La materia by jrgg250hp

LA COMPOSICIÓN DE LA MATERIA

Prof. Gustavo Laborde Mayo, 2003

LA DISCONTINUIDAD DE LA MATERIA La teoría atómica La primer teoría acerca de la estructura de la materia fue enunciada por Dalton en 1808, en la cual se introduce la noción de discontinuidad de la materia. Ésta consta de los siguientes postulados: 1.2.3.4.-

La materia es discontinua y está formada por átomos, que son partículas discretas de materia que no pueden ser subdivididos. Los átomos pertenecientes a un elemento son iguales entre sí y tienen el mismo peso. Los átomos de distintos elementos tienen propiedades diferentes y difieren en su peso. Los átomos de los distintos elementos se combinan entre sí para formar compuestos, en relaciones de números enteros sencillos.

La corroboración empírica de esta teoría se puede realizar a través de las leyes que rigen las combinaciones.

Las leyes de las combinaciones I. Ley de la conservación de la masa . (Lavoisier,1774). El peso total de los resultantes de una reacción es igual la suma de los pesos de, los reactivos, es decir, que no, hay variación en el peso total de las sustancias que intervienen en un proceso químico. II. Ley de las proporciones definidas. (Proust, 1800). Un compuesto dado contiene siempre los mismos elementos y en las mismas relaciones ponderales, independientemente de su método de preparación. III. Ley de las proporciones múltiples.(Dalton, 1802). Sí dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos que se combinan con el mismo peso

del otro, están en una razón de números enteros y pequeños. IV. Ley de las proporciones recíprocas (Ritcher, 1810) Los pesos, sus múltiplos o submúltiplos de los diferentes elementos que reaccionan con el peso fijo de otro elemento, reaccionan también entre sí. V. Ley de los volúmenes de combinación. (Gay Lussac, 1808,) Los volúmenes de los gases que reaccionan entre sí, muestran una relación simple, así como también con el volumen del producto gaseoso resultante

Limitaciones de la teoría atómica de Dalton y de las leyes de combinación Teoría atómica de Dalton Limitaciones al 1º postulado: Hay átomos inestables que se desintegran naturalmente y otros que son susceptibles de transmutación artificial. Tanto en un caso como el otro están implicadas las partículas constitutivas del átomo, es decir , que implican su subdivisión. Limitaciones al 2º postulado: La existencia de ISÓTOPOS: los nucleidos caracterizados por el mismo número atómico Z (se trata del mismo elemento) pero que difieren en su número de masa A. La existencia de ISÓBAROS: los nucleidos con diferente número atómico (se trata de distintos elementos) pero el mismo número, de masa. Limitaciones al 4º postulado: Las mismas que para le ley de Proust que se explicarán más adelante.

Ley de la conservación de la masa Se cumple con limitaciones. Las limitaciones surgen de la ecuación de Einstein ∆E=∆ mC2 , siendo C la velocidad de la luz = 3 X 108 m/s. De esta manera el equivalente de 1 g de materia en Joules sería 9 x 1016 J. Los balances energéticos de los procesos químicos corrientes son muchísimo menores (en general del orden de 103 – 104 J), que en los procesos radiactivos lo que nos permite afirmar que la ley de la conservación de

la masa mantiene su validez, para los procesos químicos comunes, en cambio en los procesos nucleares es de rigor la aplicación de la ecuación de Einstein.

