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CONCEPTOS BÁSICOS

DE QUÍMICA GENERAL

Prof. Juan Luis Álvarez Jurado

ELEMENTOS QUÍMICOS

Existen algo más de 100 elementos químicos distintos; a los elementos químicos se les puede definir como las masas químicas formadas por una sola materia, por una sola materia homogénea.

En el aire existen libres 2 elementos químicos muy conocidos, que son el oxígeno y el nitrógeno.

Otros elementos químicos muy conocidos y que también existen libres en la Naturaleza son el oro y la plata.

Sin embargo, la mayor parte de los elementos químicos están en la Naturaleza combinados formando los compuestos químicos y, precisamente, el estudio y el análisis de esas combinaciones son una de las partes fundamentales de las ciencias químicas.

El agua es un compuesto químico formado por el elemento hidrógeno y por el elemento oxígeno.

Las aguas de los mares, además de los 2 elementos acabados de citar, también contienen al elemento cloro y al elemento sodio; el cloro y el sodio , combinados , forman la sal común doméstica y se denomina cloruro sódico.

ÁTOMOS

Se ha dicho que hay algo más de 100 elementos químicos distintos; uno de ellos es el carbono (vulgarmente, y también correctamente, llamado carbón); si partimos 1 gramo de carbono en dos partes iguales, y a esas dos partes iguales también las partimos en otras dos partes iguales, y a las partes resultantes las volvemos a partir también en partes iguales, y repetimos la operación de particiones millones de veces (es imposible en la práctica hacer la operación de particiones en millones de veces, pero imaginémoslo) se llega a un momento en el que el carbono no se puede partir más, y no se puede partir más porque se ha conseguido la partícula más pequeña del carbono; se ha llegado al átomo; la palabra átomo procede del griego y quiere decir indivisible, o sea que no se puede dividir en partes; un griego llamado Demócrito fue quien primero pensó en la existencia de los átomos (ojo, que Demócrito vivió unos siglos antes de nacer Jesucristo), aunque Demócrito no tuviera una idea concreta de como son los átomos (cosa lógica, dados los medios técnicos de aquellas épocas).

Los átomos de cada elemento son distintos, pero todos tienen una parte central que se denomina núcleo y, moviéndose alrededor del núcleo, también tienen unas partículas con cargas eléctricas negativas.

El núcleo lo componen dos tipos de partículas, que son las que siguen:

EL PROTÓN, cuya masa puede considerarse como la masa más pequeña que existe con carga eléctrica; con carga eléctrica positiva (la carga eléctrica positiva más pequeña que existe) y

hidrógeno, H 1 electrón externo litio, Li, 2 electrones más 1 electrón externo sodio, Na, 10 electrones más 1 electrón externo potasio , K, 18 electrones más 1 electrón externo rubidio, Rb, 36 electrones más 1 electrón externo cesio , Cs, 54 electrones más 1 electrón externo y francio, Fr, 86 electrones más 1 electrón externo

No obstante, además de este grupo I hay otro grupo I y, para distinguirlos, al grupo que se acaba de exponer se le denomina grupo I A ; el otro grupo I es el grupo I B y se relacionan sus elementos: cobre , Cu, 28 electrones más 1 electrón externo plata, Ag, 46 electrones más 1 electrón externo y oro , Au, 78 electrones más 1 electrón externo

Menos el hidrógeno, que es un gas, todos los elementos de los grupos I A y I B son sólidos y metales, pero con una diferencia importante: los metales del grupo I A pierden fácilmente su electrón externo y lo pierden fácilmente porque el conjunto de todos los electrones están muy separados de su correspondiente núcleo, que es lo mismo que decir que el núcleo atrae poco al electrón externo porque está “muy lejos” de él; sin embargo, los electrones que rodean a los núcleos de los metales del grupo I B están muy compactados , muy juntos, encontrándose el electrón externo muy cerca del núcleo por lo que el electrón externo está muy atraído por el núcleo, que es lo mismo que decir que al electrón externo no lo pierden fácilmente estos elementos.

El hecho de que los electrones estén muy compactados (muy juntos) o poco compactados (muy separados) está relacionado con las densidades; recuérdese que la densidad del agua es 1, y esto quiere decir que 1 cm^3 de agua tiene una masa de 1 gramo; la densidad se calcula dividiendo una masa por su volumen; bien, pues la densidad de los metales del grupo I A es del orden de la unidad y la densidad de los metales del grupo I B varía entre 10 y 20.

