1. COLEGIO DE BACHILLERES
QUÍMICA II
Colaborador Revisión de Contenido
Rosa Martha Chávez Maldonado Genaro Cisneros Vargas
M. Sergio Ríos Carbajal
Asesoría Pedagógica Gabriel Roca Niño
Alejandro González Villleda Javier Zaldívar González
Diseño Editorial
Leonel Bello Cuevas
Javier Darío Cruz Ortiz

2. COLEGIO DE
BACHILLERES
QUÍMICA II
FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA
Autores: Reyna Dalia Campos Vargas
Lourdes Castro Buendía
José Guadalupe Monroy
David Nahón Vázquez

3. C O LE G I D E
O
B A C H I LE R E S
L
Colaborador
Rosa Martha Chávez Maldonado
Asesoría Pedagógica
Alejandro González Villleda
Revisión de Contenido
Genaro Cisneros Vargas
M. Sergio Ríos Carbajal
Gabriel Roca Niño
Javier Zaldívar González
Diseño Editorial
Leonel Bello Cuevas
Javier Darío Cruz Ortiz
2

4. ÍNDICE
INTRODUCCIÓN
CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO 9
PROPÓSITO 11
1.1 LEYES PONDERALES 13
1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa
(Antoine Laurent Lavoisier) 13
1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes (Jeremías
Benjamín Richter) 22
1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas
(Joseph Louis Proust) 24
a) Composición centesimal 29
1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples (John Dalton) 30
1.2 TEORÍA ATÓMICA 35
1.2.1 Aspectos Históricos 35
a) La teoría atómica y las leyes ponderales 36
b) Pesos atómicos relativos (masa atómica) 36
1.2.2 Cálculos Estequiométricos 38
a) Masa Molecular (suma de moléculas) 38
b) Masa Molar 40
c) Fórmula Química 43
d) Fórmula Mínima (empírica) 44
e) Fórmula Molecular 46
RECAPITULACIÓN 49
ACTIVIDADES INTEGRALES 50
AUTOEVALUACIÓN 53
3

5. CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS
NUCLEARES 55
PROPÓSITO 57
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA 59
2.1.1 Carga Eléctrica 59
2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos 62
a) Características de los rayos catódicos 63
b) Electrón (primera partícula subatómica) 65
c) Protón (segunda partícula subatómica) 66
d) Modelo atómico de Thomson 67
2.2 RADIACTIVIDAD 76
2.2.1 Antecedentes Históricos 76
2.2.2 Modelo Atómico de Rutherford 77
a) Postulado del modelo atómico de Rutherford 78
2.2.3 Modelo Atómico de Bohr 80
a) Espectros 81
b) El átomo de Bohr 85
c) Modelo Atómico de Bohr -Sommerfeld 94
2.2.4 Configuración Electrónica 96
a) Espín 99
b) Configuración electrónica y la tabla periódica 101
2.3 FENÓMENOS NUCLEARES 105
2.3.1 Isótopos 105
a) Isótopos y sus aplicaciones 106
2.3.2 Neutrón 106
2.3.3 Energía de Amarre 108
2.3.4 Fisión Nuclear 108
a) Reactor Nuclear 109
2.3.5 Fusión Nuclear 110
RECAPITULACIÓN 116
ACTIVIDADES INTEGRALES 117
AUTOEVALUACIÓN 121
4

6. RECAPITULACIÓN GENERAL 123
ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN 124
AUTOEVALUACIÓN 126
GLOSARIO 128
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA 132
5

7. INTRODUCCIÓN
Desde épocas remotas, posiblemente desde los griegos, el ser humano se ha visto en
una constante lucha por comprender ciertos aspectos de la naturaleza, tales como
querer saber cómo está hecha la materia o si una muestra de hierro se puede dividir
infinitamente, sin que dejen de ser hierro, éstos y otros dilemas son los que siempre le
han preocupado al hombre.
En este sentido, el fascículo tiene como objetivo que reconozcas la estructura del átomo
y lo identifiques como la unidad básica en la materia: para lograr lo anterior deberás
llevar a cabo experimentos relacionados con las leyes ponderables y las propiedades
electromagnéticas, revisar el modelo atómico de Bohr, y realizar cálculos
estequiométricos; todo lo anterior te podrá servir para comprender, cuantificar e
interpretar el comportamiento de la materia y contar con los antecedentes necesarios
para iniciar el estudio de los enlaces químicos.
A partir de lo anterior, el fascículo se encuentra dividido en dos capítulos:
En el capítulo 1, titulado, “CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y
LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO”, revisaremos las leyes ponderales (ley de la
conservación de la masa, ley de los pesos equivalentes, ley de las proporciones
constantes y la ley de las proposiciones múltiples) que dieron origen a la teoría Atómica.
Posteriormente, nos centraremos en cómo se estableció dicha teoría y en el cálculo de
las diferentes variables que influyen en el comportamiento del átomo.
En lo que se refiere al capítulo 2, “ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS
NUCLEARES”, haremos mención al principio de los rayos catódicos, la existencia del
electrón (partícula negativa) y el protón (partícula positiva). Posteriormente hablaremos
del primer modelo atómico (“pastel de pasas”), el cual sirvió como base para realizar
experimentos en la emisión de radioactividad. Como tercer tema revisaremos el modelo
atómico de Niels Bohr, y su propuesta sobre los niveles de energía. Por último, te
daremos a conocer cuáles son los usos y/o aplicaciones, de este modelo, así como los
cambios que puede sufrir el núcleo atómico, como son la fusión y la fisión.
7

8. CAPÍTULO 1
CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y
LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO
1.1 LEYES PONDERALES
1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa
1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes
1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas
1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples
1.2 TEORÍA ATÓMICA
1.2.1 Aspectos Históricos
1.2.2 Cálculos Estequiométricos
9

9. PROPÓSITO
Con la lectura de este capítulo conocerás cuál es la Teoría Atómica, esto lo lograrás a
partir de la revisión: de las leyes ponderables y su aplicación en experimentos; Modelo
Atómico de Bohr, realizando cálculos estequiométricos en la Teoría Atómica. El conocer
lo anterior te permitirá reconocer la existencia del átomo y contar con antecedentes
para iniciar el estudio de la estructura atómica.
11

10. 12

11. CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL
ÁTOMO
1.1 LEYES PONDERALES
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que se descubrieron mediante la
experimentación y hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química,
cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción.
Estas leyes son:
Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier.
Ley de los pesos equivalentes propuesta por Richter.
Ley de las proporciones constantes o definidas de Proust.
Ley de las proporciones múltiples debida a Dalton.
1.1.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (ANTOINE LAURENT LAVOISIER)
La explicación de los extraños cambios de peso durante la combustión se tuvo que
buscar en los gases que aparecían o desaparecían mientras se formaban nuevas
sustancias. Pese al lento desarrollo de su estudio, desde Jean Baptista Van Helmont
(1577-1644) hasta George Ernest Sthal (1660-1734), no se había intentado tomarlos en
cuenta. Pensando en los cambios de peso durante la combustión, los investigadores
sólo tenían ojos para los sólidos y los líquidos. Las cenizas eran más ligeras que la
madera, pero; ¿qué ocurría con los vapores liberados por la madera ardiente?. Éstos no
se consideraban.
13

12. Figura 1. Combustión de un tronco de madera.
Antes de poder subsanar estas deficiencias era preciso que los químicos se
familiarizaran más con los gases. Es por ello que el estudio de los mismo es tan
importante en la Química (véase fascículo 2 de Química I).
Si se pesa una vela de parafina, se enciende y deja consumir durante
cierto tiempo en presencia del aire. Posteriormente se vuelve a pesar la
vela, encontrándose un aparente cambio de peso. ¿Qué habrá
sucedido?. ¿Se habrá destruido la materia?.
Por otro lado, si se pesa un clavo de hierro, posteriormente se expone al
aire húmedo durante un periodo largo de tiempo. Después de este período
se pesa el clavo y se registra un aumento, aparente, de peso. ¿Ante este
cambio químico podríamos decir que se creó la materia?.
Figura 2. Antoine L. Lavoisier (1743-1794), científico francés que aplicó la Cuantificación a la Química, la que lo llevó a
proponer la Ley de la Conservación de la Materia.
14

13. Desde el principio de sus investigaciones, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)
reconoció la importancia de las mediciones precisas. Lavoisier, siendo más sistemático,
utilizó la cuantificación como instrumento para derribar viejas teorías que
entorpecían el progreso de la Química, ya que aún en 1770 existían científicos que
seguían aceptando la vieja concepción griega de los cuatro elementos y de la
transmutación ya que, por ejemplo, el agua se transformaría en tierra, calentándola
durante mucho tiempo.
Durante 101 días, Lavoisier hirvió agua en un aparato que condensaba el vapor y lo
devolvía al matraz, de manera que en el transcurso del experimento no se perdía
sustancia alguna (pesó el agua y el recipiente, antes y después del experimento).
El sedimento (la tierra) apareció, pero el agua no varió de peso durante la ebullición. Sin
embargo, una vez extraído el sedimento, resultó que el matraz pesaba menos,
justamente lo que pesaba el sedimento. Es decir, el sedimento no era agua convertida
en tierra, sino vidrio atacado por el agua caliente y precipitado como sedimento.
De manera similar, Lavoisier estudió la combustión, fenómeno que era problemático
explicar para la Química del siglo XVIII. En este estudio también mostró que si en el
curso de los experimentos se tenían en cuenta todas las sustancias que formaban parte
de la reacción química y todos los productos formados, nunca habría un cambio de peso
(o utilizando el término más preciso, un cambio de masa). Es por ello que Lavoisier
mantuvo la idea de que la masa no se crea ni se destruye, sino que solamente
cambia de una sustancia a otra. Ésta es la llamada Ley de la conservación de la
masa, formulada en 1783, la cual sirvió de fundamento para la Química del siglo XIX.
Las conclusiones obtenidas por Lavoisier fueron tan importantes, que los químicos
aceptaron sin reserva el uso de la cuantificación en sus investigaciones.
15

14. ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No.1
“DETERMINACIÓN DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA”
Objetivo
Determinar la masa de las sustancias antes y después de una reacción, mediante la
medición de su masa para comprobar que se conserva.
Cuestionario de conceptos antecedentes
1) ¿Cómo se enuncia la Ley de la Conservación de la Materia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2) ¿Cómo se define la masa de una sustancia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
3) ¿Qué relación hay entre la masa y la materia?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Experimento I
Objetivo
Determinar la masa de una vela y los productos de su combustión para identificar si hay
variación.
Hipótesis
Elabora una hipótesis que involucre a la masa de la vela antes y después de la
combustión:
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
16

15. ¿Qué necesitas?
Materiales Sustancias
☞ 1 Frasco de vidrio de 4 L de boca ancha ☞ 1 vela de 3 cm.
y con tapa de rosca.
☞ 1 Balanza granataria con plataforma.
☞ 1 Alambre de cobre de 50 cm.
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio.
¿Cómo hacerlo?
Enrolla fuertemente el extremo de un tramo de alambre de cobre alrededor del extremo
inferior de la vela. Usa el alambre como asa para introducir la vela hasta el fondo del
frasco de boca ancha. Corta el alambre de cobre de modo que quede dentro del frasco
sin que interfiera con la tapa. Coloca en una balanza adecuada el frasco, con la vela, el
alambre y la tapa, como lo muestra la figura.
Figura 3.
Pesa el conjunto y registra el dato.___________________________________________
Usa el asa de alambre para sacar la vela del frasco. Enciende la vela y bájala
rápidamente hasta el fondo del frasco. Tápalo inmediatamente y observa lo que ocurre
con el equilibrio de la balanza, conforme se consume la vela. Registra el peso y anota el
dato.
17

16. Una vez extinguida la llama abre el frasco; sopla en él o bien inviértelo durante varios
minutos para dejar escapar los productos de la combustión. Coloca ahora el frasco con
la vela, el alambre y la tapa en la balanza. Pesa el conjunto y registra el dato.
Vuelve a sacar la vela con el alambre, enciéndela y colócala en el fondo del frasco sin
taparlo. Observa lo que ocurre con el equilibrio de la balanza conforme arde la vela.
Registro de observaciones
Peso inicial del
sistema.____________________________________________________
_______________________________________________________________________
Peso después de arder la vela.______________________________________________
_______________________________________________________________________
Peso después de dejar escapar los productos de la combustión.____________________
_______________________________________________________________________
¿Qué ocurre mientras arde la vela cuando no se tapa?.___________________________
_______________________________________________________________________
Experimento II
Objetivo
Observar el peso durante la fusión del hielo para identificar si hay variación.
Hipótesis
Elabora una hipótesis en torno a la variación de la masa durante la fusión del hielo.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Material Sustancias
☞ 1 balanza granataria con plataforma ☞ 200 ml de agua tibia (35 a 40ºC)
☞ 1 matraz Erlenmeyer de 500 ml ☞ 3 cubos de hielo
☞ 1 tapón de hule para el matraz
18

17. Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio
¿Cómo hacerlo?
Coloca en la balanza el matraz Erlenmeyer de 500 ml con los 200 ml de agua tibia (35 a
40º C).
Agrégale unos trozos de hielo y tápalo, como lo muestra la figura 4.
Figura 4.
Pesa el conjunto y registra el dato___________________________________________
Observa el peso conforme ocurre la fusión en el hielo.
Registro de observaciones
Peso del conjunto antes de la fusión del hielo __________________________________
Peso del conjunto después de la fusión del hielo ________________________________
Experimento III
Objetivo
Determinar el peso de las sustancias que intervienen en una reacción antes y después
de la misma para identificar si hay variación.
19

18. Hipótesis
Elabora una hipótesis que involucre la masa de las sustancias que intervienen en una
reacción.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Materiales Sustancias
☞ 2 matraces Erlenmeyer de 250 ml ☞ 50 ml de cloruro de bario al 5%
☞ 1 balanza granataria con plataforma ☞ 50 ml de ácido sulfúrico al 5%
☞ 2 probetas de 50 ml
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo con material de vidrio.
Cloruro de bario. Sólido cristalino, poco tóxico, evítese su inhalación e ingestión.
Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todos los tejidos
del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto
con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al
aparato digestivo.
¿Cómo hacerlo?
Coloca en un matraz los 50 ml. de la disolución de cloruro de bario al 5% y en el otro los
50 ml de ácido sulfúrico al 5% (figura 5).
50 ml de cloruro 50 ml de ácido
de bario al 5% sulfúrico al 5%
Figura 5.
20

19. Coloca los dos matraces juntos en la balanza y registra su peso (figura 6).
Vierte el contenido de uno de los matraces en el otro y vuelve a colocar el matraz vacío
en la balanza junto al otro. Observa lo que ocurre en el matraz que contiene las
disoluciones y registra si se produce alguna variación en el peso del conjunto.
Figura 6.
Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico es muy corrosivo, evita su contacto. Si
sufres algún derrame en la piel, lávate inmediatamente con abundante agua y avísale a
tu asesor o al responsable de laboratorio.
Registro de observaciones
Peso de los matraces con disoluciones________________________________________
Peso de los matraces uno vacío y otro con las disoluciones _______________________
Peso del conjunto después de la reacción _____________________________________
Cuestionario de reflexión
¿A qué se debe la variación de peso en el experimento I?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Cómo se relacionan cada uno de los experimentos con la Ley de la Conservación de la
Materia?
Experimento I
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
21

20. Experimento II
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Experimento III
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Considera el cuestionario de reflexión al contestar tus hipótesis con los resultados de
cada experimento y elabora tus conclusiones.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
1.1.2 LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES (JEREMÍAS BENJAMIN RICHTER)
No obstante que en sus experimentos Lavoisier estableció la composición cuantitativa
del agua, no mostró interés en las relaciones ponderales con que los elementos
químicos se combinan entre sí para formar compuestos.
Jeremías Benjamín Richter (1762-1807) buscó aplicar las matemáticas a la reciente
Química y trató de establecer relaciones numéricas entre las composiciones de las
diferentes sustancias.
En su trabajo con los ácidos y las bases (o álcalis), Richter observó que si se
mezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizaban, es decir, la
mezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Estudió este fenómeno y midió la
cantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad
determinada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones cuidadosas
encontró que se requerían cantidades fijas y exactas.
Figura 7. Usando papel impregnado de extracto vegetal (tornasol, por ejemplo) se puede identificar si un líquido tiene
propiedades ácidas o básicas.
22

21. A partir de sus observaciones, y apoyándose en numerosos ejemplos, dedujo la llamada
Ley de los pesos equivalentes, la cual fue enunciada en 1799 y dice: “Los pesos de
dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustancia
son químicamente equivalentes entre sí”.
Un ejemplo de ello es cuando queremos hacer agua de limón, pero todo depende de las
cantidades: para una jarra de agua de limón (1 litro) se utilizan dos limones y ocho
cucharadas (soperas) de azúcar; pero si deseamos tener una agua de limón semi-agria,
se utilizarán cuatro limones y ocho cucharadas de azúcar; y por último, para una jarra de
agua agria se utilizan seis limones y ocho cucharadas de azúcar. Cabe hacer notar que
esto se puede lograr variando las cantidades de azúcar y manteniendo la de los limones.
Con estas suposiciones, y con ayuda de sus datos experimentales, Richter construyó
una tabla de pesos equivalentes.
Tabla 1. Pesos equivalentes de Richter.
Bases Ácidos
Alúmina (Al2 O3) 525 Fluorhídrico (HF) 427
Amoniaco ( NH3) 672 Carbónico (H2CO3) 577
Cal (Ca O) 793 Muriático (HNO3) 712
Sosa (NaOH) 859 Oxálico (H2C2O4) 755
Potasa (KOH) 1605 Sulfúrico (H2SO4) 1000
Barita (Ba O) 2222 Nítrico (HNO3) 1404
Datos tomados de Partington, 1959.
La ventaja de estos cálculos es que permitían predecir las cantidades de sustancias que
reaccionarían totalmente entre sí; por ejemplo, en la tabla 1 se observa que 1 605 partes
de potasa (KOH) son neutralizadas por 427 partes de ácido fluorhídrico (HF), según la
nomenclatura de la época, o por 577 de ácido carbónico. Como puedes imaginar, la
posibilidad de predecir la cantidad de sustancia que reaccionaría con tal cantidad de otra
sustancia era muy adecuada para la ciencia y la naciente industria química.
¿Cuál será la razón de que estas combinaciones químicas ocurran siempre
en dichas proporciones?.
Si un compuesto determinado está formado por dos elementos (o tres o
cuatro).
¿Estos elementos estarán siempre presentes en el compuesto en las
mismas proporciones?.
¿Variarán las proporciones de acuerdo con el modo de preparación?.
23