Ley de las proporciones definidas Los daltónidos, son, compuestos estequiométricos, es decir, que tienen una composición, ponderal definida y constante, que se traduce en una relación atómica de números enteros. Existen, sin embargo, compuestos no estequiométricos cuya composición variable representa, un alejamiento de la ley de Proust. A estos compuestos no estequiométricos se les dio el nombre berthólidos en homenaje a C.L. Berthollet, quien mantuvo una posición opuesta a la de Proust sosteniendo que en general los compuestos presentaban una composición ponderal variable, siendo los de composición constante la excepción. Estos hechos se observan fundamentalmente en las redes iónicas tridimensionales. La complejidad de estas redes posibilita la existencia de ciertos defectos reticulares que explican el carácter no estequiométrico de algunos compuestos Ejemplos de este tipo de compuestos son: PdH 0.6_ 1; Cu 1. 7 - 2 S; Ti0.75 O ; Ti O0,70 . Por otra parte existen especies que resultan de la inclusión de gases o líquidos de naturaleza diversa (no necesariamente elementos) en cavidades existentes en las redes cristalinas de ciertos compuestos. No son estequiométricos, y al variar el numero de cavidades ocupadas, varía su composición. A este tipo de compuestos se les denomina clatratos. Ejemplos de estos compuestos son: C6 H4 (OH)2 /Kr 3:0.74 ; Cl2 .7.3H2 O. No es conveniente que le profesor haga mención a estas excepciones a la ley de Proust para no generar confusión en los alumnos. Sin embargo puede resultar de interés presentar la controversia histórica entre Proust y Berthollet, lo que permite trabajar aspectos del desarrollo histórico de la ciencia y fundamentalmente que los hechos que hoy se presentan como definitivos y evidentes, implicaron procesos que en su momento fueron fruto de problemas, controversias, avances y retrocesos etc.

CONTROVERSIA SOBRE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS “Cuando se alude a la controversia suscitada por esta tesis, y que se prolongará hasta 1807, generalmente se hace del adversario de Berthollet, Joseph Louis Proust, un defensor del futuro, un químico moderno que establece experimentalmente, a pesar de la autoridad de las especulaciones dogmáticas heredadas del siglo XVIII, lo que nosotros sabemos hoy que es verdad: los compuestos químicos tienen realmente una identidad, están formados por componentes en proporciones definidas. De hecho, la controversia puede leerse de otra manera: fue la proposición "revolucionaria" la que resultó derrotada, y la química tradicional la que prevaleció. Antes de entablar con Berthollet una controversia experimental, Proust había publicado en 1799 un primer artículo, donde demostraba que el óxido de mercurio, ya sea producido en laboratorio o procedente de las minas de Perú, tenía la misma composición. En esa época Proust en modo alguno consideraba que esto fuese una conclusión revolucionaria, sino una confirmación de la antigua doctrina de Stail sobre la invariabilidad del pondus naturae: las proporciones ponderales definidas de los compuestos son testimonio de que la mano invisible de la naturaleza opera de manera idéntica en las profundidades de la tierra y en los laboratorios. En cuanto a la oposición entre hecho y especulación, los dos protagonistas invocaban hechos tan ambiguos los unos como los otros. Ambos analizaban óxidos metálicos y nosotros sabemos hoy, retrospectivamente, que las técnicas experimentales de la época no podían inclinar la balanza de un lado u otro: lo que analizaban era de hecho, es decir para nosotros, una mezcla de óxidos de diferentes tipos, cosa que Proust por otra parte afirmaba, pero que Berthollet no tenía ningún motivo para aceptar, y Proust acusaba con derecho a su adversario de enmascarar con explicaciones ad hoc que en realidad estaba tratando con una mezcla, sólo con una mezcla . ¿Cómo acaba esta controversia'? En la indiferencia general. Ninguno de los protagonistas se declara derrotado, pero mientras tanto para todos los químicos la ley de las proporciones se ha convertido en un “hecho". En 1832 Gay-Lussac extraerá de esta historia "nuestra" moraleja: Berthollet tenía razón a propósito de las reacciones, éstas en general producen un equilibrio entre los constituyentes, que depende de las condiciones de reacción; pero se equivocaba en lo que concierne a los compuestos producidos...”

Bensuade – Vincent, B (1997) “Historia de la Química”

PERSPECTIVA CORPUSCULAR DE LAS LEYES MÁSICAS

DIMENSIÓN MACROSCÓPICA

2H2 (g) + O2(g)

DIMENSIÓN CORPUSCULAR

2H2O(g)

LEY DE LAVOISIER mH2 + mO2 = mH2O

Nº at. O inic. = Nº at. O fin. Nº at. H inic. = Nº at. H fin. CONSERVACIÓN DEL ELEMENTO

