química básica para conservadores

Cursos en Internet Química Básica para Conservadores

Los temas de cada capítulo están organizados en cuatro secciones: a) Ficha, b) Guía, c) Recapitulación personal y prueba espejo, d) Enfoque.

a) Las f ichas contienen textos breves sobre los conceptos y procedimientos de la química aplicados al campo de la conservación y restauración de objetos.

b) Las guías tratan problemas experimentales para ser realizados en la cocina, ya que ésta reúne las condiciones para ser un ámbito de experimentación donde se cuenta con una fuente de calor, una mesada y se dispone de agua. Las prácticas no requieren más explicaciones que las que están en el texto.

c) La recapitulación personal y la prueba espejo (autoevaluación) buscan reforzar conocimientos y promover la reflexión y síntesis propias. La realización de la prueba espejo les permitirá saber si están aprendiendo.

d) En la sección enfoques se proponen lecturas donde se trata de fijar los marcos conceptuales y los abordajes de la conservación relacionados con la química.

En toda relación educativa lo que debe prevalecer es el valor de la clase, sea ésta presencial o a distancia. Por eso, este curso está organizado de modo de mantener un vínculo estrecho entre quien estudia y quien organiza la tarea educativa, en el marco de un aula virtual, posibilitada por la microelectrónica.

>003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información

El conocimiento científico, que es una de las formas del conocimiento, reúne determinadas características que le son propias; no es exclusivamente el fruto de un razonamiento, ni la simple recopilación de datos, sino una integración de ambos aspectos.

El conocimiento científico es un conjunto de explicaciones sobre hechos, objetos y procesos que se apoyan en fenómenos observables que pueden ser indicios o evidencias. Sin ideas que los expliquen, una lista de hechos no es más que mera información; sin hechos que las apoyen, las ideas son especulaciones sin confirmar.

Para describir estas ¡deas y hechos, los científicos han desarrollado un lenguaje y un vocabulario especializado de gran precisión que es necesario conocer para poder utilizar ¡os resultados de sus investigaciones.

La química es considerada una ciencia y se ocupa del estudio de los materiales y los procesos mediante los cuales se transforman.

Para transformar los materiales, se pueden usar técnicas. Numerosas técnicas, sobre todo las más antiguas, no se han inventado siguiendo procedimientos científicos, como ser la metalurgia de! bronce o la de! hierro, las técnicas para encender el fuego, etc. Los científicos las estudian para mejorarlas y volverlas más efectivas. Ciertas tecnologías utilizan el conocimiento de ia química sobre los materiales y sus cambios, dando respuesta a necesidades y deseos de la sociedad.

El estudio científico de la química y la creación y la mejora de las técnicas son actividades humanas. Los conocimientos químicos son utilizados por distintas profesiones y en diversas actividades. La conservación y restauración de bienes culturales muebles están entre estas profesiones y actividades.

« La química como ciencia experimental. • Los sistemas materiales. • Observación. • Experimentación. • Formulación de hipótesis.

La química y la física son consideradas ciencias experimentales. Esto significa que los fenómenos que estudian (el comportamiento de un cuerpo sobre el que actúan varias fuerzas o la combustión del papel, por ejemplo) se pueden observar y medir.

Al realizar su trabajo, el químico no actúa al azar, lo hace siguiendo un camino para hallar respuestas a las preguntas que se formula. Aunque los procedimientos que usa difieren de acuerdo con el problema particular que estudia, no se aparta de ciertas normas generales.

Los fenómenos que se estudian se someten a una cuidadosa observación. Para obtener datos y cotejarlos con las ¡deas que se tienen sobre los hechos observados, se realizan e x p e r i m e n t o s . Durante los experimentos se miden ciertas variables que se consideran importantes y se trata de relacionar entre sí ios valores obtenidos. Con esta información se propone una "explicación razonable" de los hechos observados, es decir se formula una hipótesis, que deberá luego tratar de confirmarse por medio de nuevas observaciones y nuevos experimentos.