22. 1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS
PROUST)
Dos químicos se encontraban empeñados en demostrar si lo anterior (pesos
equivalentes) era verdad. Claude Louis Berthollet (1748-1822) pensaba que un
compuesto formado por los elementos A y B podía contener una cantidad mayor de A si
se preparaba utilizando un exceso de A.
En contra de lo propuesto por Berthollet estaba la opinión de Joseph Louis Proust (1754-
1826), quien al realizar un análisis cuidadoso demostró, en 1799, que el carbonato de
cobre contenía cobre, carbono y oxígeno en proporciones definidas en peso, sin
importar cómo se hubiera preparado en el laboratorio ni cómo se hubiera aislado de las
fuentes naturales. La proporción era siempre de 5.3 partes en peso de cobre por
cuatro de oxígeno y una de carbono.
Figura 8. Sintetizado en el laboratorio u obteniéndolo a partir de diferentes fuentes naturales, el carbonato de cobre siempre
tiene la misma composición.
Proust demostró que en muchos otros compuestos ocurría lo mismo. Así pues, formuló
una generalización llamada Ley de las proporciones constantes, la cual dice: “Los
elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertas
proporciones constantes, independientemente de las condiciones bajo las que se
hubiese formado el compuesto.” Esta generalización también se conoce como Ley de
Proust.
24

23. Figura 9. En este ejemplo se observa que al exceder la cantidad de alguno de los elementos. Las proporciones se mantienen
(proporciones definidas).
Habrás notado que en algunas tasas, en donde se sirvió café, se encuentran residuos
de
éste.
¿Cuál sería la causa?.
¿Existen proporciones?.
25

24. ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2
“LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES”
Objetivo
Determinar la proporción en que reaccionan el permanganato de potasio y el tiosulfato
de sodio a partir de una serie de reacciones entre estas sustancias para comprobar la
Ley de las Proporciones Constantes.
Cuestionario de conceptos antecedentes.
1) ¿Cuál es el enunciado de la Ley de las Proporciones Constantes?
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
2) Explica con tus propias palabras la Ley de Proporciones Constantes
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
Hipótesis
Redacta una hipótesis que involucre las cantidades de sustancias reaccionantes.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
Materiales Sustancias
☞ 4 vasos para precipitado de 250 ml ☞ 50 gotas de permanganato de potasio 0.1 M
☞ 2 goteros ☞ 50 ml de tiosulfato de sodio 0.1 M
☞ 1 agitador de vidrio ☞ 20 gotas de ácido sulfúrico concentrado
☞ 1 probeta de 100 ml ☞ 400 ml de agua
26

25. Prevención y seguridad
La indicada para trabajar con materiales de vidrio.
Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todo en los tejidos
del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto
con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al
aparato digestivo.
Permanganato de potasio. Sólido cristalino color púrpura, fuerte oxidante, evítese el
contacto con la piel. Destruye las células de las mucosas, no se ingiera.
Tiosulfato de sodio. Ligeramente tóxico, evítese su ingestión y el contacto con la piel.
¿Cómo hacerlo?
Numera los vasos del 1 al 4 y agrégales permanganato de potasio 0.1 M como se indica.
Vaso 1 Vaso 2
5 ml 10 ml
Vaso 3 Vaso 4
15 ml 20 ml
Figura 10.
Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico te puede causar graves quemaduras, si
sufres algún derrame en la piel, lava inmediatamente con abundante agua y llama
rápidamente a tu asesor o al responsable de laboratorio.
Agrega una gota de tiosulfato de sodio 0.1 M al vaso numero 1, mueve con el agitador y
espera unos cinco segundos para ver si desaparece o no el color. Continua agregando
el tiosulfato gota a gota y agitando, hasta que desaparezca el color rosado. Registra el
número de gotas de tiosulfato de sodio empleadas y repite el procedimiento con los
vasos 2 al 4.
27

26. Registro de observaciones
Anota las gotas de tiosulfato empleadas en cada vaso en la siguiente tabla.
Número de vaso Tiosulfato de sodio (gotas)
1 ______________________
2 ______________________
3 ______________________
4 ______________________
Cuestionario de reflexión
1) Divide las gotas de permanganato de potasio, entre las gotas de tiosulfato de sodio
utilizadas para cada vaso.
Vaso gotas de permanganato gotas de tiosulfato de sodio
1 5 ______ = ______
2 10 ______ = ______
3 15 ______ = ______
4 20 ______ = ______
2) ¿Por qué se puede demostrar la Ley de Proporciones Constantes con este
experimento?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Conclusiones
Contrasta tu hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
28

27. a) Composición centesimal
Una aplicación de la Ley de Proust es el cálculo de la llamada composición centesimal1
de un compuesto, esto es, el porcentaje en peso que representa cada elemento
dentro de la composición de un compuesto, porcentaje que se puede averiguar a
través de simples proporciones aritméticas.
Ejemplo
Se sabe que 18 g. de agua se forman por la reacción de 2 g de hidrógeno y 16 de
oxígeno. ¿Cuál será la composición porcentual del hidrógeno y del oxígeno en dicho
compuesto?.
18 g de agua 2 g de hidrógeno
Cálculo del porcentaje de hidrógeno
100 g de agua x g de hidrógeno
100 g de agua 16 g de hidrógeno
= = 11.11 %
18 g de agua
18 g de agua 16 g de oxÍgeno
Cálculo de porcentaje de oxígeno
100 g de agua x g de oxÍgeno
100 g de agua 16 g de oxÍgeno
= 88.88 %
18 g de agua
Otra aplicación de la Ley de Proust nos ayuda a decidir, con base en los datos del
análisis de una muestra, si ésta es de tal o cual compuesto.
Ejemplo
Al analizar dos muestras se encontró que la primera tenía 87 g de cloro y 16 g de
oxígeno mientras que la segunda poseía 174 g. de cloro y 32 g de oxígeno. ¿Se tratará
de la misma sustancia? Para dar respuesta a esta interrogante, trataremos de mostrar si
tienen la misma composición porcentual o centesimal.
Cálculo del porcentaje de oxígeno
87 g de cloro 16 g de oxÍgeno
Primera muestra:
100 g de cloro x g de oxÍgeno
100 g de cloro 16 g de oxÍgeno
x = 18.39 %
87 g de cloro
1
Al hablar de composición centesimal se está hablando de la composición de cada elemento que se presentaría en 100 g
de muestra del compuestos.
29

28. 174 g de cloro 32 g de oxÍgeno
Segunda muestra:
100 g de cloro x g de oxÍgeno
100 g de cloro 32 g de oxÍgeno
= 18.39 %
174 g de cloro
Puesto que los porcentajes de oxígeno son iguales en ambas muestras, tomando en
cuenta la Ley de Proust, podemos afirmar que se trata de la misma sustancia.
Cabe una pregunta:
¿Por qué, toda muestra pura de sal común tiene 39% en peso de sodio y 61% de cloro?.
1.1.4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (JOHN DALTON)
A través de sus estudios sobre los gases, John Dalton (1766-1844) averiguó que dos
elementos pueden combinarse en más de una proporción, existiendo una gran variación
en esas proporciones y que en cada variación se forma un compuesto diferente.
Figura 11. John Dalton (1766-1844), científico inglés, cuyos trabajos sobre gases permitieron establecer la moderna teoría
atómica.
Para usar un ejemplo específico, consideremos la combinación del carbono y el
oxígeno. Con un exceso de oxígeno, el carbono se quema para formar un gas denso,
no tóxico e incombustible CO2 (bíoxido de carbono); sin embargo, si durante la
combustión no existe suficiente oxígeno, se forma un gas venenoso y combustible CO
(monóxido de carbono).
30

29. ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
De los siguientes elementos investiga cuáles son sus posibles combinaciones y qué se
obtiene en cada una de ellas.
Por ejemplo: del C + O2 se puede obtener:
CO Monóxido de carbono
CO2 Bióxido de carbono
1) N + O2
_______________________ ____________________
_______________________ ____________________
____________________
2) H2 + O2
_______________________ ____________________
_______________________ ____________________
____________________
En el gas combustible se observó que tres partes en peso de carbono se combinan con
cuatro partes en peso de oxígeno (3:4). Por otro lado, tres partes en peso de carbono se
combinan con ocho partes en peso de oxígeno (3:8) para formar gas no combustible. En
estos casos se comprueba que las diferentes cantidades de oxígeno que se combinan
con una cantidad fija de carbono están relacionadas por números enteros sencillos
Un análisis de estos compuestos revela que: en el gas no combustible (A), 1 g de
carbono se combina siempre con 2.67 g de oxígeno; mientras que en el gas combustible
(B), 1 g de carbono se combina siempre con 1.33 de oxígeno. Así pues:
31