LEY DE PROUST mH =K mo

Nº atH =K Nº at o

COMPOSICIÓN DEFINIDA Y CONSTANTE DE LAS SUSTANCIAS

RELACIÓN ATÓMICA DEFINIDA Y CONSTANTE EN LAS MOLÉCULAS

LEY DE DALTON Si se considera la reacción de formación del agua y además la reacción de formación del peróxido de hidrógeno:

H2 (g) + O2(g)

H2O2

mH2 + mO2 = mH2O mH2 + m’O 2 = mH2O2 mO = Nº enteros < 10 m'O

N º at.Oen( H 2 O ) N º atOen( H 2O2 )

1 2

LEY DE RITCHER

2H2 (g) + O2(g)

2H2O(g)

C (s)

+ O2(g)

CO2(g)

C (s)

+ 2H2 (g)

CH4(g)

mH.enH2O m = H.en.CH4 m'C .en.CO2 m' C.en.CH4

Nº at H.enH2O Nº at H. en.CH4 = Nº at C.en.CO2 Nº at C .en.CH4

LEY DE GAY LUSSAC 2 vol hidrógeno + 1 vol oxígeno

según la teoría de Dalton

2 vol vapor de agua el modelo no es corroborado con los datos empíricos según la hipótesis de Avogadro

INTRODUCCIÓN DEL CONCEPTO DE MOLÉCULA

MASA ATÓMICA La masa atómica relativa no tiene un significado acorde con los términos del significante mismo, es decir, que no representa la masa, de un átomo. La masa de un átomo además de no ser -22 -24 detectada por ningún instrumento de medida, ya que es del orden de 10 a 10 g, representa una cantidad de sustancia tan pequeña que se desvincula de las cantidades usadas en los procesos químicos habituales. Las masas atómicas son valores relativos que surgen por comparación de las masas de los átomos con una determinada unidad de masa atómica convenientemente elegida.

Masa atómica relativa de elementos anisotópicos. Los elementos anisotópicos son aquellos que no tienen isótopos, es decir, que todos sus átomos tienen, además del mismo numero atómico, el mismo número de masa. Siendo X un elemento anisotópicos definimos su masa atómica relativa como el número que surge de la relación entre la masa de uno de sus átomos (m) y una unidad de masa atómica arbitraria (µ ): Mx =m x/µ En otras palabras, masa atómica relativa es el número abstracto que expresa cuántas veces más masa tiene el átomo del elemento anisotópico considerado, que la unidad de masa atómica elegida . La unidad de masa elegida ha variado en el transcurso del tiempo, pero siempre ha estado vinculada con algún elemento que se toma como patrón.

Escalas de pesos atómicos. La variación en la unidad considerada ha dado lugar a distintas escalas de pesos atómicos. La primera unidad fue el átomo de hidrógeno. Por ser el elemento más liviano se creyó conveniente usarlo como unidad y se le asignó el valor 1. Una característica que debe exhibir el patrón de masas atómicas, es la capacidad para combinarse con la mayoría de los elementos originando compuestos estables y estequiométricos. No es el caso del hidrógeno que en sus combinaciones con la mayoría de los metales origina compuestos poco estables y no estequiométricos. El oxigeno cumple mejor con la condición mencionada y se decide internacionalmente adoptarlo como patrón. La unidad de masa se define como la dieciseisavas parte de la masa del átomo de oxígeno. Al ponerse en evidencia que el oxígeno natural está constituido por tres isótopos, de números de masa 16, 17 y 18, surgen dos escalas, la escala física y la escala química: La escala química establece el standard 0 16,000 considerando como masa promedio de los isótopos constituyentes y la escala física toma como 16,0000 la masa del isótopo de número 16 de masa 16, es decir, la del nucleido 16 del 0. El, problema de tomar el oxigeno como patrón se agudiza al comprobarse que la abundancia relativa de los diferentes isótopos en el oxígeno natural es variable. Desde 1961 los químicos y los físicos solucionan los problemas derivados del uso del oxígeno como patrón de masa atómica al adoptar como unidad de masa común, la duodécima parte 12 de la masa del nucleido C., definiendo asía la Unidad de Masa Atómica (uma)

m m12 C µ= = 1, en consecuencia la masa atómica relativa quedaría definida: M = x 12 1