En general, y dentro de cada grupo, mientras más electrones tenga el átomo, más protones tiene el átomo, más neutrones tiene el átomo y mayor es su densidad.

Recuérdese que siempre el número de electrones de cada átomo es igual a su número de protones, y además, concepto que no se ha citado: al aumentar el número de protones de los átomos aumenta su número de neutrones.

Sigamos con el grupo II que, igual que el grupo I, está dividido en dos grupos: el II A, cuyos átomos están poco compactados, y el II B, con átomos más compactados; esta división de los grupos en A y B se mantiene hasta el grupo V II. Los elementos de los 2 grupos II, cuentan con dos electrones en su capa (ó nivel) externa; vamos a relacionar los elementos de estos grupos pero ahora no se van a citar los números de electrones de cada elemento, porque no es práctico ya que fácilmente se olvidan, aunque sí interesa tener en cuenta, al relacionar los elementos, que el aumento del número de electrones de elemento a elemento es análogo, por supuesto no igual, al que se indicó cuando se relacionaron los elementos de los

dos grupos I. Los elementos del grupo II A son:

berilio, Be magnesio, Mg calcio, Ca estroncio, Sr bario, Ba y radio, Ra

Todos ellos son metales, aunque el berilio y el magnesio tienen algunas propiedades no metálicas (el berilio y el magnesio no pierden fácilmente sus dos electrones externos); como ocurre con los metales del grupo I A, los electrones de este grupo no están muy compactados y las densidades de sus elementos, aunque sean superiores a la unidad, son pequeñas. Los electrones de los elementos del grupo II B si están compactados, tienen densidades elevadas pero sus dos electrones externos pueden perderlos con relativa facilidad, porque sus electrones no están tan compactados como los electrones del grupo I B; se relacionan:

cinc, Zn cadmio, Cd y mercurio, Hg

siendo “curioso” que el mercurio, a pesar de ser un metal, es líquido.

El grupo III A lo forman un número muy elevado de metales, que no se van a relacionar porque su relación se sale de los límites de este análisis (se relacionarán en estudios posteriores); a los metales del grupo III A se les conocen por el nombre de "tierras raras" denominación que, en principio, puede confundir pero que vamos a aclarar. Las tierras, lo que se conoce en general por tierras de los campos, están formadas por compuestos muy complejos cuyas moléculas contienen metales combinados, como el aluminio, el potasio, el calcio, el sodio, el magnesio,....... y, también, las tierras pueden contener metales del grupo III A; quiere decirse que estos metales están entre las tierras y esas tierras que contienen a los metales del grupo III A se denominan "raras" porque esas tierras y sus metales son muy escasos (muy “raros”); son poco abundantes en la Naturaleza. Los metales del grupo III A, que concretamente son 32, son difíciles de encontrar en la Naturaleza y, cuando son útiles, son muy caros debido a su escasez.

Los elementos del grupo III B son: boro, B aluminio, Al galio, Ga indio, In y talio, Tl

de los que diremos que los 3 últimos, también como los metales de las tierras raras, son muy escasos; sin embargo, el aluminio es el metal más abundante de la Naturaleza; el boro es un elemento no metálico.

molibdeno, Mo y wolframio, W

Y los elementos del grupo VI B: oxígeno, O azufre, S selenio, Se telurio, Te y polonio, Po

ocurriendo, con estos últimos 5 elementos, lo mismo que sucede con los elementos del grupo V B, que el único metálico es el polonio y que el telurio tiene algunas propiedades metálicas; los otros 3 elementos, oxígeno, azufre y selenio, son no metálicos.

Con 7 electrones en su capa externa, que son los elementos del grupo VII, se relacionan los elementos del grupo VII A: manganeso, Mn tecnecio, Tc y renio, Re

Y los elementos del grupo VII B son: flúor, F cloro, Cl bromo, Br yodo, I y astato, At

siendo, de estos últimos 5 elementos, solamente el astato el que tiene algunas propiedades metálicas; los otros 4 elementos, flúor, cloro, bromo e yodo, son no metálicos.