30. Gas A (CO2) Gas B (CO)
2.67 g de oxígeno 1.33 g de oxígeno
1.0 de carbono 1.0 de carbono
gas A 2.67 g de oxígeno 2
Por gramo de carbono,
gas B 1.33 g de oxígeno 1
con lo cual podemos ver que la relación de pesos de oxígeno que se combinan con
un mismo peso de carbono es de 2:1.
El enunciado general de hechos como los antes presentados, propuesto por Dalton en
1803-1804, se llama Ley de las proporciones múltiples, la cual propone: “Cuando dos
elementos se combinan para formar más de dos compuestos, los diferentes pesos
de uno que se combina con un peso determinado del otro guardan una relación de
números enteros sencillos”.
A continuación te presentamos un ejemplo en donde se demuestra, conforme a los datos
obtenidos, la Ley de las Proporciones Múltiples.
Problema:
Los elementos plomo y oxígeno forman dos tipos diferentes de compuestos. El primero
contiene 92.832% de plomo y 7.168% de oxígeno. En el segundo compuesto existe
86.623% de plomo y 13.377% de oxígeno.
Resolución:
Según la ley, en los compuestos las masas de plomo que se combinan con una masa
constante de oxígeno deben estar en una relación de números enteros. Para
demostrarlo, los cálculos se harán con base en un gramo de oxígeno. Así pues, si
suponemos que en 100 g del primer compuesto hay 92.832 g de plomo y 7.168 de
oxígeno, la masa de plomo por un gramo de oxígeno será.
92.832 g de plomo
12.950892 g plomo/g oxígeno
7.168 g de oxígeno
Similarmente para el segundo compuesto:
86.623 g de plomo
= 6.475518 g plomo/g oxígeno
13.377 g de oxígeno
32

31. Es evidente que las masas de plomo que se combinan con un gramo de oxígeno están
en la relación 2:1.
12.950892 2
=
6.475518 1
¿Por qué será que aparecen estos números enteros cuando un elemento
reacciona con una cantidad fija de otro para dar dos diferentes
compuestos?.
Estas dudas que aparecen como resultado del planteamiento de cada una de las leyes
ponderales se resuelven con la proposición de la existencia de los átomos de los
elementos. Vayamos a este tema.
33

32. EXPLICACIÓN INTEGRADORA
No olvides que en este tema vimos que:
LAS LEYES
PONDERALES
son
LEY DE LA LEY DE LAS LEY DE LAS
CONSERVACIÓN LEY DE LOS PESOS PROPORCIONES PROPORCIONES
DE LA MASA EQUIVALENTES CONSTANTES MÚLTIPLES
(LAVOISIER) (PROUST) (DALTON)
propuesta
por
menciona postula
que dice que se menciona que
que
RICHTER
DOS ELEMENTOS SE
COMBINAN EN MÁS DE
LA MATERIA NO SE UNA PROPORCIÓN SE
CREA NI SE LOS ELEMENTOS DE
TIENE UN COMPUESTO
DESTRUYE, SINO UN COMPUESTO DIFERENTE
SE TRANSFORMA SON CONSTANTES
CÁLCULO
PORCENTUAL DE
ELEMENTOS EN UN
COMPUESTO
AL MEZCLAR UNA BASE Y
UN ÁCIDO SE OBTIENEN
CANTIDADES FÍSICAS Y
EXACTAS
34

33. 1.2 TEORÍA ATÓMICA
1.2.1 ASPECTO HISTÓRICO
Al tratar de encontrar una explicación racional para las propiedades de los gases y las
leyes ponderales, John Dalton llegó a la conclusión de que la materia era sencilla y
estaba constituida por pequeñísimos corpúsculos indestructibles que, en homenaje
a los filósofos griegos, llamó átomos. Esta teoría atómica se presentó por primera vez
en una conferencia organizada por la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester el 21
de octubre de 1803.
La Teoría atómica propuesta por Dalton puede resumirse en los siguientes postulados:
a) Toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles llamadas
átomos.
b) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, forma, peso y
difieren de los átomos de cualquier otro elemento.
c) La formación de un compuesto a partir de sus elementos consiste en la formación de
“átomos compuestos”2. Es decir, si dos elementos A y B, forman un solo compuesto,
éste se forma por combinación de un átomo de A con un átomo de B3 (AB).
d) Las relaciones químicas son meras reagrupaciones de átomos.
Es importante resaltar que Dalton propuso su modelo especulando cual sería el más
satisfactorio para comprender esas leyes empíricas de las combinaciones químicas
estudiadas con anterioridad. Probablemente se preguntó cómo debería ser la materia
para presentar las relaciones de pesos que se obtenían. Dalton no fue el primero en
especular sobre la existencia de los átomos; sin embargo, las leyes ponderales
estudiadas lo obligaron a creer en la existencia de los átomos aunque no pudieran verse.
Lo anterior se puede desprender de la siguiente cita tomada de su libro A New System of
Chemical Phylosophy ( Un nuevo sistema de filosofía química).4
Estas observaciones han conducido tácitamente a la conclusión, que parece haber sido
adoptada universalmente, que todos los cuerpos de una magnitud perceptible, ya sea
líquidos o sólidos, están constituidos por un vasto número de partículas extremadamente
pequeñas o átomos de materia, que se mantienen unidos mediante una fuerza de
atracción que es más o menos potente, de acuerdo con las circunstancias...
2
Los “átomos compuestos” posteriormente fueron llamados moléculas, aunque en la época de Dalton este término no tenía
el significado actual.
3
Pronto se demostró que esta suposición era falsa.
4
Este texto puedes leerlo en Chamizo, J.A.
35

34. a) La teoría atómica y las leyes ponderales
Con base en las ideas anteriores, John Dalton pudo explicar de manera razonable las
observaciones de los químicos de su época, como son:
Ley de la conservación de la masa, la teoría podía explicar por qué la masa se conserva
en una reacción química, ya que si cada átomo tiene su masa propia característica y
éstos se reordenan, pero a la vez permanecen intactos durante una reacción química,
entonces la masa total de los átomos reactantes es igual a la masa total de los átomos
de los productos.
Ley de las proporciones definidas o constantes, la explica al suponer que cada
compuesto está caracterizado por tener proporciones fijas entre los números de átomos
de sus diferentes elementos constitutivos, como en el caso del compuesto de bióxido de
carbono (CO2) contiene átomos de carbono y oxígeno en razón de 1:2, respectivamente,
y como las masas de los átomos de carbono y de oxígeno son fijas, se deduce que la
composición del bióxido de carbono en masa tiene que ser fija.
Ley de las proporciones múltiples, supongamos que los átomos A y B forman dos tipos
de compuestos. En uno de los compuestos (AB1) el átomo A se combina con un átomo
B. En el supuesto (AB2), lo hace con dos átomos de B. Esto implicaría que la masa de
B que se combina con una cantidad fija de A (digamos un gramo) debe ser doble en el
segundo compuesto que en el primero o, en otras palabras, que la relación entre las
masas de B, por gramo de A, en los dos compuestos debe estar en relación de 2:1. Esto
es lo que sucede con el bióxido de carbono, CO2 y el monóxido, CO.
b) Pesos atomicos relativos (Masa atómica)5
Como observamos, Dalton llamó átomos a las partículas últimas que forman a los
cuerpos. Sin embargo, no pudo obtener la masa o el peso absoluto de cada uno de
ellos, problema resuelto indirectamente, al establecer los pesos relativos entre ellos. Así
pues, empezó por la sustancia más ligera de todas las conocidas, el hidrógeno
gaseoso, al cual le asignó un peso de uno. Por lo tanto, los pesos relativos de todos los
otros elementos tenía que ser mayores que éste; por ejemplo, se sabía que una parte en
peso de hidrógeno se combinaba con ocho partes en peso de oxígeno (1:8 para formar
agua. Adoptando la regla de máxima simplicidad, Dalton supuso que la fórmula del
agua era HO. De aquí concluyó que un átomo de oxígeno pesaba ocho veces más que
uno de hidrógeno; razonando de esta manera, preparó una tabla de pesos atómicos
relativos, que presentó en 1803.
Posteriormente, los trabajos de William Nicholson (1753-1815) y Antony Carlisle (1768-
1840) acerca de la electrólisis de agua demostraron que la fórmula correcta del agua es
H2O. Aún con esto, las relaciones en peso seguían siendo válidas, con lo cual se supuso
que un átomo de oxígeno era ocho veces más pesado que dos átomos de hidrógeno
juntos y, por lo tanto, 16 veces más pesado que un solo átomo de hidrógeno.
5
Aunque masa y peso son dos conceptos diferentes, la masa relativa o el peso relativo son lo mismo.
36

35. Figura 12. Aparato empleado para la electrólisis del agua.
Posterior a Dalton, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) empezó a determinar pesos
atómicos con mejores y más avanzados métodos que los empleados por Dalton. Para
ello empleó la Ley del calor específico enunciada por Pierre Louis Dulong (1785-1838) y
Alexis Thérese Petit (1791-1820), la Ley del isomorfismo propuesta por Eilhardt
Mitscherlich (1794-1863) así como la Ley de los volúmenes de combinación propuesta
por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)6. Su primera tabla de pesos atómicos
apareció en 1828, diferenciándose de la tabla propuesta por Dalton en que la mayoría de
los pesos atómicos propuestos no eran enteros, encontrándose que el peso atómico del
oxígeno, con base en hidrógeno = 1, era de aproximadamente 15.9. La tabla de los
pesos atómicos se debe, finalmente, al italiano Stanislao Cannizzaro (1828-1910).
¿Cuál es el peso o masa atómica del Hidrógeno(H) y del Oxígeno (O) según
Dalton y Berzelius?.
Actualmente ¿Cuál es el elemento que se considera como patrón?.
Puesto que no era simple obtener los compuestos del hidrógeno con los otros
elementos, se cuestionó si el hidrógeno era un patrón adecuado con el cual
comparar los pesos atómicos. Así pues, ya que el oxígeno podría combinarse
fácilmente con muchos elementos y, por ello era simple determinar las proporciones de
combinación, se pensó dar al oxígeno un peso atómico conveniente, por lo que su peso
atómico se transformó de 15.9 a 16.00. El patrón oxígeno = 16 se mantuvo hasta
mediados del siglo XX.
6
No viene el caso presentar aquí en qué consisten estas leyes. Basta que sepas que constituyeron la base para que
Berzelius calculara los pesos atómicos relativos. La explicación de su existencia se dará en fascículos posteriores.
37