Repitiendo la definición de peso atómico, ahora considerando la unidad de masa concreta últimamente aceptada, se tiene:

Masa atómica relativa de un elemento anisotópico, es el número que surge de la relación entre 12 la masa de uno de sus átomos y la duodécima parte de la masa de un átomo del nucleido C. La relación entre la unidad uma y la unidad gramos queda establecida como: 1 µ ___1,66x10

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Masa atómica relativa de elementos isotópicos. Cuando un elemento es isotópico, esta constituido por átomos de igual número atómico, pero 1 con tantos números de masa diferentes como nucleidos posea. La definición de masa atómica recientemente dada, no se puede aplicar en estos casos porque la masa de los átomos no es única. Existían dos posibilidades; o definir varios masas atómicas para un mismo elemento, lo que aparejaría inconvenientes de diversa índole, o definir un a masa atómica relativa promedio. Este promedio se obtiene basándose en los números de masa de cada isótopo y sus abundancias relativas (expresadas generalmente en %). Si un elemento X contiene los isótopos A1, A2, ....., An cuyas abundancias relativas son a1, a2,..., an, se cumple que

∑ masa.isotópica.promedio =

An A1

MAa x

100

Para un elemento isotópico: Masa atómica relativa es el número que surge de la relación entre la masa media por átomo de una composición nucleídica natural del elemento y la duodécima parte de la masa de un 12 átomo del nucleido C. Desde 1969 la IUPAC ha completado la definición de peso atómico incluyendo el concepto 2 restrictivo de material normal . Esta inclusión es necesaria por la existencia de materiales en los cuales la abundancia relativa de los isótopos constituyentes de un, elemento dado se ve muy alterada y por lo tanto los pesos atómicos promedios distan apreciablemente de los aceptados. Esto sucede en materiales que proceden de fraccionamiento artificial de isótopos, de reacciones nucleares, de procesos radiactivos, de origen extraterrestre o de composición isotópica natural poco frecuente. Agregando este concepto y reuniendo en una sola definición para elementos isotópicos y anisotópicos, se llega a: Masa atómica es el número abstracto que expresa la relación entre la masa de un átomo de un elemento anisotópico, o la masa promedio por átomo de un elemento isotópico, provenientes 12 de materiales normales y la duodécima parte de la masa del átomo del nucleido C.

Toda especie atómica definida por sus propiedades nucleares: Z, A, y energía nuclear. Por material normal se entiende, aquél cuyos elementos isotópicos constitutivos tienen una masa atómica coincidente con el valor aceptado para esa masa atómica. 2

El espectrómetro de masas La forma más directa y exacta de determinar pesos atómicos y moleculares es utilizando un espectrómetro de masas:

Una muestra gaseosa se introduce en A y se bombardea con una corriente de electrones de alta energía en B. Los choques entre los electrones y los átomos o moléculas del gas producen iones positivos, en su mayor parte con carga 1+. Estos iones se aceleran hacia una rejilla de alambre que tiene carga negativa (C). Una vez que pasan por la rejilla, los iones se topan con dos ranuras que sólo permiten el paso de un haz de iones muy angosto. A continuación, este haz pasa entre los polos de un imán, que desvía los iones hacia una trayectoria curva. En el caso de iones con la misma carga, la magnitud de la desviación depende de la masa: cuanto mayor es la masa del ion, menor es la desviación. Así, los iones se separan según su masa. Si se varía continuamente la intensidad del campo magnético o del voltaje de aceleración en la retícula de carga negativa, se pueden seleccionar iones de diferentes ma sas para llegar al detector que está en el extremo del instrumento. Una gráfica de la intensidad de la señal del detector contra la masa del ion se denomina espectro de masas. El espectro de masas del cloro, revela la presencia de dos isótopos. El análisis de un espectro de masas proporciona tanto las masas de los iones que llegan al detector como sus abundancias relativas. Las abundancias se obtienen a partir de la intensidad de la señal. El conocimiento de las masas atómicas y de la abundancia de cada isótopo nos permite calcular la masa atómica promedio de un elemento. Los espectrómetros de masas también se usan ahora para identificar sustancias químicas. Cuando una molécula pierde electrones, se disgrega, formando una serie de fragmentos cargados positivamente. El espectrómetro de masas mide las masas de estos fragmentos, produciendo una "huella dactilar" química de la molécula y suministrando indicios de la forma como los átomos estaban conectados entre sí en la molécula original. Así, un químico podría utilizar esta técnica para determinar la estructura molecular de un compuesto recién sintetizado o para identificar un contaminante aislado de un lago. Determinación de masas moleculares Técnicas basadas en las propiedades coligativas Se determinan masas relativas Se determina masas promedio de las partículas de la Se determinan masas de partículas individuales muestra Precisión muy elevada (errores a veces menores de Precisión media–baja (errores típicos de 1–5%) 0,00001%) La fragmentación de la molécula informa de su No aportan más información estructural estructura Puede no observarse el pico molecular sino sólo de Masa molecular de la sustancia en disolución, fragmentos Aparatos de elevado costo y delicado mantenimiento Aparatos de bajo costo y poco mantenimiento Adaptado de Brown y otros (1998) “Química la ciencia central” Espectrómetro de masas Se determinan masas absolutas

