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Física y Química 3.º ESO · Los primeros modelos atómicos: Dalton y Thomson

Ampliación: la teoría de Dalton explica las sustancias y las reacciones

Objetivo: Al terminar, sabrás usar la teoría de Dalton para distinguir elementos, compuestos y mezclas en dibujos de partículas y para explicar por qué se conserva la masa en una reacción química.

Explicación

Elementos, compuestos y mezclas vistos con átomos

Con la teoría de Dalton podemos «ver» por dentro las sustancias:

Tipo	Qué partículas tiene	Ejemplo
Elemento	Un solo tipo de átomo (sueltos o en moléculas de átomos iguales)	Helio (He), oxígeno ( $\text{O}_2$ )
Compuesto	Un solo tipo de partícula, formada por átomos de elementos distintos unidos en proporción fija	Agua ( $\text{H}_2\text{O}$ ), dióxido de carbono ( $\text{CO}_2$ )
Mezcla	Dos o más tipos de partículas distintas, sin unir entre sí, en proporción variable	Aire ( $\text{N}_2$ , $\text{O}_2$ , Ar, $\text{CO}_2$ …)

Clave para leer un dibujo de partículas: primero mira si todas las partículas son iguales (sustancia pura) o no (mezcla). Si son iguales, mira si cada partícula tiene un tipo de átomo (elemento) o varios (compuesto).

Una reacción química con átomos

En una reacción los átomos de los reactivos se separan y se vuelven a unir de otra forma para dar los productos. Por ejemplo, el hidrógeno arde con el oxígeno y forma agua:

$2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}$

Antes: 4 átomos de H y 2 de O. Después: 4 de H y 2 de O. Se han roto las uniones H–H y O=O y se han formado uniones O–H.

Por qué se conserva la masa

Lavoisier comprobó (1789) que, en un recipiente cerrado, la masa total no cambia en una reacción química (ley de conservación de la masa). Dalton lo explica así: si los átomos no se crean ni se destruyen, y cada átomo tiene siempre su masa, la masa de los productos tiene que ser igual a la de los reactivos.

$m_{\text{reactivos}} = m_{\text{productos}}$

Además, como en un compuesto los átomos se unen siempre en la misma proporción, los elementos reaccionan siempre en la misma proporción en masa (por ejemplo, en el agua hay siempre unos 8 g de oxígeno por cada 1 g de hidrógeno). Si ponemos más de uno de ellos, sobra.

Puntos clave

Elemento: un tipo de átomo. Compuesto: un tipo de partícula con átomos distintos unidos. Mezcla: partículas distintas sin unir.
En una reacción química los átomos se reorganizan: hay los mismos átomos antes y después.
Por eso, en un recipiente cerrado, la masa de los reactivos es igual a la de los productos.
Los elementos se combinan siempre en la misma proporción en masa; lo que se pone de más, sobra.

Errores frecuentes

ErrorConfundir una mezcla de $\text{H}_2$ y $\text{O}_2$ con el compuesto agua porque «tiene hidrógeno y oxígeno».
Cómo corregirloEn la mezcla las moléculas $\text{H}_2$ y $\text{O}_2$ están separadas; en el agua, cada partícula tiene los átomos unidos ( $\text{H}_2\text{O}$ ).
ErrorPensar que si algo pierde masa al arder (una vela, una cerilla) no se cumple la conservación de la masa.
Cómo corregirloEn un recipiente abierto se escapan gases ( $\text{CO}_2$ , vapor de agua). Si se recogen, la masa total es la misma.
ErrorSumar las masas de los reactivos aunque uno esté en exceso.
Cómo corregirloSolo reacciona la cantidad que guarda la proporción fija; el resto sobra y no forma producto.

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1. Leer dibujos de partículas interpretar dibujos de partículas
Describimos cuatro recipientes vistos «con lupa atómica» (bolas blancas = H, rojas = O, azules = N): A) todas las partículas son parejas rojo-rojo; B) todas son una bola roja unida a dos blancas; C) hay parejas azul-azul y parejas rojo-rojo, sin unir entre sí; D) hay parejas blanco-blanco y partículas rojo-blanco-blanco. Clasifica cada recipiente.

Resolución
Primero, ¿son todas las partículas iguales?
- A: sí; cada partícula tiene un solo tipo de átomo → elemento (oxígeno, $\text{O}_2$ ).
- B: sí; cada partícula tiene átomos de dos elementos unidos → compuesto (agua, $\text{H}_2\text{O}$ ).
- C: no; hay dos tipos de partículas sin unir → mezcla de dos elementos ( $\text{N}_2$ y $\text{O}_2$ , como en el aire).
- D: no → mezcla de un elemento y un compuesto ( $\text{H}_2$ y $\text{H}_2\text{O}$ ).
Ejemplo 2. Hierro y azufre en el laboratorio experimental (conservación de la masa y proporción fija)
En el laboratorio se calientan limaduras de hierro con azufre en polvo y se forma sulfuro de hierro: $\text{Fe} + \text{S} \rightarrow \text{FeS}$ . Se comprueba que 7 g de hierro reaccionan exactamente con 4 g de azufre (valores aproximados). a) ¿Qué masa de sulfuro de hierro se forma? b) Si mezclamos 10 g de hierro con 4 g de azufre, ¿cuánto sulfuro se forma y qué sobra? c) Explícalo con átomos.