36. Debido a que se descubrió la existencia de isótopos7, y al conocimiento de las
relaciones que hay entre éstos y el peso atómico, en 1961 las organizaciones
internacionales, tanto de químicos como de físicos, acordaron adoptar como peso
atómico estándar, el del carbono-12, al que se le asignó, arbitrariamente, el peso
relativo de 12.00. Por lo tanto, el peso atómico de un elemento es un número que nos
permite comparar el peso de un átomo de este elemento con el de un estándar de
referencia8. Los pesos atómicos son pesos relativos, pues no se refiere al peso o la
masa real de un átomo individual. Sin embargo, veremos que se puede definir una
unidad de masa muy conveniente y relacionada con sus pesos atómicos.
1.2.2 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS9
Los átomos son tan pequeños que es difícil compararlos con algún objeto familiar.
Usando tres cifras significativas, la masa de un átomo de hidrógeno es 1.67 x 10-24 g, y
la de un átomo de carbono, es 1.99 x 10-24 g. El uso de estas cantidades tan pequeñas
para expresar las masas de estos átomos resulta incómodo, ya que siempre nos
interesa comparar átomos entre sí, resulta conveniente usar sus pesos en unidades de
masa atómica (conocida como uma, en donde 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g y se
define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12) en lugar de usar
gramos.
Expresados en unidades de masa atómica, las masas de los átomos de hidrógeno,
carbono y oxígeno son 1.0079 uma, 12.011 uma y 15.9994 uma, respectivamente, o sea,
son numéricamente iguales a los pesos atómicos relativos.
a) Masa Molecular (suma de moléculas)
Las masas relativas de las moléculas se pueden expresar de la misma manera que en
los átomos. Las masas moleculares se obtienen sumando las masas atómicas (en uma)
de todos los átomos presentes en la molécula, por lo que si tomamos las masas
atómicas de la tabla periódica tenemos:
1
Número Atómico
H
Símbolo
1.008
Masa Atómica (uma)
Masa molecular del H2 :
2 (masa atómica de H) = 2 (1.008 uma)
= 2.016 uma
7
Se llama isótopo a aquellos átomos que siendo del mismo elemento poseen diferente masa atómica.
8
Hoy, cuando decimos que el peso atómico relativo del oxígeno es 15.9994, queremos decir que es 15.9994/12 veces más
pesado que un átomo de carbono 12. Por ello, el peso atómico no tiene unidades. Sin embargo, la masa de un átomo sí
tiene unidades, los gramos o, como veremos más adelante, las unidades de masa atómica.
9
La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masa y los volúmenes
de los reactivos y los productos que participan en una reacción.
38

37. 7 1
N H
14.007 1.008
Masa molecular del NH3 (Amonio)
1 (masa atómica del N) + 3 (masa atómica del H)
1 (14.007 uma) + 3 (1.008 uma)
14.007 + 3.024 uma
= 17.031 uma
Masa Fórmula (compuesto)
En el caso de sustancias no moleculares, al sumar las masas atómicas de los átomos
que se indican en una fórmula, se dice que se está calculando su masa fórmula,
que es la masa de una unidad de fórmula en unidades de masa atómica.
Ejemplo:
La fórmula empírica del sulfato de aluminio es Al2(SO4)3.
¿Cuál es su masa fórmula?, si los pesos atómicos son:
13 16 8
Al S O
27.00 32.00 16.00
La fórmula Al2(SO4 )3 nos dice que dos átomos de Al están combinándose con tres
grupos SO4 (llamados sulfatos); por ello el número total de átomos de S es 3, de O = es
3 x 4 = 12. En otras palabras, el Al2 (SO4)3 puede expresarse como Al2S3O12.
Masa de dos átomos de Al = 2(27 uma) = 54.0 uma
Masa de tres átomos de S = 3(32.1 uma) = 96.3 uma
Masa de doce átomos de O = 12(16.0 uma) = 192.0 uma
___________
Masa fórmula del Al2 (SO4)3 = 342.3 uma
Nota: El dato que se obtiene en este cálculo es expresado en uma.
39

38. b) Masa Molar
De la misma manera que los objetos se pueden contar por docena, los átomos se
cuentan por moles, en número muy grande, 6.02 x 1023. Este número se llama número
de Avogadro10; por lo tanto, un mol de átomos es igual a un número de Avogadro,
es decir, 6.02 x 1023 átomos.
¿Por qué los átomos se cuentan en moles?.
Los átomos son tan pequeños que en los trabajos de laboratorio no se podría trabajar
con dos o con 200 átomos. No se puede pesar cantidades tan minúsculas, incluso con
las balanzas más sensibles; es por ello que los químicos inventaron una unidad, el mol.
Tal como se explicó anteriormente, la masa de un átomo de oxígeno es de 16.0 uma, en
tanto que un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos) de oxígeno tiene una masa de 16.0 g,
como se demuestra al utilizar el factor de transformación de uma a gramos:
Masa de un mol de O =
Masa de un átomo de O (1 mol de átomo X 1 uma11)
uma átomos g
MO = 16 6.02 x 10 23 1.661 x 10 24
=
átomo mol uma
MO = 16 (1 g/mol) = 16 g/mol
En otras palabras, a la masa de un mol de una sustancia se le llama masa molar.
Por consiguiente, la masa molar en gramos de una sustancia es numéricamente
igual a su masa molecular (o su masa fórmula) en unidades de masa atómica.
Ejemplo:
Calcula la masa molar del ácido sulfúrico, H2SO4.
1 16 8
H S O
1.008 32.00 16.00
10
En el fascículo 1 de Química I, ya hablamos de lo grande de este número; de la obra de Amadeo Avogadro lo hicimos en el
fascículo 2 de Química I.
11
1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g/uma, la cual fue empleada como factor de equivalente.
40

39. En donde:
Peso del H = 2(1.008 uma) = 2.016 uma
Peso del S = 1(32.000 uma) = 32.000 uma
Peso del O = 4(16.000 uma) = 64.000 uma
_______________________________________
Masa molecular = 98.016 uma
Por tanto, la Masa molar = 98.016 g
Observa que el dato obtenido se expresa en gramos.
Ahora sabes que un mol está formada por 6.023 x 1023 partículas y que
además tiene una masa en gramos numéricamente igual a su masa
molecular. Algunas aplicaciones de estas relaciones se muestran a
continuación.
Ejemplos
1) Cálculo de moles de átomos
-¿Cuántos moles de átomos de cobre existen en 3.05 g de cobre?
29 3.05 g de Cu (1 mol de átomos de Cu) =
Cu 63.5 g de Cu
63.55
0.0480 mol de átomos de Cu
2) Cálculo de átomos
¿Cuántos átomos de azufre hay en una muestra de este elemento que pesa 10.0 g?
16
1 mol de átomos de S 6.023 x10 23 á tomos d S
e
S (10.0 g de S)
32.00 32.0 g de S 1 mol de átomos de S
1.88 x 1023 átomos de S
41

40. 3) Cálculo de gramos
¿Cuántos gramos hay en 8.46 x 1024 átomos de flúor?
9
F
19.00
1 mol de átomos de F 19 g de F
( 8.46 x 1024 átomos de F) 23
=
6.023 x 10 á tomos deF 1 mol de átomos de F
267 g de F
ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota, en los renglones los resultados
correspondientes.
1) ¿Cuál es la masa molecular y molar de los siguientes compuestos?
Compuestos Fórmula Masa Molecular Masa Molar
Amonio NH3 ______________ _______________
Hexano C6H14 ______________ _______________
Nitrato de sodio NaNO3 ______________ _______________
Hidróxido de potasio KOH ______________ _______________
Hidróxido de bario Ba (OH)2 ______________ _______________
Hidróxiapatita de calcio Ca5(PO4)3OH ______________ _______________
2) Calcula cuántos moles y átomos de plata (Ag) existen en un anillo que contiene 2.5 g
de este material
Moles de plata _______________________Átomos de plata ___________________
3) Suponiendo que un recipiente contiene 2.231117 x 1024 átomos de aluminio
(Al),¿Cuántos gramos pesará?
Gramos de aluminio ________________________
42

