Invariabilidad de la composición química de una sustancia
Se encuentre ésta en estado sólido, líquido o gaseoso, los átomos o moléculas que constituyen una sustancia determinada no pierden sus propiedades físicas ni químicas. Solamente en estado de "plasma" sufre una desintegración que separa sus protones, neutrones y electrones, perdiendo así aquéllas propiedades originales.
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Símbolos y fórmulas
Los átomos se representan mediante símbolos (una o dos letras), en tanto que las moléculas se representan mediante fórmulas (con los símbolos de los átomos que las forman y la proporción en que cada uno de ellos se encuentra).
Un átomo corresponde a un elemento.
Una molécula corresponde a un compuesto.
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Unidad de masa atómica
Es la unidad utilizada para comparar las masas de los diferentes átomos. El valor fue elegido tomando arbitrariamente una unidad comparación. Inicialmente 1 uma era igual a la masa del átomo de Hidrógeno. Luego se reemplazó por la masa del oxígeno-16 dividida por 16, y actualmente se utiliza la masa del carbono-12 dividida por 12, ya que da valores más parecidos a números enteros para los demás elementos.
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Número atómico (Z)
Cantidad de protones en el núcleo de un átomo.
Define de qué elemento se trata, pues cada elemento tiene un solo número atómico
y a cada número atómico corresponde un único elemento.
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Número másico (A)
Cantidad de protones + neutrones en el núcleo de un átomo.
Para cada elemento, el valor de A puede variar (isótopos) pero el valor de Z es invariable.
La cantidad de neutrones en un núcleo se obtiene restando A - Z.
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Ley de las proporciones simples (J. Dalton)
Cuando átomos de diferentes elementos se combinan para formar moléculas (compuestos),
lo hacen en proporciones de números enteros sencillos (p. ej. 1:1 1:2 2:3 etc.).
Por esta causa, los compuestos tienen un peso molecular relativo fácilmente determinable y constante.
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Ley de las proporciones definidas (J. L. Proust) (1801)
Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto
lo hacen en una relación en peso invariable y definida.
La proporción de los elementos en un compuesto determinado siempre es la misma.
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Ley de las proporciones múltiples ( J. Dalton) (1803)
Los mismos elementos se pueden combinar de diferentes maneras
dando lugar a compuestos distintos,
cada uno de los cuales posee relaciones de peso invariables y definidas.
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Cambios químicos
En una transformación química se forman sustancias diferentes de las que había,
con propiedades también distintas.
Los átomos se reacomodan durante un cambio químico para generar otras moléculas.
Los cambios químicos se expresan mediante "reacciones químicas",
que se escriben como "ecuaciones químicas"
puesto que siempre son igualdades (Principio de conservación de la masa - Lavoisier).
Al final de una transformación química,
la cantidad y tipo de átomos de cada clase es la misma que había antes de la reacción
pero se han formado nuevas moléculas con nuevas propiedades.
Cuando varía la especie de átomos por sufrir un cambio,
se trata de una "reacción nuclear o radiactiva"
y no de una "reacción química".
Cuando como consecuencia de un cambio no se modifica la composición de las moléculas presentes,
se trata de un "cambio físico" y no de un "cambio químico".
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Procesos endotérmicos y exotérmicos
Si un cambio químico o físico absorbe energía cuando se produce, el proceso se denomina "endotérmico".
Si al producirse libera energía se llama "exotérmico".
Siempre que se producen cambios en la materia, cambia la energía del sistema.
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Leyes de conservación
1) de la materia (masa) (A. L. Lavoisier 1743-1794):
La materia (en realidad él hablaba solamente de la masa) no se crea ni se destruye.
Solamente se transforma.
2) de la energía (J. Joule - H. von Helmholtz - Meyer):
La energía no se crea ni se destruye.
Solamente se transforma.
3) de la masa + energía (A. Einstein):
La masa puede transformarse en energía (y viceversa),
pero la materia (suma de masa + energía) no se crea ni destruye.