Fíjense en que aún no se han citado elementos tan importantes como el hierro o el platino , pero pasemos al grupo cuyos elementos tienen 8 electrones en su capa externa, que algunos científicos denominan grupo VIII y otros científicos denominan grupo 0; son los denominados gases nobles, y se llaman "nobles" porque no se combinan con ningún otro elemento, no se combinan ni con ellos mismos; no se combinan con ningún otro elemento porque tienen todos sus niveles electrónicos completos; se relacionan exponiendo, además, los números de electrones de todos sus niveles:

helio, He, 2 electrones neón, Ne, 2 + 8 electrones argón, A (o Ar), 2 + 8 + 8 electrones kriptón, Kr, 2 + 8 + 18 + 8 electrones xenón, Xn, 2 + 8 + 18 + 18 + 8 electrones y radón, Rn, 2 + 8 + 18 + 32 + 18 + 8 electrones

Pasemos a explicar la aparente anomalía, que puede inducir a confusión , sobre el número de electrones que tiene cada nivel electrónico; es evidente que el helio tiene 1 nivel electrónico, el

neón tiene 2 niveles, el argón tiene 3 niveles, el kriptón tiene 4 niveles, el xenón tiene 5 niveles y el radón tiene 6 niveles electrónicos; lo que ocurre es que cada nivel está integrado por varios sub-niveles que se designan por las letras s, p, d, f y g.

El sub-nivel s está completo con 2 electrones, que quiere decir que no admite más de 2 electrones.

El sub-nivel p está completo con 6 electrones, que quiere decir que no admite más de 6 electrones.

El sub nivel d está completo con 10 electrones, que quiere decir que no admite más de 10 electrones.

El sub-nivel f está completo con 14 electrones, que quiere decir que no admite más de 14 electrones.

El sub-nivel g está completo con 18 electrones, que quiere decir que no admite más de 18 electrones.

Obsérvese que cada sub-nivel se completa sumando 4 electrones al sub-nivel anterior.

Bien, pues el helio tiene un sólo nivel, y un sólo sub-nivel que será el primero, el s, con 2 electrones, luego completo.

El neón tiene 2 niveles, el primer nivel tiene 2 electrones (completo), y el segundo nivel cuenta con dos sub-niveles, el s con 2 electrones y el p con 6 electrones, luego completos los 2 sub-niveles.

Pasemos al argón, que se va a desglosar así:

primer nivel, 2 electrones s

segundo nivel, 2 electrones s y 6 electrones p

tercer nivel, 2 electrones s y 6 electrones p, luego completos los 3 niveles

Pasemos al kriptón; el primer nivel y el segundo nivel están, como los del argón (son iguales que los del argón), completos, pero:

tercer nivel, 2 electrones s, 6 electrones p y 10 electrones d

cuarto nivel, 2 electrones s y 6 electrones p, luego completos todos los niveles

Continuemos con el xenón; los tres primeros niveles son iguales que los del kriptón, luego completos, pero:

cuarto nivel, 2 electrones s, 6 electrones p y 10 electrones d

La molécula del metano está formada por 1 átomo de carbono y por 4 átomos de hidrógeno, luego su fórmula podría ser CHHHH, pero es mas sencillo expresarla así CH 4.

La molécula del ácido sulfúrico está formada por 2 átomos de hidrógeno, 1 átomo de azufre y 4 átomos de oxígeno, luego su fórmula podría ser HHSOOOO y, ¿no es más fácil que esta última fórmula esta otra fórmula H 2 SO 4 ?.

Cuanto más átomos tenga el compuesto mayor es la simplificación que se consigue empleando números como subíndices, para indicar los números de los átomos de la molécula.

LA REACCIÓN QUÍMICA

En primer lugar vamos a distinguir lo que son los elementos de lo que son los compuestos.

Los elementos son los componentes de la tabla periódica, por ejemplo el hidrógeno, el litio, el sodio, el potasio, el rubidio, etc...

De la tabla periódica, solamente los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón), como ya se expuso, no reaccionan con otros elementos, que es lo mismo que decir que no se unen a otros elementos.

Los compuestos químicos son las sustancias formadas por dos, o más, elementos químicos distintos.

Si 2 átomos de hidrógeno reaccionan así:

átomo H + átomo H → molécula H 2

lo que se ha producido no es un compuesto; lo que se ha producido es un elemento, porque los elementos reaccionantes son iguales, no son distintos.