41. c) Fórmula química.
En el lenguaje de la Química, toda sustancia pura conocida, ya sea un elemento o un
compuesto, tiene su nombre y su fórmula individual. Asimismo, cada fórmula química
tiene tres significados o interpretaciones: un significado cualitativo, uno cuantitativo
microscópico y uno cuantitativo macroscópico.
Cualitativo, una fórmula expresa una sustancia; por ejemplo, H2O representa al agua;
NaCl representa a la sal de mesa, etcétera.
Cuantitativo microscópico, una fórmula molecular indica el número de átomos
presentes en una molécula. Así la fórmula de la nicotina, C10H14N2 nos indica que
en esta molécula existen 10 átomos de carbono, 14 de hidrógeno y dos de nitrógeno.
Asimismo, la fórmula mínima nos indica la composición de una unidad fórmula; por
ejemplo, la unidad fórmula del sulfato de potasio, K2SO4 , nos indica que en ese
compuesto por cada dos átomos de potasio hay uno de azufre y cuatro de oxígeno.
La fórmula empírica indica que la relación de átomos de K:S:O es de 2:1:4.
Cualitativo macroscópico, La fórmula nos indica las relaciones de moles de átomos.
Es decir, una fórmula molecular indica el número de moles de átomos de cada
elemento presente en un mol de moléculas del compuesto; por ejemplo, la fórmula
de la nicotina indica que un mol de moléculas de nicotina posee 10 moles de átomos
de carbono, 14 moles de átomos de hidrógeno y dos moles de átomos de nitrógeno.
En el caso de K2SO4, la fórmula empírica nos indica que un mol de unidades fórmula
consta de dos moles de átomos de potasio, un mol de átomos de azufre y cuatro moles
de átomos de oxígeno.
Por tanto, la fórmula de una sustancia expresa el tipo y número de átomos que están
químicamente combinados en una unidad de dicha sustancia. Hay diversos tipos de
fórmulas, entre ellas están:
Una fórmula empírica12 expresa la relación más simple de números enteros entre los
átomos en un compuesto, en tanto la fórmula molecular expresa el número real de
átomos de una molécula, esto es, en la unidad más pequeña del compuesto.
Cálculo de fórmulas a partir de datos experimentales
La fórmula de un compuesto permite calcular muchos datos cuantitativos tales como la
masa molecular, la masa molar y la composición porcentual.
¿Te has preguntado alguna vez cómo fue posible saber que la fórmula del
agua es H2O?.
¿Por qué el agua “normal” tiene como fórmula H2O y el agua “oxigenada”
tiene la fórmula H2O2?.
12
El término empírico se refiere a que se determina a partir de datos experimentales.
43

42. Para llegar a proponer la fórmula de cualquier compuesto es necesario realizar
experimentos que consisten en determinar los elementos que forman los compuestos, el
porcentaje en peso de los elementos constitutivos del compuesto; la masa relativa de
cada elemento presente.
Existen muchos métodos para obtener experimentalmente el porcentaje en peso de los
diversos elementos de un compuesto; entre éstos están los análisis por precipitación y
por combustión
Figura 13. Aparato empleado en el análisis por combustión de una sustancia. Cualquier cantidad de C o CO reacciona
formando CO2; cuando pasa por el CuO, el H2 reacciona formando H2O.
d) Fórmula mínima (empírica)
Cuando se tiene el análisis de un compuesto, el cual fue obtenido de alguna forma y
siguiendo una serie de pasos, se logra obtener la fórmula del compuesto, a la cual se le
denomina fórmula mínima. Para llegar a tal se dan los siguientes pasos.
1) Tener los elementos expresados en tanto por ciento.
2) Calcular la masa (grs.) de los elementos.
3) Obtener el número de moles de cada uno de los elementos.
4) Obtener el número de átomos de cada uno de los elementos, para lo cual se
debe dividir cada número resultante del paso anterior (c) entre el más pequeño.
5) Expresar la fórmula mínima, colocando primero los metales, posteriormente los
no metales y por último el oxígeno.
A continuación te presentamos un ejemplo:
De acuerdo al análisis que se realizó a cierto gas, en el laboratorio, se encontró que
estaba conformado por los siguientes gases: Nitrógeno (N) y Oxígeno (O), cuyo
porcentaje era de 25.93% y 74.07% respectivamente.
44

43. Conforme a estos datos y siguiendo los pasos anteriores podremos saber cuál es la
fórmula mínima de este gas.
* Expresar los elementos en tanto por ciento
Nitrógeno N = 25.93% Oxígeno O = 74.07%
* Calcular la masa (grs.) de cada elemento, tomando como base 100 gr. del compuesto
Nitrógeno N = 25.93 gr. Oxígeno O = 74.07 gr.
* Obtener el número de moles.
1 mol de átomos de N
Para el nitrógeno (25.93 g de N) = 1.852 mol de átomos de N.
14.00 g de Nitrógeno
1 mol de átomos de O
Para el oxígeno (74.07 g de O) = 4.629 mol de átomos de O.
16.00 g de Oxígeno
* Calcular la relación de átomos (dividir entre el más pequeño).
Átomos de Nitrógeno
1852
.
N= = 1 (2) = 2
1852
.
Átomos de Oxígeno
4.629
O= = 2.5 (2) = 5
1852
.
En caso de que la relación no sea de números enteros, se multiplica por un número
pequeño (2, 3, 4) para transformarla en números enteros. En nuestro caso, será 2.
* Expresar la fórmula mínima
Por tanto, se obtiene la fórmula mínima de
N2O5 (Pentóxido de nitrógeno o anhídrido nítrico)
45

44. ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota en los renglones los resultados
correspondientes.
Determina la fórmula de una sustancia que está compuesta de 65 g de Carbono (C) y 35
g de Oxígeno (O).
Mol de átomos de Carbono _________________________
Mol de átomos de Oxígeno _________________________
Relación de átomos
Carbono __________Oxígeno ____________________Fórmula mínima___________
e) Formula molecular
La fórmula molecular de una sustancia siempre es un múltiplo entero de su fórmula
empírica. Para determinar la fórmula molecular de un compuesto, el químico tiene que
proceder experimentalmente para conocer la masa molecular además de su fórmula
mínima. En este sentido mencionaremos cuáles son los pasos para obtener la fórmula
molecular:
1) Se calcula la fórmula mínima (se retoman los 5 pasos para obtener la fórmula
mínima).
2) Obtener la masa atómica de la fórmula mínima obtenida.
3) Dividir la masa atómica experimental entre la masa atómica de la fórmula mínima.
4) El número obtenido en el paso anterior multiplicarlo por la fórmula mínima, por tanto
se obtiene la fórmula molecular.
El siguiente ejemplo te mostrará cómo se usa la masa molecular con la fórmula mínima
para calcular la fórmula molecular.
Ejemplo
Un combustible licuado casero tiene como constituyente un determinado compuesto. El
análisis de este compuesto muestra que contiene 85.69% de carbono y 14.31% de
hidrógeno en peso. La determinación de su masa molecular da un valor de 55.9 uma.
Calcula la fórmula molecular del compuesto.
46

45. 1) Calcular la fórmula mínima.
1 mol de C
Para el carbono 85.69 g de C = 7.14 mol de C.
12.00 g de C
1 mol de H
Para el hidrógeno 14.31 g de H = 14.31 mol de H.
1.00 g de H
Al calcular la relación de moles tenemos que:
7.14 mol de C
=1
7.14 mol de C
14.31 mol de H
= 2.0
7.14 mol de C
Por tanto, la fórmula mínima es:
CH2
2) Obtener la masa atómica de la fórmula empírica.
Por tanto, la masa fórmula es de 1(12.00) + 2(1.00) = 14.00 uma
3) Obtener la fórmula empírica por molécula.
La masa molecular es un múltiplo simple de la masa de la fórmula empírica,CH2 esto es,
n (14.027 uma), donde n es un número entero.
La masa molecular experimental es 55.9 uma . Por lo tanto,
55.9 uma por molécula
= 3.99 aprox.
14.027 uma por fórmula empírica
= 4 fórmulas empíricas por molécula
4) Multiplicar el resultado anterior por la fórmula mínima
Así pues, la fórmula molecular es: 4 (CH2) = C4H8.
47

46. ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
Resuelve el siguiente problema y anota los resultados conforme se solicitan en la tabla.
El análisis de un cierto insecticida, nos da la siguiente composición porcentual: Carbono
(C) 24.7%, Hidrógeno (H) 2.06% y Cloro (Cl) 73.2%, con una masa molecular de 291
uma. Calcula la fórmula molecular del compuesto.
Fórmula Mínima Masa Atómica Fórmula Molecular
Experimental
48

47. RECAPITULACIÓN
Al revisar este esquema podrás realizar una síntesis sobre los conceptos más
importantes del capítulo
CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO
surgió con las
LEYES encontrando
PONDERALES explicación en la
ta les como
LEY DE LA LEY DE LOS PESOS LEY DE LAS LEY DE LAS
CONSERVACIÓN DE LA EQUIVALENTES PROPORCIONES PROPORCIONES
MATERIA (LAVOISIER) (RICHTER) CONSTANTES (PROUST) MÚLTIPLES (DALTON)
TEORÍA ATÓMICA
(DALTON)
menciona que la permitiendo la
MATERIA ESTEQUIOMETRÍA
se constituye de de la
ÁTOMOS
MASA MOLECULAR MASA FÓRMULA MASA MOLAR FÓRMULA QUÍMICA
ya sea
MÍNIMA MOLECULAR
49

48. ACTIVIDADES INTEGRALES
En este apartado queremos que pongas en práctica los conocimientos que has adquirido
hasta el momento. Por tal motivo deberás dar respuesta a lo que se te solicita a
continuación:
Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas.
1. Una muestra de sal contiene 0.224 g de sodio y 0.346 g de cloro. Otra muestra de
sal contiene 39.3% de sodio. Demostrar que lo anterior ilustra la Ley de las
proporciones definidas.
2. Analíticamente se determinó que una muestra de arena contenía 5.62 g de silicio y
6.40 g de oxígeno. Otra muestra de arena contenía 9.36 g de silicio y 10.64 g de
oxígeno. Explicar en qué forma estos datos ilustran la Ley de las proporciones
constantes.
Ley de las proporciones múltiples.
3. Cierto óxido de hierro contiene 77.7% de hierro en masa. Un óxido diferente contiene
69.9% de hierro de masa. Demostrar que la Ley de las proporciones múltiples se
cumple realizando los siguientes cálculos:
a) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el primer
compuesto?.
b) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el segundo
compuesto?.
c) ¿Cuál es la relación de los dos números encontrados? Expresa la relación
utilizando números enteros.
4. El fósforo y el cloro forman dos compuestos. En el compuesto uno, las masas de
fósforo y cloro son 22.48% y 77.51% respectivamente; en el compuesto dos, estos
valores son 14.88 y 85.12%.
a) Calcula la masa en gramos del cloro que se combina con un gramo de fósforo en
cada compuesto.
b) Utiliza los valores obtenidos en a) para comprobar si se cumple la Ley de las
proporciones múltiples.
50