Solamente se transforma.
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Nota del autor:
Habitualmente se intercambian los conceptos de "masa" y "materia" dificultando la comprensión de muchos temas.
Aquí he considerado "materia" todo lo que es diferente de la Nada, "masa" su forma perceptible por ocupar un lugar físico, ser relativamente impenetrable, etc., y "energía" la sustancia permanente del universo que da origen a la masa y a la que la masa retorna continuamente.
De todos modos, la diferencia real entre masa y energía es quizá solamente una cuestión de frecuencia de vibración, y ambas son, esencialmente, lo mismo, es decir, el constituyente del Todo (en oposición a la Nada).
Como tal, es "eterna", "todopoderosa", etc. Solamente se diferencia del concepto de "Dios" en que éste último sería "la Energía con intencionalidad".
Prof. D.A.Galatro.
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Constantes atómicas
Relación carga/masa del electrón: -1,759 x 108 culombios/gramo.
Carga del electrón: - 1,6 x 10-19 culombios.
Masa del electrón: 9,11 x 10-28 gramos.
Relación carga/masa del protón (núcleo de hidrógeno): 96.500 culombios/gramo.
Carga del protón: + 1,6 x 10-19 culombios.
Masa del protón: 1,66 x 10-24 gramos.
Masa del neutrón: 1,67 x 10-24 gramos.
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Isótopos
Son átomos de un mismo elemento que tienen
igual Z (número atómico = cantidad de protones)
pero distinto A (número másico = cantidad de protones + cantidad de neutrones).
Es decir, solamente difieren en la cantidad de neutrones de sus núcleos.
Dalton estaba parcialmente equivocado.
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Isóbaros
Son átomos de elementos distintos que tienen
igual A pero distinto Z.
Dos núcleos pueden tener la misma masa pero no ser del mismo elemento.
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Isótonos
Son átomos de elementos distintos que tienen
el mismo número de neutrones en su núcleo.
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Isodiáferos
Son átomos de elementos distintos que tienen
el mismo exceso de neutrones con respecto a la cantidad de protones.
Es decir el mismo valor de A - Z - Z.
Por ejemplo, si tiene 8 neutrones y 6 protones (p. ej. el carbono-14), el exceso de neutrones es 2.
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Peso atómico
Es el peso promedio relativo de los átomos de un elemento.
Es promedio pues se ponderan los pesos de todos los isótopos del elementos
en la proporción en que aparecen en la naturaleza.
Es relativo pues se expresa en uma, es decir, por comparación con una unidad arbitraria.
Se expresa con decimales puesto que,
a pesar de que cada elemento tiene como A un valor entero,
el promedio no da un número entero.
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Peso molecular
Es la suma de los pesos atómicos de los átomos que forman la molécula.
También es promedio,
también es relativo,
y se puede expresar en umas
o en una nueva unidad llamada umm (unidad másica molecular)
que tiene igual valor numérico.
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Átomo-gramo
Es de igual valor que el peso atómico, pero expresado en gramos
(no en umas).
Permite manejar masas más semejantes a las manipuladas en el laboratorio.
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Molécula-gramo ("mole" o "mol")
Es de igual valor que el peso molecular, pero expresado en gramos
(no en umas ni en umm),
por las mismas razones que el átomo-gramo.
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Número de Avogadro
Amadeo Avogadro (1776-1856) determinó que:
Volúmenes iguales de gases distintos
en iguales condiciones de presión y temperatura
contienen el mismo número de moléculas.
En su honor, cuando años más tarde los científicos (Perrin) determinaron
cuántas moléculas hay en una molécula-gramo ("mol"),
pusieron su nombre a ese número,
que resultó ser 6,023 x 10 a la 23
(algo más de seiscientos mil trillones).
Esto significa que en 1 mol, por ejemplo en 18 gramos de agua,
hay 602.300.000.000.000.000.000.000 moléculas.
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También hay esa cantidad de átomos en un átomo-gramo.
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