Sin embargo, si la reacción es esta otra:

átomo H + átomo Cl → molécula HCl

entonces sí hemos producido un compuesto, ya que los elementos reaccionantes son distintos.

Las dos reacciones anteriores son dos reacciones químicas; a los elementos que están a la izquierda de las flechas se les denominan reaccionantes, y a los que están a la derecha de las flechas (elementos o compuestos) se les denominan productos.

Se considera conveniente aclarar que lo normal es que los reaccionantes sean compuestos químicos.

Una reacción química muy simple es:

H 2 + O 2 → H 2 O

o sea la producción del agua, pero compruébese un detalle importante: entre los reaccionantes hay 2 átomos de oxígeno y en el producto sólo hay 1 átomo de oxígeno; siempre tienen que existir los mismos átomos a los dos lados del símbolo → y, cuando esto ocurre, se dice que la reacción está igualada.

Para que haya 2 átomos de oxígeno en el producto habría que hacer esto:

H 2 + O 2 → H 2 O + H 2 O

y el hecho de que se produzcan 2 moléculas de agua se expresa así:

H 2 + O 2 → 2 H 2 O

pero ahora hay 2 átomos de hidrógeno entre los reaccionantes y en el producto hay 4 átomos de hidrógeno, luego aún no está igualada la reacción.

La reacción igualada es: 2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O

con los mismos átomos a un lado que al otro de la flecha. Cuéntenlos.

Existe una ley, que se denomina ley de conservación de las masas , y también ley de Lavoisier , que dice que en toda reacción química la masa de los productos tiene que ser igual a la masa de los reaccionantes.

A las reacciones como la última citada se las suelen denominar reacciones de síntesis, porque dos (ó más) elementos se sintetizan (se unen ó se simplifican) en un sólo compuesto.

Otra reacción de síntesis es: C + O 2 → CO 2

mediante la que los elementos carbono y oxígeno se sintetizan en el compuesto denominado dióxido de carbono; dióxido quiere decir que tiene dos átomos de oxígeno (porque “di” es igual a dos).

Otro tipo de reacciones son las reacciones de descomposición, mediante las que un compuesto se descompone en dos, o varios, elementos, o compuestos más simples (compuestos más simples que el compuesto que se descompone). Aplicando un tratamiento electrolítico al agua es posible descomponerla así:

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

pesode silicio

peso deoxígeno = (^28)

32 = constante

En lugar de 1 gramo de silicio, consideremos ahora cualquier peso de silicio, por ejemplo p gramos; la regla de tres anterior sería esta:

si con 28 gramos de Si reaccionan 32 gramos de O 2

con p gramos de Si reaccionarán x gramos de O 2

de donde:

x = (^28)

32 ·p

o lo que es lo mismo:

28

=^32 p gr. de silicio

x gr. de oxígeno = constante

y esta relación es, precisamente, la ley de Proust.

Ley de Dalton ó ley de las proporciones múltiples ó ley de las relaciones múltiples.- La ley dice que las cantidades de una sustancia que reaccionan, con una cantidad fija de otra sustancia, están en una relación que es igual al cociente de dos números enteros y pequeños; por “pequeños” debe entenderse a los números: 1, 2, 3,...

Expliquemos la ley exponiendo un ejemplo; el hierro y el oxígeno pueden reaccionar según estas 2 expresiones:

2 Fe + O 2? 2 FeO (1)

4 Fe + 3 O 2? 2 Fe 2 O 3 (2)

Según la reacción (1), 2 átomos de Fe se unen a 2 átomos O; también, 10 átomos de Fe se unirán a 10 átomos O, y 6’023 · 10^23 átomos Fe, que es un átomo-gramo, se unirán a 6’023 · 10^23 átomos O, que también es un átomo-gramo; quiere decirse que la relación entre átomos implica la relación entre átomos-gramo; si el peso atómico del hierro es 55’8, de la reacción (1) se deduce, entre masas, la siguiente relación:

2 · 55’8 g. de Fe + 32 g. de O 2? 143’6 g. de FeO (3)

Aplicando el mismo razonamiento, de la reacción (2) se deduce esta otra relación entre masas:

4 · 55’8 g. de Fe + 3 · 32 g. de O 2? 319’2 g. de Fe 2 O 3 (4)

De estas 2 relaciones entre masas se analizarán sólo los primeros miembros, ya que la ley de Dalton dice las cantidades de uno que reaccionan con una cantidad fija del otro, sin tener en

cuenta los productos.