49. Masa molecular
5. La fórmula del insecticida DDT es C14H9Cl5.
a) ¿Cuál es la masa molecular?.
b) ¿La molécula del DDT es más pesado o más ligera que la molécula de insecticida
lindano, C6H6Cl6?.
6. Empleando hasta tres cifras significativas, expresa la masa de cada una de las
siguientes sustancias en uma.
a) un átomo de Cl
b) un átomo de Al
c) 200 átomos de B
d) 6.023 x 1023 átomos de Ca
7. La fórmula del controvertido edulcorante llamado sacarina es C7H5O3NS.
a) ¿Cuál es su masa molecular?.
b) ¿Cuál de las dos moléculas es más pesada, la sacarina o la sacarosa, C 12H22O11?.
8. Si la masa de la potasa ó hidróxido de potasio (KOH) es 1.0 x 10-2 g, ¿cuál es la
masa en gramos de un mol de potasa?
Fórmula mínima
9. Determina la fórmula mínima de un compuesto que presenta la siguiente composición
centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%.
10. A partir de los siguientes datos calcula la fórmula mínima de un compuesto que
contiene 25.92% N y 74.07% O.
51

50. Fórmula molecular
11.El análisis elemental del ácido acetilsalisílico, aspirina, es 60.0% de C, 4.48% de H y
35.5% de O. Si su masa molecular es 180.2 uma, ¿cuál es la fórmula molecular?.
12. El compuesto paradicloro se empleó a menudo como bola de naftalina. Si su análisis
es 49.02% de C, 2.743% de H, y 48.24% de Cl, y su masa molecular, 147.0 uma
¿cuál es su fórmula molecular?.
Composición porcentual
13. La progesterona es un compuesto común de la píldora anticonceptiva. Si su fórmula
es C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual?.
14. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea en grandes cantidades en la producción
del papel. ¿Cuál es su composición porcentual?.
52

51. AUTOEVALUACIÓN
Compara los resultados que obtuviste en tus actividades integrales con las respuestas
que a continuación te presentamos.
Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas:
1. Al calcular el por ciento de los 2. La ley queda demostrada al comprobar
componentes se encuentra que para Na que existe el mismo porcentaje de O y
es de 39.3 % y para el Cl, 60.70 % en Si en ambas muestras.
ambas muestras, y recordando la Ley
de las proporciones definidas podemos
concluir que son la misma muestra.
Ley de las proporciones múltiples:
3. 4.
a) 22.3 a) 0.29 en el primero y 0.17 en el
b) 30.1 segundo
c) (debido a que la segunda b) El primer caso: 1/3 y en el segundo:
proporción resultó fraccionaria) 1/6
Masa molecular:
5. 6.
a) 354.24 u.m.a. a) 35.5 u.m.a.
b) más pesado, ya que la masa b) 26.9 u.m.a.
molecular de C6H6Cl6 = 290.7 u.m.a. c) 2.162 x 103 u.m.a.
d) 2.41 x 1025 u.m.a.
7. 8.
a) u.m.a. a) 1.6611296 x 10-26
b) La sacarosa
Fórmula mínima:
9. SCl 10. N2O5
Fórmula molecular
11. C13 H8 O8 12. C6H4Cl2
Composición porcentual
13. C, 69.90%; H, 14.56%; O2, 15.53% 14. Al, 15.78%; S, 28.07%; O,56.15%
53

52. 54

53. CAPÍTULO 2
ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
2.1.1 Carga Eléctrica
2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos
2.2 RADIACTIVIDAD
2.2.1 Antecedentes Históricos
2.2.2 Modelo Atómico de Rutherford
2.2.3 Modelo Atómico de Bohr
2.2.4 Configuración Electrónica
2.3 FENÓMENOS NUCLEARES
2.3.1 Isótopos
2.3.2 Neutrón
2.3.3 Energía de Amarre
2.3.4 Fisión Nuclear
2.3.5 Fusión Nuclear
55

54. PROPÓSITO
Con el estudio de este capítulo identificarás cómo se estableció la estructura del átomo
y las aplicaciones que se dan en los cambios nucleares.
Esto lo podrás lograr mediante la comparación de cada uno de los modelos atómicos,
realizando ejercicios y experimentos relacionados con estos modelos, y, revisando las
principales características de los cambios nucleares.
Lo cual te permitirá acercarte a una explicación sobre el comportamiento de la materia,
además de que podrás comprender las ventajas y desventajas que implica el uso de la
energía nuclear tanto a nivel social como tecnológico.
57

55. CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS
NUCLEARES
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
2.1.1. CARGA ELÉCTRICA
Cuando se frota una regla de plástico sobre la piel o el cabello se observa que ésta
puede atraer pequeños trozos de papel. Este fenómeno ya lo habían notado los griegos,
aunque ellos no usaban reglas de plástico, sino barras de ámbar. Al frotarse con un
paño de lana, el ámbar, adquiere una carga eléctrica y, como la regla de plástico, puede
atraer objetos pequeños, como la paja; sin embargo no sólo el ámbar y la regla de
plástico pueden adquirir carga eléctrica, también otros materiales, como el vidrio cuando
se frota con tela de seda. Pero resulta que la carga que adquiere del vidrio es distinta a
la del ámbar, puesto que entre ambos salta una chispa cuando se ponen en contacto (si
la carga electrostática es muy grande).
Durante mucho tiempo la electricidad se consideró como un fluido que pasaba de un
material a otro, lo que explicaba el porqué de la chispa. Posteriormente, por convención,
se definió que la carga de una varilla de vidrio es positiva y que la de ámbar es negativa.
En general, se considera que los cuerpos adquieren carga eléctrica cuando se frotan, lo
cual se debe a que los electrones pasan de un cuerpo a otro. De este modo, los
cuerpos adquieren carga positiva cuando pierden electrones y negativa cuando los
gana.
59

56. . a) Cargas eléctricas de signo igual se repelen b) Cargas eléctricas de signo contrario se atraen
Figura 14.
.
Asimismo, si dos cuerpos adquieren la misma carga, pero de diferente signo, y se ponen
en contacto, se volverán neutros porque sus cargas totales se redistribuyen de manera
uniforme, y si estos cuerpos se encuentran separados, pero conectados por un trozo de
alambre metálico, también se volverán neutros, lo cual demuestra que la carga es capaz
de fluir a través del metal. Al paso de la carga por un alambre se le llama corriente
eléctrica.
¿Cuál es la definición de carga eléctrica?.
Por otra parte, las cargas no sólo pueden transportarse a través del metal, también lo
hacen a través de las disoluciones, aunque con mayor dificultad tanto en el aire como en
el vacío, como se observa en los rayos o relámpagos. Un relámpago es una chispa que
se forma porque la atmósfera adquiere una carga y la tierra adquiere otra diferente; lo
mismo sucede si acercamos varillas de diferente carga.
Fue Michael Faraday (1791-1867), al estudiar sistemáticamente el paso de la corriente
eléctrica en soluciones (fenómenos electrolíticos), quien introdujo los términos de ion,
ánodo y cátodo: el ion es la partícula cargada en disolución; el ánodo, la placa o
electrodo al cual se dirigen los iones negativos, y el cátodo, la placa o electrodo hacia el
cual se dirigen los iones positivos.
60

57. ACTIVIDAD DE REGULACIÓN
La diferencia de cargas se puede comprobar fácilmente si haces un experimento como
el que se muestra en la figura 15.
Materiales.
☞ Barra de plástico.
☞ Barra de vidrio.
☞ Piel.
☞ Tela (excepto lanas).
☞ 2 globos (suspendidos por hilos).
Procedimiento
Frota la barra de plástico con la piel y acércala al péndulo globo suspendido.
Observarás que la barra atrae la esfera hasta hacer contacto con ella y después la
rechaza. Este fenómeno se explica porque al frotar la barra de plástico con la piel
adquiere carga negativa; al hacer contacto con los globos se imparte carga negativa por
contacto y finalmente la rechaza porque cargas de igual signo se repelen. Al repetir el
experimento con la varilla de vidrio y la tela sucede el mismo fenómeno, pues al frotar la
varilla de vidrio con la tela adquiere carga positiva, y al hacer contacto con el globo le
transfiere a éste la carga positiva; después la rechaza porque cargas de igual signo se
repelen. Los globos se atraen cuando se toca uno con la varilla de plástico y otro con la
de vidrio.
Figura 15. Propiedades eléctricas de la materia y los dos tipos de carga.
61

58. Conclusiones.
Anota en los renglones tus conclusiones.
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
2.1.2 TUBOS DE RAYOS CATÓDICOS
¿Cuál es la causa por la que un bulbo emite luz?.
¿Cómo funciona un cinescopio?.
Si dos alambres se someten a un alto potencial eléctrico y después se acercan, surgirá
una chispa o un arco entre los dos; mas si sus extremos están dentro de un tubo de
vidrio sellado (figura 16), donde se hace un vacío casi completo, la descarga de un
alambre a otro queda considerablemente atenuada. Esta descarga se llama rayos
catódicos, y provoca una débil luminiscencia amarillo-verdosa, a través de una pantalla
fluorescente.
Figura 16. Tubo de rayos catódicos.
62

