sustancias que desaparecen (reactivos) es

exactamente igual que la masa de todas las sustancias que

aparecen (productos). La teoría atómico-molecular establecida

por John Dalton 20 años después permitía también explicar

satisfactoriamente esta ley empírica: como en las

transformaciones químicas ni aparecen ni desaparecen

átomos, sino que tan sólo se recombinan de manera diferente

para formar nuevas moléculas, es lógico que la masa de los

reactivos coincida con la de los productos, pues la masa de

las sustancias no es más que la suma de la masa de todos los

átomos que las forman.

Actividad 9

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 tratan de excepciones a dicho principio? Sugerid posibles explicaciones

A B C D

Antoine de Lavoisier

(1743-1794)



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Ley de las proporciones constantes. En 1808, el químico francés Louis Proust, tras

años estudiando las reacciones químicas, llegó a la conclusión de que siempre que se

combinan dos sustancias para dar lugar a otra sustancia nueva, las masas que reaccionan

se encuentran siempre en la misma proporción, y lo mismo sucede al descomponer un

compuesto. Este hecho experimental constituye lo que se conoce como la ley de las

proporciones constantes y también la teoría atómico-molecular

de Dalton era capaz de dar una explicación satisfactoria a esta

ley: como todas las moléculas de un compuesto son iguales

entre sí, la proporción en que se combinan sus átomos es

siempre la misma, independientemente de que tengamos más

cantidad de compuesto o menos, es decir, independientemente

de que tengamos más moléculas o menos. Este hecho permitía,

además, comparar experimentalmente las masas de unos

átomos con otros.

Actividad 10

El metano está formado por moléculas CH4. ¿Qué quiere decir esto? Al descomponer

dos muestras diferentes de metano, se han obtenido los siguientes resultados:

a) Comprobad que se cumple la ley de conservación de la masa.

b) Comprobad que se cumple la ley de las proporciones constantes.

c) Deducid cuantas veces es mayor la masa del átomo de C que la del H.

Actividad 11

En la preparación de sulfuro de hidrógeno (H2S) se obtuvieron los siguientes datos en

un conjunto de experimentos:

a) Verificad que se cumple la ley de las proporciones constantes

b) Calculad la masa de hidrógeno que se habrá combinado con 10 g de azufre para

formar el compuesto.

c) Determinad qué masas de azufre y de hidrógeno se obtendrán cuando se

descompongan totalmente 20 g de dicho compuesto en azufre y en hidrógeno.

d) Hallad la masa atómica relativa del azufre respecto del hidrógeno.

(Rdo. b) 0'625 g; c) 18'82 g de azufre y 1'18 g de hidrógeno)

Actividad 12

Se sabe que el carbono reacciona con el hidrógeno para dar butano. La fórmula del

butano es C4H10. Experimentalmente se comprueba que al descomponer el butano por

cada gramo de hidrógeno se obtienen siempre 4´8 g de carbono.

a) Determinad la masa atómica relativa del C respecto del H

b) Si mezclamos 9 g de hidrógeno con 24 g de carbono ¿Cuál será la máxima cantidad

de butano que se podría obtener al hacerlos reaccionar? (Rdo. 29 g)



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Actividad 13

La fórmula del dióxido de carbono (uno de los principales gases causantes del efecto

invernadero) es CO2. Sabiendo que la masa atómica relativa del C es 12 y la del O es

16. Calculad cuántos gramos de CO2 se podrán obtener como máximo a partir de 100 g

de carbono. (Rdo. 366’7 g)

Actividad 14

Buscad los datos necesarios y calculad cuántos gramos de oxígeno y cuántos de

hidrógeno se podrán obtener como máximo al descomponer totalmente un 250 cm3 de

agua pura a presión y temperatura ambientes. (Rdo. Se podrán obtener 27’8 g de

hidrógeno y 222’2 g de oxígeno)

DESARROLLO DEL MODELO

ATÓMICO-MOLECULAR DE LA MATERIA

La teoría atómico-molecular de Dalton permitía explicar un montón de fenómenos, tal y

como hemos visto anteriormente: el comportamiento de los gases, de los líquidos y de

los sólidos, los cambios de estado, la diferencia entre sustancias puras simples y los

compuestos, las reacciones químicas, la conservación de la masa en las reacciones

químicas, la ley de las proporciones constantes, etc. Además, con esta teoría se

introducía una nueva nomenclatura para identificar a las sustancias puras: las fórmulas.