La cantidad de O 2 que reacciona con una cantidad fija de Fe, por ejemplo con 1 g. de Fe, para la expresión (3) se calcula planteando esta regla de tres:

si con 2 · 55’8 g. de Fe reaccionan 32 g. de O 2

con 1 g. de Fe reaccionarán x 1 g. de O 2

de donde:

x 1 = (^2558)

32 · '

Planteando la misma regla de tres, pero para la expresión (4), obtenemos:

si con 4 · 55’8 g. de Fe reaccionan 3 · 32 g. de O 2

con 1 g. de Fe reaccionarán x 2 g. de O 2

de donde:

x 2 = (^4558)

3 32 · '

·

Lo que dice la ley de Dalton es que el cociente entre x 1 y x 2 es igual a una relación entre números enteros y pequeños; realice el alumno el cociente y comprobará lo que sigue

3

2 2

(^1) = x

x

y en efecto tiene que ser así porque los pesos atómicos siempre “se van” al realizar el cociente entre x 1 y x 2 , quedando solamente los coeficientes que tienen las fórmulas en las reacciones, que siempre suelen ser números enteros y pequeños.

Ley de Richter ó ley de las cantidades recíprocas.- La ley de Richter dice que si una cantidad fija de una sustancia, que denominaremos A, reacciona con cantidades fijas de otras 2 sustancias , que denominaremos B y C, si estas 2 sustancias B y C pueden reaccionar entre sí, al reaccionar B y C entre sí lo hacen con las mismas cantidades con que reaccionaron con A; también dice la ley de Richter que, algunas veces, una de las 2 cantidades, de B ó de C, tiene que ser multiplicada por un número entero y pequeño para conseguir el producto de la reacción entre B y C.

Se aclara la ley con un ejemplo; el carbono se combina con el oxígeno y con el hidrógeno según estas 2 expresiones: C + O 2? CO 2

si 4 g. de H 2 reaccionan con 32 g. de O 2

1 g. de H 2 reaccionará con x g. de O 2

con lo que se obtiene que x es igual 8, que es lo que se quería demostrar.

También dice la ley de Richter que, algunas veces, una de las 2 cantidades de H 2 ó de O 2 tiene que ser multiplicada por un número entero y pequeño para conseguir el producto que se desee elaborar. En efecto, si el O 2 y el H 2 se combinan formando el compuesto H 2 O 2 , que es el peróxido de hidrógeno (también llamado agua oxigenada), 2 g. de H 2 se habrán combinado con 32 g. de O 2 o, lo que es lo mismo, 1 g. de H 2 se habrá combinado con 16 g. de O 2. Fíjense en que la cantidad de O 2 ha tenido que ser multiplicada por el número entero y pequeño 2, para deducir la cantidad de este elemento que se combina con 1 g. de H 2.

ESTADOS FÍSICOS DE LOS REACCIONANTES Y DE LOS PRODUCTOS

Los reaccionantes pueden encontrarse en uno de los 3 estados físicos normales: sólido, líquido ó gaseoso; pero, también, pueden encontrarse en otro estado físico: disueltos en un líquido que, normalmente, es el agua. Con los productos ocurre lo mismo.

Para expresar que un elemento, o un compuesto, está en el estado sólido se suele indicar, detrás de su fórmula, la letra s, primera letra de la palabra sólido, entre paréntesis, o sea así : (s).

El caso del líquido se expresa así : (l).

El caso del gas así : (g).

Y el caso de la solución acuosa (las dos primeras letras de la palabra acuosa) así : (ac); se denomina solución acuosa al estado físico que resulta cuando un elemento químico, ó un compuesto químico, se disuelve en el agua, por ejemplo azúcar disuelto en el agua.

Introduciendo estas indicaciones de los distintos estados físicos en la reacción (1) del capítulo titulado “la reacción química”, se tiene:

NO 3 Ag (ac) + ClNa (ac) → NO 3 Na (ac) + ClAg (s)

porque el cloruro de plata es muy poco soluble en el agua y precipita en el estado sólido; por eso es por lo esta reacción, además de ser de sustitución, también es de precipitación. Fíjense en que la reacción está igualada; cuenten los átomos a un lado y al otro del símbolo → y comprobarán que el número de ellos es el mismo.