NUMERO DE AVOGADRO Si las relaciones establecidas para la definición de masa atómica relativa en función de la unidad de masa atómica, se establecen en otras dimensiones de masa como el gramo se llegaría a la relación:

12g m 12 C( g ) 12

Esta relación expresaría el número de átomos de C contenidos en 12 g del nucleido C. Por la igualdad de ésta con las otras relaciones existentes para, cualquier elemento anisotópico, surge que se trata de una constante universal, es el número de Avogadro y se le representa por N. El valor aceptado actualmente para N es:

N = (6.02214 ± 0.00015) x 1023 Determinación del número de Avogadro a partir de la estructura de un sólido Muchos sólidos presentan una estructura en extremo ordenada. Un ejemplo es el compuesto iónico cloruro de sodio. Esta estructura tridimensional se conoce como red cristalina. Algunos metales, como el aluminio (Al) y el hierro (Fe) también forman redes cristalinas semejantes. Una celda unitaria es la unidad estructural básica de la red cristalina tridimensional.

La unidad estructural básica de una red cristalina es la celda unitaria. Un sólido cristalino está formado por muchas celdas unitarias que se extienden en todas direcciones. Si se conocen las dimensiones de la celda unitaria (es decir, las medidas de las aristas) y el número de átomos (o iones, en el caso de un compuesto iónico) que hay en cada celda, se puede calcular el número de átomos (o iones) en un mol de una sustancia, es decir, el número de Avogadro.

El hierro tiene una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo.

Como ejemplo, considérese la estructura cristalina del hierro. La celda unitaria del hierro tiene una estructura cúbica centrada en el cuerpo. Hay un total de dos átomos de Fe dentro de la celda (uno formado por los ocho vértices y uno central). Con la técnica conocida como difracción de rayos X se determina que la medida de la celda unitaria cúbica centrada en el En la celda unitaria cúbica centrado en el cuerpo cuerpo del Fe es de 286.7 cada átomo de los vértices es compartido por ocho prn. Debido a que la celdas unitarios de modo que cada uno de los ocho densidad del hierro es átomos de los vértices contribuye sólo con 1/8 de 7.874 g/cm3 y su masa átomo al número total de átomos en una celda La difracción de rayos X muestra que unitaria. Este átomo, sumado al átomo central, da molar es 55.85 g/mol, se la longitud de cada lado o aristas de un total de dos átomos por celda unitaria. puede calcular el número una celda unitario de hierro es de de Avogadro. Primero se 286.7 pm. Con este número se puede calcular el volumen de la celda encuentra el volumen de una celda unitaria. A continuación, a partir de la masa unitaria, determinar el número de molar del Fe y de su densidad, se determina el volumen de un mol de átomos de celdas unitarios en un mal de átomos Fe (su volumen molar). La relación entre el volumen molar y el volumen de una de Fe y así, calcular el número de celda unitaria proporciona el número total de celdas unitarias en un mol de átomos átomos en un mol. de Fe. Por último, si se conoce el número de átomos de Fe contenidos en una celda unitaria, se puede determinar el número de Avogadro. Adaptado de R. Chang (1999)