Resolución
a) Conservación de la masa: $m_{\text{FeS}} = 7\ \text{g} + 4\ \text{g} = 11\ \text{g}$ .

b) Los 4 g de azufre solo pueden reaccionar con 7 g de hierro (proporción fija). Se forman 11 g de FeS y sobran 3 g de hierro ( $10 - 7 = 3$ g). Total al final: $11 + 3 = 14$ g, igual que al principio ( $10 + 4 = 14$ g). ✔

c) Cada átomo de Fe se une a un átomo de S (proporción 1 a 1). Cuando se acaban los átomos de S, los átomos de Fe que quedan no tienen con quién unirse: sobran. Ningún átomo aparece ni desaparece, por eso la masa total se conserva.

Ejercicios

De menos a más. Intenta cada uno antes de mirar la solución.

1. Media
La electrólisis del agua descompone el agua en hidrógeno y oxígeno: $2\,\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\,\text{H}_2 + \text{O}_2$ . a) Dibuja la reacción con bolas. b) Cuenta los átomos de cada elemento antes y después. c) ¿Qué uniones se rompen y cuáles se forman?

Ver solución
b) 4 H y 2 O antes y después. c) Se rompen las uniones O–H; se forman H–H y O=O.
a) Antes: dos partículas rojo-blanco-blanco. Después: dos parejas blanco-blanco y una pareja rojo-rojo. b) Antes: $2 \cdot 2 = 4$ H y $2 \cdot 1 = 2$ O. Después: $2 \cdot 2 = 4$ H y 2 O. Iguales. c) Se rompen las uniones O–H del agua y se forman las uniones H–H (en $\text{H}_2$ ) y O=O (en $\text{O}_2$ ).
2. Fácil
Se describen cuatro muestras: A) átomos de neón sueltos; B) moléculas de $\text{CO}_2$ y moléculas de $\text{H}_2\text{O}$ mezcladas; C) moléculas de $\text{CH}_4$ ; D) átomos de helio y moléculas de $\text{H}_2$ . Clasifica cada una como elemento, compuesto o mezcla.

Ver solución
A elemento; B mezcla (de compuestos); C compuesto; D mezcla (de elementos).
A: un solo tipo de átomo → elemento. B: dos tipos de partículas distintas sin unir → mezcla de dos compuestos. C: un solo tipo de partícula con átomos de C y H unidos → compuesto. D: dos tipos de partículas (He y $\text{H}_2$ ), cada una de un solo elemento → mezcla de dos elementos.
3. Difícil
El carbón arde según $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$ . Se sabe que 12 g de carbono reaccionan exactamente con 32 g de oxígeno. a) ¿Qué masa de $\text{CO}_2$ se forma? b) ¿Cuánto oxígeno hace falta para quemar 6 g de carbono y cuánto $\text{CO}_2$ se obtiene? c) Si en un recipiente cerrado hay 6 g de carbono y 20 g de oxígeno, ¿qué hay al final?

Ver solución
a) 44 g. b) 16 g de oxígeno; 22 g de $\text{CO}_2$ . c) 22 g de $\text{CO}_2$ y sobran 4 g de oxígeno.
a) $12 + 32 = 44$ g de $\text{CO}_2$ . b) La mitad de carbono necesita la mitad de oxígeno: $32 : 2 = 16$ g; $\text{CO}_2$ : $6 + 16 = 22$ g. c) Los 6 g de C solo gastan 16 g de $\text{O}_2$ : se forman 22 g de $\text{CO}_2$ y sobran $20 - 16 = 4$ g de $\text{O}_2$ . Masa total: $22 + 4 = 26$ g $= 6 + 20$ g. ✔

Para practicar más

1. Media
Una cerilla pesa menos después de arder; en cambio, si quemamos lana de acero (hierro) en una balanza, el residuo pesa más que la lana inicial. ¿Se incumple la ley de conservación de la masa? Explícalo con átomos.

Ver solución
No. En la cerilla se escapan gases; en el hierro se le unen átomos de oxígeno del aire.
La cerilla, al arder, forma gases ( $\text{CO}_2$ y vapor de agua) que se van al aire: sus átomos siguen existiendo, pero no están en la balanza. El hierro se combina con el oxígeno del aire y forma óxido de hierro: al residuo se le suman los átomos de oxígeno, por eso pesa más. En un recipiente cerrado, en los dos casos la masa total no cambiaría: los átomos solo se reorganizan.
2. Media
El amoniaco se fabrica a partir de nitrógeno e hidrógeno: $\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightarrow 2\,\text{NH}_3$ . a) Dibuja la reacción con bolas. b) Comprueba que hay los mismos átomos antes y después.

Ver solución
b) 2 N y 6 H antes y después.
a) Antes: una pareja N–N y tres parejas H–H. Después: dos partículas con un N unido a tres H. b) Antes: 2 N; $3 \cdot 2 = 6$ H. Después: $2 \cdot 1 = 2$ N; $2 \cdot 3 = 6$ H. ✔
3. Difícil
En el agua hay siempre 1 g de hidrógeno por cada 8 g de oxígeno. a) ¿Cuánto hidrógeno y cuánto oxígeno hay en 9 g de agua? b) Si hacemos reaccionar 5 g de hidrógeno con 50 g de oxígeno, ¿cuánta agua se forma y qué sobra?

Ver solución
a) 1 g de H y 8 g de O. b) 45 g de agua; sobran 10 g de oxígeno.
a) $1 + 8 = 9$ g de agua contienen 1 g de H y 8 g de O. b) 5 g de H necesitan $5 \cdot 8 = 40$ g de O. Se forman $5 + 40 = 45$ g de agua y sobran $50 - 40 = 10$ g de oxígeno. Comprobación: $45 + 10 = 55 = 5 + 50$ . ✔