Si una solución acuosa de nitrato de plata se mezcla con una solución acuosa de cloruro de calcio resulta:

NO 3 Ag (ac) + Cl 2 Ca (ac) → (NO 3 ) 2 Ca (ac) + ClAg (s)

y ahora no está igualada la reacción; lo que ha ocurrido es que el calcio tiene valencia + 2 y el sodio valencia + 1.

El concepto de la valencia se explicará más adelante cuando se estudien los electrones de valencia, pero adelantemos que valencia es lo "que valen" los elementos con respecto, por ejemplo, al hidrógeno que siempre tiene valencia + 1 ; si en el cloruro de hidrógeno ClH se sustituye el átomo de hidrógeno por el átomo de sodio y el producto resultante es el ClNa, se nos está indicando que el sodio "vale" igual que el hidrógeno, luego su valencia es + 1; si en el cloruro de hidrógeno ClH se sustituye el átomo de hidrógeno por el átomo de calcio y el producto resultante es el Cl 2 Ca, se nos está indicando que el calcio "vale por dos átomos de hidrógeno", luego su valencia es + 2; “vale por dos átomos de hidrógeno” porque 2 átomos de Cl reaccionan con 2 átomos de H, de acuerdo con esta suma: HCl + HCl = H 2 Cl 2 , y el cloruro del calcio es CaCl 2.

La ecuación anterior igualada es:

2 NO 3 Ag (ac) + Cl 2 Ca (ac) → (NO 3 ) 2 Ca (ac) + 2 ClAg (s)

en la que hay, a cada lado de la flecha, 2 átomos de plata, 2 átomos de cloro, 1 átomo de calcio y 2 grupos NO 3 (o sea 2 grupos "nitrato", que se han de contar así, por grupos, como también ocurriría con los grupos sulfatos, SO 4 , y otros grupos análogos).

EL MOL

Comencemos definiendo lo que es el peso atómico de un elemento. El peso atómico de un elemento es lo que pesa el átomo de ese elemento, tomando al peso del átomo de hidrógeno como la unidad; recuérdese que el hidrógeno es el elemento más ligero, el de menor peso atómico, de todo el sistema periódico. Por ejemplo, el peso atómico del oxígeno es 16 porque un átomo de oxígeno pesa lo mismo que 16 átomos de hidrógeno; el peso atómico del carbono es 12 porque un átomo de carbono pesa lo mismo que 12 átomos de hidrógeno.

Sigamos con el peso molecular. Peso molecular de una molécula es la suma de los pesos atómicos de los átomos que conforman la molécula. Por ejemplo, el peso molecular de la molécula del agua (cuya fórmula se sabe que es H 2 O) es 18 porque 18 es la suma de los pesos atómicos de 2 átomos de hidrógeno, de peso atómico 1 cada uno, más el peso atómico de 1 átomo de oxígeno, que es 16.

Otro ejemplo: el peso atómico del silicio es 28; el peso molecular de la molécula SiO 2 , que es el óxido de silicio, es la suma del peso atómico del silicio más el peso atómico de 2 átomos de oxígeno, es decir 28 + 16 + 16 = 60.

Átomo-gramo y molécula gramo. El átomo-gramo de un elemento es el peso atómico de ese elemento expresado en gramos. Por ejemplo, el peso atómico del carbono es 12; el átomo -gramo

Ejemplo 2.-. Dada la reacción:

NO 3 Ag (ac) + ClNa (ac) → NO 3 Na (ac) + ClAg (s)↓

deducir cuantos gramos de nitrato de plata son necesarios para precipitar 100 gramos de cloruro de plata; obsérvese que 1 mol del nitrato de plata precipita a 1 mol del cloruro de plata; aclaración: como el cloruro de plata tiene, a continuación de su fórmula, el símbolo (s) se nos está indicando que es un sólido y que, por ser sólido, se va al fondo de la vasija que contiene a la solución; a este fenómeno se le denomina precipitación, y a la reacción se le llama reacción de precipitación; no obstante, y para que el concepto de la precipitación esté mejor expresado, se ha colocado, junto al símbolo (s), una flecha hacia abajo.

El peso molecular del nitrato de plata es: 14 (por el nitrógeno) + 3 · 16 (por los 3 átomos de oxígeno) + 108 (por la plata) = 170 ; luego 170 gramos del nitrato contienen 1 mol del nitrato, que son 6'023 · 10^23 moléculas de nitrato de plata.