MASAS MOLECULARES De compuestos constituidos por elementos anisotópicos De la misma manera que se consideró para la masa atómica relativa, se define masa molecular como el numero que surge de la relación entre la masa de una molécula y la unidad de masa. De compuestos constituidos por elementos isotópicos. Cuando los elementos constitutivos de una sustancia son isotópicos, se complica el panorama, porque todos los isótopos tienen posibilidad de formar las moléculas correspondientes y van a existir tantas moléculas distintas del compuesto como combinaciones posibles haya de los diferentes isótopos.

Se ha convenido en llamar especie química a cada una de estas diferentes combinaciones 3 (moléculas), que responden a la misma fórmula, pero difieren en su masa molecular .

Son varias las posibilidades de formar moléculas correspondientes a los distintos isótopos. Pero aumenta el número de posibilidades, al. considerar que en la molécula pueden estar presentes diferentes especies isotópicas correspondientes a cada uno de los elementos. Si bien todas las combinaciones son posibles, unas son más probables que otras, en razón de la abundancia relativa de los isótopos de los elementos constitutivos. Por lo tanto corresponde definir una frecuencia de existencia para cada una de las especies químicas probables y establecer masas moleculares promedio para los compuestos integrados por uno o más elementos isotópicos.

Cálculo de la masa molecular en función de la masa atómica La masa molecular de una especie formada por un único elemento es numéricamente igual a su masa atómica multiplicada por su atomicidad. Si se trata de especies formadas por elementos diferentes, la masa molecular es igual a la suma de las masas atómicas de los elementos constituyentes de la molécula, multiplicado cada uno de ellos por el número de átomos respectivo con que figura en la fórmula. Cuando se trata de especies formadas por elementos isotópicos, en la mayoría de los casos las masas moleculares promedio se calculan de igual forma, a partir de las masas atómicas promedio, que son los que figuran en las tablas correspondientes. Sin embargo, sí los elementos no tienen un isótopo altamente preponderante, la masa molecular de los compuestos que integran, tendrían que calcularse promediando las masas de todas las especies químicas multiplicadas por las frecuencias respectivas. Este valor al que se le designa como masa molecular media ponderada difiere de la masa molecular media común, en un valor significativo, frente a la precisión exhibida por las masas atómicas. Por ejemplo el caso concreto del BCl3 cuya masa molecular media es 117.16, mientras que la masa molecular media ponderado es 117.29

MASA FÓRMULA Existen sustancias formadas por especies en las que no se individualizan moléculas, las especies iónicas, por lo tanto no se puede hablar de masa molecular. Su fórmula no representa una molécula, sino que es una fórmula asignada de manera de balancear las cargas iónicas. En estos casos el término correcto no es masa molecular, sino masa fórmula. Esta masa fórmula se calcula de la misma manera que sí tratara de una masa molecular. 3

En caso de combinaciones iónicas la denominación de especie adquiere el mismo significado, como especie iónica

CANTIDAD DE SUSTANCIA El problema de las cantidades en los cambios químicos se resuelve definiendo la magnitud cantidad de sustancia (n). Eso tiene que ver con la consolidación de la teoría atómico molecular, ya que desde este punto de vista se centra más la atención en la relación entre cantidades de partículas que intervienen en la reacción que en los pesos de combinación. Ahora bien, la extremada pequeñez de las partículas dificulta la posibilidad de contarlas directamente en el nivel corpuscular. En consecuencia la introducción de la magnitud cantidad de sustancia obedece a razones de medir macroscópicamente entidades elementales a partir de las masas o volúmenes de combinación de las sustancias reaccionantes.. Cantidad de sustancia es la magnitud que permite relacionar el número específico de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, grupos especificados de partículas, etc.) contenidas en una sustancia dada. De esta manera una cantidad de sustancia numéricamente igual a la masa atómica, molecular o fórmula de una especie expresada en gramos, representará la masa en gramos del número de Avogadro de las especies respectivas (átomos, moléculas, iones) La unidad de cantidad de sustancia es mol El mol es una de las siete unidades 4 fundamentales que integran el Sistema Internacional de Unidades (SI) y corresponde a la unidad de la magnitud cantidad de materia. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) en 1965 estableció, que: un mol es una cantidad de sustancia de fórmula química especificada que contiene el mismo número de unidades fórmula (átomos, moléculas, iones, electrones, 12 cuantos u otras entidades) como hay en 12 gramos exactamente del nucleido puro C. Más tarde en 1971, la XIV Conferencia General de Pesas y Medidas (CGPM) precisa más sobre cuáles son estas entidades elementales: El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos de carbono hay en 0,012 kilogramos de carbono-12. Cuando se utiliza el mol, las entidades elementales deben especificarse y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas, o grupos específicos de tales partículas. Con la actual definición de mol (n), este término se independiza de la masa (m) y del número de partículas (N) dado que representa la cantidad de sustancia que contienen un número 5 determinado de partículas .