La fórmula de una sustancia indica el número de átomos de cada tipo que hay presentes

en las moléculas de dicha sustancia. Para ello se utilizan símbolos que representan a

cada tipo de átomos, es decir, a cada elemento químico.

Así pues, el éxito de la teoría atómico-molecular era incuestionable, y desde ese

momento se desarrolló una tremenda actividad científica para conocer las fórmulas de

las diferentes sustancias así como las masas atómicas relativas de los elementos. Hemos

visto que la ley de las proporciones constantes nos permite determinar las masas

atómicas relativas de los elementos siempre y cuando conozcamos las fórmulas de los

compuestos. Pero la realidad era más complicada en la época en la que Dalton

estableció la teoría atómico-molecular. Y era más complicada porque no se conocían

con exactitud las fórmulas de las sustancias, y sin ellas no podían determinarse las

masas atómicas relativas de los elementos. Y esto suponía un callejón sin salida: sin

conocer las fórmulas de las sustancias no se podían determinar las masas atómicas

relativas de los elementos, y sin conocer las masas atómicas relativas de los elementos

tampoco se podían conocer con exactitud las fórmulas de las sustancias.

La solución a este problema vino de la mano de otro científico francés del siglo XIX,

Joseph-Louis Gay-Lussac, y de sus investigaciones sobre las reacciones químicas en las

que sólo participan sustancias gaseosas.



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Trabajos de Gay-Lussac sobre reacciones químicas entre gases y

determinación de las fórmulas de algunas sustancias.

Gay-Lussac comprobó experimentalmente que los volúmenes

de gases que reaccionan (en las mismas condiciones de

presión y temperatura) lo hacen siempre en una proporción

numérica muy sencilla.

http://labovirtual.blogspot.com/2016/09/ley-

volumetrica-de-gaylussac.html

Por otro lado, la ecuación general de los gases que ya hemos

estudiado (PV=CNT) permite afirmar que, en las mismas

condiciones de presión y de temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes

contienen el mismo número de moléculas (ya que el valor de la constante C es el mismo

para todos los gases). Estas dos ideas conducen a la conclusión de que el número de

moléculas de gases que reaccionan (en las mismas condiciones de presión y

temperatura) lo hacen siempre en una proporción numérica muy sencilla. Este

descubrimiento permitió a la comunidad científica de la época determinar

experimentalmente la fórmula de muchas sustancias que se presentan en estado gaseoso.

Actividad 15

Al realizar Gay-Lussac sus experiencias encontró que al reaccionar el cloro e

hidrógeno gaseosos en determinadas condiciones de presión y temperatura, ocurría que

cada volumen de cloro que reaccionaba, lo hacía con un volumen igual de hidrógeno y

se obtenían dos volúmenes iguales de cloruro de hidrógeno, tal y como se en el

siguiente esquema:

Deducid cuáles podrían ser las fórmulas más probables del hidrógeno, del cloro y del

cloruro de hidrógeno para que se cumplan las proporciones establecidas.

Actividad 16

Al sintetizar amoníaco, cada litro de nitrógeno gaseoso reacciona con tres litros de

hidrógeno gaseoso, obteniéndose dos litros de amoníaco gaseoso, (siempre y cuando

todos los volúmenes se midan a igual presión y temperatura). Deducid cuáles podrían

ser las fórmulas más probables del hidrógeno, del nitrógeno y del amoníaco para que

se cumplan las proporciones establecidas.

Actividad 17

En la reacción entre hidrógeno gaseoso y oxígeno gaseoso, a presión y temperatura

constantes, se observa que cada litro de oxígeno que reacciona lo hace con dos litros

de hidrógeno para dar dos litros de vapor de agua. Utilizad estos datos, así como los

resultados obtenidos en los dos ejercicios anteriores, para razonar que la molécula de

agua no puede ser HO y en cambio sí puede ser H2O.

