Ley de Conservación de la Materia

Enunciada en 1783 por Antoine Lavoisier, la Ley de Conservación de la Materia establece que «en una reacción química que se realice en un recipiente cerrado no se produce ningún cambio en la cantidad de materia».

Como todos los procesos que tienen lugar en el universo son de naturaleza física o química, y en ellos la masa permanece constante, esta ley se puede enunciar de un modo más general de la siguiente manera:

La materia ni se crea ni se destruye, únicamente se transforma.

En otros términos, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

La Ley de Conservación de la Materia es una de las leyes más importantes de todas las ciencias y resultó de gran importancia para el avance de la ciencia química al proporcionar una magnitud, la masa, cuyo valor era constante y, por tanto, servía de referencia para analizar cualquier reacción química.

Hipótesis de Avogadro y Concepto de Molécula

A pesar de su simplicidad, la ley de Gay-Lussac no pudo ser interpretada con la teoría atómica de Dalton, por lo que, lejos de constituir un apoyo a dicha teoría atómica, generalmente aceptada por los químicos de la época, supuso un serio revés.

En 1811, Avogadro (1776-1856) formuló una hipótesis que permitía explicar la ley de los volúmenes de combinación siempre que se aceptase que las sustancias que reaccionaban no eran átomos, sino agrupaciones de átomos, a las que dio el nombre de moléculas.

La hipótesis de Avogadro, hoy convertida en ley al haber sido comprobada experimentalmente, afirma que:

Volúmenes iguales de distintos gases contienen el mismo número de moléculas, siempre que los volúmenes se hayan medido en las mismas condiciones de presión y temperatura.

En el volumen representado en la Figura 3.4 se observa que:

• Existe el mismo número de moléculas, independientemente del gas de que se trate.
• Si tenemos el mismo número de moléculas de distintos gases, todas ocuparán el mismo volumen, siempre y cuando se hayan medido en las mismas condiciones.

La hipótesis de Avogadro lleva consigo asociada la idea de que los gases elementales (H2, O2, N2, Cl2, etc.) son moléculas diatómicas y no monoatómicas, como hasta ese momento se había pensado, siguiendo la teoría de Dalton. Esto permitió explicar la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac (Fig. 3.5).

Si hacemos reaccionar una molécula de hidrógeno y otra de cloro, considerando que tenemos el mismo volumen (V) de Cl2 y de H2, se obtendrán dos volúmenes de cloruro de hidrógeno. Esto, según la hipótesis de Avogadro, implica que tendremos dos moléculas de cloruro de hidrógeno. De la misma manera se razona en el caso de O2 con H2 y en el de N2 con H2.

Número de Avogadro y Concepto de Mol

Avogadro fue el verdadero precursor del concepto de molécula. El siguiente paso fue establecer cuál era su masa. Eso no resultó sencillo, puesto que como los átomos son unidades de materia tan pequeñas, no se pueden manipular de forma individual para establecer el valor de su masa (masa atómica).

Por ello, los químicos establecieron, al igual que habían hecho con las masas de combinación, la masa relativa de los átomos y crearon una escala relativa basada en el más ligero, que resultó ser el hidrógeno.

De esta manera, podían decir que el átomo de carbono era 12 veces más másico que el de hidrógeno, el adoptado como referencia, que el de azufre lo era 32 veces más o que un átomo de oxígeno tenía 16 veces más masa.

A partir de esta escala de masas se define el mol, que es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

El mol se define de tal modo que la masa (en gramos) de un mol de átomos de cualquier elemento químico sea numéricamente igual a la masa (en uma) de un átomo de ese elemento.

El Número de Avogadro (NA) corresponde al número de átomos o moléculas que componen un mol. Este número es 6,022 x 1023. Por tanto, la masa de un átomo o molécula expresada en uma tiene el mismo valor numérico que la masa, expresada en gramos, de 6,022 x 1023 átomos o moléculas.

• Un mol de átomos de cualquier elemento contiene 6,022 x 1023 átomos de ese elemento.
• La masa en gramos de cada mol será distinta para cada elemento de la tabla periódica puesto que la masa de cada átomo es distinta.
• Un mol de moléculas de cualquier compuesto contiene 6,022 x 1023 moléculas de ese compuesto.

El mol es la cantidad de sustancia cuya masa en gramos es numéricamente igual a la masa molecular.

Disoluciones: Formas de Expresar la Concentración

Una disolución es una mezcla homogénea entre un soluto (generalmente sólido, aunque también puede ser un líquido o un gas) y un disolvente, que normalmente será líquido. La mayoría de las veces este disolvente es agua.