MASA MOLAR . Si bien intrínsecamente el concepto de mol se independiza de la masa, podemos hablar de la masa de un mol o del volumen de un mol siempre que se mencionen los entes elementales respectivos. Así, la masa de un mol es numéricamente igual a la masa de las especies de referencia (átomos, moléculas, iones, etc.). De igual forma la masa de un mol es la masa de un sistema que 23 contiene 6.022 x 10 entidades elementales determinadas. Tal masa se denomina masa molar (especificando el tipo de especie a la que pertenece), se representa mediante el símbolo: −

M y sus unidades serán g/mol 4

Unidades fundamentales del sistema internacional:

Nombre de la magnitud

Longitud

Masa

Tiempo

Temperatura

Intensidad

Símbolo magnitud Nombre de la unidad Símbolo unidad

l metro m

m kilogramo kg

t segundo s

T kelvin K

I amperio A

Intensidad luminosa Il candela Cd

Cantidad de sustancia n mol mol

Para profundizar en los conceptos de cantidad de sustancia y mol es recomendable la lectura del artículo Furió, Carles: “Dificultades conceptuales y epistemológicas del profesorado en la enseñanza de los conceptos de Cantidad de sustancia y de mol” publicado en la revista ENSEÑANZA DE LAS CIENCIAS, 1999, 17 (3).

VALENCIA DE UN ELEMENTO A partir de las diferentes leyes de la combinación, particularmente la ley de Dalton y la de Ritcher se desarrolla el concepto de valencia de un elemento en función de su capacidad para combinarse en una reacción química Valencia de un elemento o capacidad de combinación es la capacidad de combinarse de el elemento en cuestión con otro tomado como patrón (el patrón considerado es el hidrógeno al que se le asigna la valencia 1). Actualmente, y a la luz de los diferentes modelos de enlace que explican las uniones químicas, el concepto de valencia es definido como: Valencia de un elemento es un número que representa la cantidad de electrones compartidos, cedidos o aceptados en un enlace químico (representando la capacidad de enlace del elemento). Es conveniente distinguir claramente el concepto de valencia, del de Nº de oxidación. Este último es un concepto arbitrario que se define para explicar en forma adecuada las transformaciones que se producen en los elementos cuando participan en procesos que implican transferencia de electrones. Así el Nº de oxidación es un número arbitrario que indicaría la carga que tendría el elemento en un determinado compuesto si éste fuese iónico. En cuanto a la notación científica durante mucho tiempo ambos valores se distinguieron representando la valencia mediante números romanos (I, IV, etc.) y el Nº de oxidación con números ordinales señalando el signo correspondiente (+1, -3, etc.). Actualmente la IUPAC, especialmente en la nomenclatura de complejos, mantiene la representación con números romanos (y su signo correspondiente), también para el Nº de oxidación. De todas formas es deseable distinguir con precisión las notaciones que involucran estos conceptos: III +3 +III 3+ Al , Al (Al ), Al En el primer caso se estaría representando al elemento aluminio con su valencia en un compuesto dado. En el segundo caso se estaría representando al elemento aluminio con su Nº de oxidación en un compuesto dado. En el tercer caso se estaría representando al elemento aluminio como catión aluminio con sus tres cargas positivas