Joseph-Louis Gay-Lussac

(1778-1850)



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Actividad 18

El nitrógeno gaseoso puede reaccionar con el oxígeno gaseoso para dar un compuesto

llamado óxido de nitrógeno (I). Cuando dicha reacción tiene lugar a presión constante

y temperatura constante se observa que cada litro de oxígeno que reacciona lo hace

con dos litros de nitrógeno para dar otros dos litros del citado óxido. Con estos datos y

sabiendo ya que tanto el nitrógeno como el oxígeno están formados por moléculas

diatómicas, razona cuál ha de ser la fórmula del óxido de nitrógeno (I).

Determinación de masas atómicas relativas.

Gracias a los trabajos de Gay-Lussac, los químicos del siglo XIX consiguieron

determinar las fórmulas correctas de muchos compuestos, y de este modo se pudieron

comparar las masas de los átomos de los distintos elementos. De esta manera se pudo

constatar que el átomo más ligero de todos era el de hidrógeno, lo que sugirió establecer

una primera escala de masas atómicas relativas (Ar) tomando la masa del átomo de

hidrógeno como la unidad de esa escala. (Actualmente la unidad que se toma es otra,

pero para nuestros intereses es suficiente considerar la masa del átomo de hidrógeno

como la unidad). Además, conocidas las masas atómicas relativas de los elementos y las

fórmulas de las sustancias pudieron calcular fácilmente las masas moleculares relativas

(Mr) de estas últimas.

Actividad 19

Al descomponer 0’73 g de cloruro de hidrógeno, se ha obtenido 0’71 g de cloro y 0’02

g de hidrógeno. Como ya sabemos que la fórmula del cloruro de hidrógeno es HCl,

¿cuantas veces es mayor la masa del átomo de cloro que la del hidrógeno?

Actividad 20

Cuando se obtiene amoníaco, se comprueba que cada gramo de hidrógeno que

reacciona lo hace con 4’67 g de nitrógeno. Por otra parte, ya sabemos que la fórmula

del amoníaco es NH3. Con los datos anteriores, calculad cuantas veces es mayor la

masa del átomo de N que la del H.

Actividad 21

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)

Actividad 22

Calculad las masas moleculares relativas de los siguientes compuestos: a) H2SO4; b)

HNO3; c) NH3; d) H2O; e) CH4; f) HCl

Actividad 23

Cuando afirmamos que la masa molecular del ácido sulfúrico (H2SO4) es 98, queremos

decir:

a) Que cada molécula de ese ácido tiene una masa de 98 g.

b) Que en 1 g de ese ácido hay 98 moléculas.

c) Una molécula de ese ácido tiene una masa 98 veces mayor que la de un átomo de H.



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Determinación de fórmulas empíricas y moleculares.

Una vez conocidas las fórmulas de muchas sustancias que participan en reacciones entre

gases se pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos, y esto a su

vez permitió determinar las fórmulas de otros muchos compuestos que no reaccionaban

en fase gaseosa, tal y como vamos a ver. Sin embargo, en muchos casos sólo podemos

determinar la proporción en la que participan los átomos dentro del compuesto (es decir,

su fórmula empírica), pero no el número exacto de cada átomo (es decir, su fórmula

molecular).

Actividad 24

Dad la fórmula empírica de los siguientes compuestos:

a) Glucosa: C6H12O6; b) Benceno: C6H6; c) Butano C4H10

En la mayoría de los compuestos inorgánicos la fórmula empírica coincide con la

molecular, pero en la mayoría de los compuestos orgánicos no ocurre así. En estos

casos, la fórmula molecular siempre es un múltiplo entero de la fórmula empírica.

Actividad 25

Al descomponer un óxido de cromo se ha obtenido que el porcentaje en masa de cromo

ha sido del 68’42% y el de oxígeno del 31’58 %. Con estos datos, determinad la

fórmula empírica de dicho óxido. (Masa atómica relativa del cromo 52 y del oxígeno

16).

Actividad 26

Al analizar un compuesto de hidrógeno y oxígeno, se ha encontrado un porcentaje en

masa del 94’12% de oxígeno y el resto de hidrógeno. Con estos datos y sabiendo que la

masa atómica relativa del oxígeno es 16 y del hidrógeno 1, deducid la fórmula empírica

del compuesto. Si la masa molecular relativa es 34 ¿Cuál será su fórmula molecular?