A la proporción entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolución en la que está contenido la llamamos concentración, y se puede expresar en:

• Tanto por ciento en masa
• Gramos/litro
• Molaridad
• Normalidad
• Fracción molar
• PPM (partes por millón)

La medida en partes por millón es muy utilizada para expresar concentraciones muy pequeñas, por ejemplo, la concentración de ozono en la atmósfera. Una concentración de 3 ppm indica que existen tres unidades de una sustancia por cada millón de unidades del conjunto. Por ejemplo, 3 ppm de oro en una muestra significa 3 gramos de oro por cada millón de gramos (1 tonelada) de muestra.

La concentración también puede expresarse relacionando la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente en la que está disuelto: molalidad.

Propiedades Coligativas de las Disoluciones

François-Marie Raoult, químico francés del siglo XIX, estudió, de forma experimental, la variación cuantitativa de las propiedades de un disolvente líquido cuando se añadía un soluto.

Raoult encontró que el hecho de añadir un soluto a un disolvente para preparar una disolución, modifica sustancialmente las propiedades del disolvente.

Añadiendo más o menos cantidad de soluto, las propiedades señaladas anteriormente varían cuantitativamente. El hecho de llamarse propiedades coligativas se debe a que, en todos los casos, dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza o tamaño del mismo.

A. Disminución de la Presión de Vapor

La presión de vapor de un líquido es la presión a la que este líquido se encuentra en equilibrio con su fase gaseosa a una temperatura determinada. Cada líquido puro (agua, metanol, benceno, etc.) posee una presión de vapor característica.

Al añadir un soluto, la presión de vapor disminuye proporcionalmente a la fracción molar del soluto añadido según la ecuación:

ΔP = χsoluto ⋅ P°

Donde ΔP es la disminución de la presión de vapor, χsoluto la fracción molar de soluto y P° la presión de vapor del disolvente puro.

B. Variación de los Puntos de Fusión y Ebullición

El hecho de añadir un soluto a un disolvente hace que disminuya el punto de fusión y aumente el punto de ebullición del disolvente. Así, cuando añadimos a una disolución acuosa un soluto cualquiera, se observa que esta disolución, a presión atmosférica, hierve por encima de los 100 °C. De manera análoga, la disolución congelará por debajo de los 0 °C. En definitiva, lo que se ha conseguido es aumentar el intervalo del estado líquido del disolvente, en este caso, agua.

Esta variación de los puntos de fusión y ebullición depende de la concentración del soluto y de la naturaleza del disolvente, y se puede expresar por las ecuaciones:

ΔTf = Kf ⋅ m

ΔTe = Ke ⋅ m

Donde: ΔTf y ΔTe son las variaciones en los puntos de fusión o ebullición del disolvente respectivamente; Kf y Ke son, respectivamente, las constantes crioscópicas y ebulloscópicas del disolvente, y m es la molalidad de las disoluciones.

Por tanto, cuanto mayor sea la molalidad de la disolución, mayor será el incremento, tanto en el descenso del punto de fusión como en el aumento del punto de ebullición.

Estas propiedades de las disoluciones se aprovechan para la utilización de anticongelantes. De esta manera, si el radiador de un coche de 6 litros de capacidad lo llenamos con 4 litros de agua y 2 litros de etilenglicol (C2H6O2) cuya densidad es de 1,12 g/cm3, obtenemos la siguiente disminución del punto de fusión del agua:

C. Variación de la Presión Osmótica

La ósmosis es un proceso por el cual, a través de una membrana semipermeable, colocada como separador entre una disolución y un disolvente puro, se observa un flujo neto de disolvente desde el recipiente con disolvente puro hacia el recipiente con la disolución.

En la Figura 3.15 se observa un montaje experimental para la medición de la presión osmótica.

Se prepara una disolución de cloruro de sodio y agua y se la coloca en el interior de un vaso, cuya base se ha sustituido por una membrana semipermeable. Se introduce este vaso dentro de un recipiente que contiene solamente agua pura. Se observa un flujo de moléculas del disolvente puro hacia el vaso con la disolución, lo que se traduce en un aumento de presión en el interior del vaso que contiene la disolución. Dicha variación de presión se pone de manifiesto por un aumento de la altura del líquido dentro del recipiente que contiene la disolución, que mediremos por la ecuación: P = ρgh.

Esta presión, que se hace evidente por la diferencia de nivel entre los dos líquidos, se denomina «presión osmótica», propiedad que viene también expresada por una ecuación similar a la de los gases perfectos:

ΠV = nRT

Donde Π es la presión osmótica.

La presión osmótica se emplea para conocer la masa molecular de una sustancia que se añade como soluto. Para este fin, la expresión anterior puede escribirse como:

Π = (n/V)RT = MRT

Donde M es la molaridad de la disolución.