59. a) Características de los rayos catódicos.
Fueron J. Plücker, Johann Hittorf y Williams Crookes quienes demostraron, en 1858, que
los rayos catódicos cuentan con las siguientes características:
1. Producen luminiscencia en una pantalla fluorescente colocada en su trayectoria y
paralela a ella.
2. Se desplazan en línea recta, y se alejan del cátodo, a menos que los afecte una
fuerza externa.
Figura 17. Desplazamiento de un rayo catódico.
3. Son desviados de su trayectoria por campos eléctricos y magnéticos, lo que
demuestra que los rayos catódicos son de naturaleza negativa, puesto que son
atraídos por el campo eléctrico positivo y repelidos por el negativo.
Figura 18. Desviación de la trayectoria por la acción de un campo eléctrico.
63

60. 4. Producen sombras, lo cual demuestra que los rayos catódicos no atraviesan
objetos sólidos. (figura 19).
Figura 19. Los rayos catódicos producen sombras.
5. Hacen girar un pequeño molinete, lo cual también demuestra que los rayos
catódicos son partículas que tienen masa.
Figura 20. Hacen girar un pequeño molinete.
El estudio de los rayos catódicos demostró la existencia de partículas negativas, a las
que se llamó electrones, además de permitir el desarrollo de diversos aparatos de uso
cotidiano y científico, como el televisor, y los cinescopios de estos aparatos,
descendientes de los primeros tubos de rayos catódicos.
64

61. Electrón (primer partícula subatómica)
En 1895 Jean Perrin demostró en forma definitiva que la carga de rayos catódicos es
negativa, y dos años después, en 1897, descubrió que su velocidad era
aproximadamente igual a la décima parte de la velocidad de la luz y que sus
propiedades no dependían de la composición del gas en el tubo de rayos catódicos.
También en 1897, Joseph Thomson demostró, que los rayos catódicos son en
realidad corrientes de partículas negativas y adoptó para éstas el nombre de
electrones, propuesto en 1891 por Stoney.
Para cuantificar la masa de los electrones, Thomson modificó el tubo de rayos catódicos
de tal manera que los rayos pasaran a través de un colimador hasta llegar a una pantalla
de sulfuro de zinc colocada en el fondo del tubo, donde un campo eléctrico y otro
magnético desviaban su trayectoria.
Figura 21. Aparato usado por Thomson.
En este experimento Thomson encontró que los rayos catódicos:
a) Son partículas con masa y tienen carga.
b) Son universales, ya que se encuentran en todas las sustancias.
Robert Millikan llevó a cabo en 1909 el experimento de la gota de aceite mediante el cual
encontró que la carga del electrón es de 1.6 x 10-19 coulombs. En este experimento,
Millikan roció aceite dentro de un recipiente y observó que una gota del mismo entre dos
placas metálicas, tras someterla a la acción de los rayos X, se cargaba negativamente, y
se aplicaba un alto voltaje la gota era atraída por una de las placas.
65

62. Figura 22. Experimento de la gota de aceite.
A partir de la relación carga/masa del electrón y su carga se determinó que la masa del
electrón es de 9.1 x 10-28 g. Se sabe que la masa de un átomo de hidrógeno ( el más
ligero de todos los elementos) es casi dos mil veces más pesada que la del electrón, lo
que significa que las partículas catódicas forman parte de los átomos.
Protón (segunda partícula subatómica).
Cuando el tubo de rayos catódicos no está por completo al vacío puede generar una
corriente de partículas positivas (protones), las que en 1886 estudió por primera vez
Eugen Goldstein. Estos rayos positivos o rayos canales se producen al chocar los rayos
catódicos con los átomos gaseosos del tubo, colisión que produce iones positivos que
viajan hacia el cátodo agujerado y lo atraviesan (figura 23).
Figura 23.
66

63. Goldstein, por medio de un tubo de rayos catódicos que contenía hidrógeno y un disco
metálico perforado como cátodo, descubrió los rayos canales, que viajan en dirección
opuesta a los catódicos y tienen carga positiva. Estos tubos son el principio de los
modernos tubos mercuriales. La carga positiva reside en el protón, partícula
fundamental cuya carga es igual a la del electrón, pero de signo opuesto, y masa
casi dos mil veces más grande que la del electrón. El protón es un átomo de
hidrógeno que perdió un electrón.
Tabla 2. Características del electrón y del protón.
Carga eléctrica Masa
Partícula g u.m.a.
Electrón -1.6 x 10-19 -1 9.1 x 10-28 0.00055
Protón +1.6 x 10-19 +1 1.67 x 10-24 1.00727
En la primera década de nuestro siglo parecía claro que cada átomo contenía regiones
con cargas positivas y negativas, la cuestión era saber cómo estaban distribuidas.
d) Modelo atómico de Thomson
Al descubrir que los elementos emiten partículas minúsculas se tenía que descartar una
de las suposiciones fundamentales de la teoría atómica de Dalton, la cual dice que
“toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles, las cuales
reciben el nombre de átomos”.
Fue Joseph Thomson quien propuso el siguiente modelo: “El átomo es una esfera
cuyo diámetro mide 10-8 cm, tiene carga uniforme y positiva, dentro de la cual “flotan”
electrones negativos, cuyo número es igual a la carga de la esfera, para que en su
conjunto el átomo resulte neutro” Este modelo se conoce como pastel de pasas, donde
la masa del pastel es la carga positiva y las pasas los electrones. De acuerdo con él, la
rotación de los electrones dentro de la carga positiva daría estabilidad al átomo. (Figura
24)
Figura 24. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Thomson.
67

64. ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 3
“PROPIEDADES ELECTROMAGNÉTICAS DE LA MATERIA”13
Práctica de laboratorio (obligatoria).
Objetivo
Conocer las propiedades electromagnéticas de la materia, mediante experimentos
donde se manifiesten estas propiedades, para que comprendas que la materia tiene
cargas eléctricas.
Cuestionario de conceptos antecedentes
a) ¿Cómo se electriza un cuerpo? ___________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
b) ¿Cuáles son las propiedades eléctricas de la materia?_________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
c) ¿A qué se le llama electrodo? ____________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
d) ¿Cuál es la naturaleza de los rayos catódicos? ______________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
e) ¿Cuáles son los tipos de carga eléctrica? ___________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Experimento I
Objetivo
Conocer el mecanismo de electrización por frotamiento, para establecer que la materia
tiene cargas eléctricas.
13
A partir de este momento se te dará a conocer cuáles son las prácticas que deberás de realizar (en el laboratorio) para tener
derecho al exámen de acreditación. Las prácticas estarán indicadas por la palabra OBLIGATORIA.
68

65. Hipótesis
¿Por qué algunos cuerpos al ser frotados se atraen o se repelen? __________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
☞ 1 Piel de conejo
☞ 1 Barra de plástico
☞ 1 Paño de seda
☞ 1 Barra de vidrio
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo en el laboratorio
¿Cómo hacerlo?
Frota la barra de plástico con la piel de conejo y acércala a unos trocitos de papel.
Observa.
Figura 25. Muestra la atracción Eléctrica por frotamiento.
69

66. Registro de observaciones
1. ¿Qué sucede al acercar la barra de plástico a los pedacitos de papel?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
2. ¿Qué se observa cuando se acerca la barra de vidrio a los trocitos de papel?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Experimento II
Objetivo
Conocer el mecanismo de electrifican por contacto, para establecer que la materia tiene
cargas eléctricas.
Hipótesis
¿Por qué algunos cuerpos adquieren cargas eléctricas al ponerse en contacto?
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
¿Qué necesitas?
☞ 1 Piel de conejo
☞ 1 Barra de plástico
☞ 2 Péndulos electrostáticos con esferas
¿Cómo hacerlo?
Frota la barra de plástico con la piel de conejo y con ella toca la esfera de uno de los
péndulos; repite la operación con el otro péndulo. Enseguida acerca los dos péndulos.
70

67. Observa:
Figura 26. Las propiedades eléctricas de la materia.
Registro de observaciones
¿Qué sucedió al acercar las dos esferitas?_____________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
Debido a que:__________________________________________________________
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________
Experimento III
Objetivo
Conocer las propiedades de los rayos catódicos, para establecer que la materia tiene
cargas eléctricas.
Hipótesis
¿A qué se debe que los tubos al vacío al conectar una corriente de alto voltaje, producen
un flujo luminoso?________________________________________________
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
71

68. ¿Qué necesitas?
☞ 1 Tubo de rayos catódicos
☞ 1 Tubo de Crookes con cruz de Malta
☞ 1 Tubo de rayos catódicos con molinete
☞ 1 Bobina Tesla
☞ 1 Imán de barra
Prevención y seguridad
La indicada para el trabajo en el laboratorio
Cuando uses aparatos eléctricos toma los cuidados necesarios, la bobina Tesla debes
usarla por periodos de 20 segundos y no debes tocar el electrodo.
¿Cómo hacerlo?
Conecta la bobina Tesla a una toma de corriente y acerca el electrodo al cátodo del tubo
de rayos catódicos y observa. Acerca el imán al tubo y observa.
Repite la operación con el tubo de la cruz de Malta y después con el molinete.
Observa.
Figura 27. Tubo de rayos catódicos.
Figura 28 . Tubo de Crookes con Cruz de Malta Figura 29 . Tubo de Rayos Catódicos con
molinete.
72