Actividad 27

La fórmula del óxido de hierro (III) es Fe2O3. Sabiendo que la masa atómica relativa

del hierro es 56 y la del oxígeno 16, calculad el porcentaje en masa de hierro y de

oxígeno que hay en este óxido. (Rdo. Hay un 70% de hierro y un 30% de oxígeno)

Actividad 28

Determinad cual será la composición centesimal de oxígeno y de hidrógeno en el agua.

Actividad 29

Al analizar un compuesto de nitrógeno e hidrógeno, se ha encontrado un porcentaje en

masa del 82’35% de nitrógeno y el resto de hidrógeno. Con estos datos, y sabiendo que

la mas atómica relativa del nitrógeno es 14 y la del hidrógeno 1, deducid la fórmula

empírica del compuesto. (Rdo. NH3)

Actividad 30

Un óxido de hierro contiene 69'94 % de hierro y 30'06% de oxígeno. Determinad la

fórmula empírica de dicho compuesto. Masas atómicas relativas Fe (55'85) y O (16).

(Rdo. Fe2O3)



12

Actividad 31

El ácido bórico contiene un 4’85 % de hidrógeno, un 17’48 % de boro y un 77,67 % de

oxígeno. Sabiendo que la masa atómica relativa del hidrógeno es 1, la del boro es 10’8

y la del oxígeno es 16, determina la fórmula empírica de dicho ácido. (Rdo. H3BO3)

Actividad 32

El ácido silícico contiene 4'16 % de hidrógeno, 29’24 % de silicio y el resto de oxígeno.

Sabiendo que Ar(H)=1, Ar(Si)=28’1 y Ar(O)=16, determina la fórmula empírica de

dicho compuesto. (Rdo. H4SiO4)

Actividad 33

El etanal es un compuesto orgánico que contiene un 41'38 % de carbono (Ar=12), un

3'45 % de hidrógeno (Ar=1) y un 55'17 % de oxígeno (Ar=16). Con estos datos deducid

cuál es su fórmula empírica. Si nos dicen que su masa molecular relativa es 58 ¿Cuál

será su fórmula molecular? (Rdo. CHO y C2H2O2)

Actividad 34

El bicarbonato de sodio contiene 27’38 % de sodio, 1'19 % de hidrógeno, 14’29 % de

carbono y el resto de oxígeno. Sabiendo que Ar(Na)=23, Ar(H)=1, Ar(C)=12 y

Ar(O)=16, determina la fórmula empírica de dicho compuesto. (Rdo. NaHCO3)

Un éxito fundamental del modelo atómico-

molecular: el sistema periódico de los elementos

Participa en clase en la actividad para construir el sistema

periódico de los elementos tal y como lo hizo el ruso Dmitri

Mendeléyev en el año 1869. En la última página tienes una

imagen del sistema periódico con los datos que necesitas por el

momento.

______________________________________________

RECAPITULACIÓN

En este tema hemos podido comprobar el enorme poder explicativo de la teoría

atómico-molecular elaborada por Dalton: hemos podido explicar las propiedades de

gases, líquidos y sólidos, interpretar las diferencias entre sustancias puras y mezclas y

las diferencias entre sustancias puras simples y compuestos, interpretar las reacciones

químicas y algunas leyes que rigen su comportamiento, y nos ha permitido determinar

las fórmulas de los compuestos y las masas atómicas relativas de los elementos, lo que

permitió a finales del siglo XIX construir la tabla periódica de los elementos, uno de los

instrumentos más útiles de la química. Pero todo este conocimiento genera también

nuevas preguntas a las que trataremos de dar respuesta en los próximos capítulos:

- ¿A qué se debe la periodicidad en las propiedades de los elementos químicos?

- ¿Cómo son los átomos por dentro?

- ¿Cómo se enlazan unos átomos con otros? ¿Y unas moléculas con otras?

- ¿Cómo se nombran y se escriben los compuestos químicos?

Dmitri Mendeléyev

(1834-1907)

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