El peso molecular del cloruro de plata es: 35'5 (por el cloro) + 108 (por la plata) = 143'5; luego 143'5 gramos del cloruro de plata contienen 1 mol de este cloruro, que son 6’023 · 10^23 moléculas de cloruro de plata.

Seguidamente establezcamos una regla de tres (se utilizarán mucho en este texto las reglas de tres porque evitan las equivocaciones):

si 170 gramos del nitrato precipitan 143'5 gramos del cloruro

x gramos del nitrato precipitarán 100 gramos del cloruro

de donde:

x = (^1435)

170 100 '

· = 118’467 gramos de nitrato de plata.

PRINCIPIO DE AVOGADRO

El principio de Avogadro dice que volúmenes iguales de gases cualesquiera, siempre que

estén en las mismas condiciones de presión y de temperatura, tienen el mismo número de moléculas. Expuesto de otra forma: dos gases que tengan el mismo número de moléculas, si sus temperaturas y sus presiones son iguales, ocupan el mismo volumen.

Quiere decirse que, en 1 litro de hidrógeno, a la temperatura de 0º C y a la presión de 1 atmósfera, hay el mismo número de moléculas que las que existen en 1 litro de oxígeno, también a la temperatura de 0º C y a la presión de 1 atmósfera. Si la temperatura, o la presión, variaran, el número de moléculas que hay en 1 litro también variaría.

Un mol de cualquier gas, como el H 2 ó el O 2 , contiene un número fijo de moléculas, siempre el

mismo número de moléculas, y este número es 6’023 · 10^23 moléculas; si la temperatura es fija y de 0º C, y también si la presión es fija y de 1 atmósfera, según el principio de Avogadro, el volumen de 1 mol de cualquier gas también es fijo; este volumen, a 0º C y a 1 atmósfera de presión, es igual a 22’4 litros.

Ley de las proporciones de volúmenes constantes.- Esta ley se cumple sólo para los gases, y es una consecuencia del principio de Avogadro. La ley dice que, en las reacciones en las que intervienen sólo gases, los gases reaccionan de tal manera que la relación, entre sus volúmenes, es igual a una fracción de números enteros y pequeños, siempre que las temperaturas y las presiones de los gases reaccionantes sean iguales.

Se aclara la ley mediante un ejemplo; supóngase que, a una determinada temperatura y a una determinada presión, tenemos un volumen V del gas O 2 ; también supóngase que a la misma temperatura anterior y a la misma presión anterior, tenemos un volumen doble, 2 · V, del gas H 2 ; como el volumen del gas H 2 es doble que el volumen del gas O 2 , según el principio de Avogadro, el volumen 2 · V contiene un número de moléculas de H 2 que es igual al doble del número de moléculas de O 2 que contiene su volumen V. Hagamos reaccionar los 2 gases; la reacción es esta:

2 H 2 + O 2? 2 H 2 O

Quiere decirse que, por cada molécula de oxígeno que reacciona, al mismo tiempo reaccionan 2 moléculas de H 2 ; por tanto el volumen V del O 2 reacciona totalmente con el volumen 2 · V del H 2 , y la relación entre los 2 volúmenes es:

1

(^2) = 2 V

· V

resultando una fracción de números enteros y pequeños, como dice la ley de las proporciones de volúmenes constantes.

Ley de Dulong y Petit.- Recuérdese que el calor específico de un cuerpo es la cantidad de calor necesaria para elevar, en un grado centígrado, la temperatura de un gramo del cuerpo.

La ley de Dulong y Petit dice que si se multiplica el calor específico de un elemento ( NO de un compuesto ) sólido por su peso atómico, resulta una cifra próxima a 6’3.

LEYES DE LOS GASES

Se sabe que un cuerpo se encuentra en el estado gaseoso cuando, sea cual sea su masa, ocupa la totalidad del volumen del recipiente que lo contiene. Más adelante se analizan conceptos importantes de los gases; ahora nos limitaremos a estudiar las leyes de los gases.

Las leyes de los gases fueron deducidas, experimentalmente, por los científicos Boyle-Mariotte, Charles y Gay-Lussac. Boyle-Mariotte dedujo la denominada ley de Boyle - Mariotte , que dice