Cuando una hipótesis ha sido confirmada muchas veces, se convierte en una ley científica y es aceptada con carácter genera!. Sin embargo, nunca se la considera una verdad absoluta porque, ante nuevos hechos y nuevos descubrimientos, puede ser necesario corregida o incluso rechazarla y sustituirla por otra.

ATOMOS Y MOLECULAS Los átomos: son las mínimas partículas que representan los elementos, siendo que los elementos son

sustancias que no se pueden descomponer en oirás más simples. Los átomos están constituidos por partículas eléctricas siendo las más importantes: el motón (con

carga positiva y peso significativo de 1 UMA) y el neutrón (sin carga eléctrica y con peso de 1 UMA) y el electrón (con carga eléctica negativa y con peso despreciable frente a las otras dos partículas).

Los protones y los neutrones componen el núcleo atómico (con peso y carga positiva, que da la suma de partículas subatómicas). Alrededor del núcleo giran todos los electrones en órbitas bien definidas de modo que forman una verdadera nube. Lo que define un elemento es el número de protones del núcleo, llamado número atómico (no asi el número de neutrones o de electrones).

Todos los átomos de un mismo elemento son iguales y contienen el mismo número de protones (+). A no ser que por tener algunos neutrones de más, posean más peso y difieran en algunas

propiedades físicas. Estos átomos se llaman isótopos. Por lo demás, poseen las mismas propiedades químicas.

Lo que define las uniones químicas entre átomos (afinidad) para formar moléculas o compuestos, es el número de electrones de la nube (en concordancia con el número de protones). Principalmente ios electrones de las órbitas periféricas que son los que intervienen en las uniones.

O sea que la unión de 2 átomos o más, forman una molécula. Existen elementos distintos que tienen gran afinidad para unirse y formar compuestos. Por un lado

están los metales y por otro los no niélales. La cantidad de átomos con los que se combinan lo da la valencia: que está representada por un. número que surge de lo que dicta la experiencia. O mejor dicho surge de la posibilidad de ceder o captar electrones que poseen los orbitales periféricos del átomo.

Regla del octetc: los átomos tienden a completar su última órbiln con S (ocho) electrones y esto lo logran captando electrones de otro átomo o cediendo los electrones de sn última capa para que quede la inferior completa.

Las valencias de los átomos son características y están tabuladas. Ej . :

Metales: Li-Na-K-Ag=l Bc-Mg-Ca-Sl*Iia-Zn-Cd=2

Mn=2, 3, 4, 6 y 7

Mo=2," 3, 4, 5 y 6

Pl-Ge-Sn-Pb-2 y 4

V = 2 , 3 , 4 y 5

Hg-Cu= 1 y 2

Sb-B¡= 3 y 5

H - A u - 1 y 3

Fc-Co-Ni= 2 y 3

No metales:

As=3 y 5

C-Si= 4

F= 1

S-Se-Tc= 2, 4 y 6

Cl-Br-I=l,3, 5 y 7

N-P=3, 4 y 5

T i = 3 y 4

Cr=2,3y 6

0=2

OXIDOS BASICOS:

Metal + O 2 (aire) Oxido básico

F e + ° 2 FeO (óxido ferroso)

Fe + 0 2 F C 2 O 3 (óxido férrico)

OXIDOS BA^ICQS (c(H»rini|:)írión)

Na + 0 2 -> Na 2 0 óxido de sodio

Kí + 02 r> K 2 0 óxido de potasio

Sb + 0 2 Sb203 " antimonioso

Cr + 0 2 Cr 2 03 óxido de cromo

Pb + 0 2 PbO óxido plumboso

OXIDOS ÁCIDOS (ANHIDRIDOS):

Ca + 0 2 -> CaO óxido de calcio (cal)

Mg + 0 2 MgO óxido de magnesio

Sb + 02 + Sb 2 O s óxido antimónico

Cr + 0 2 CrÜ3 óxido crómico

Pb + 0 2 ^ 2 óxido plúmbico

No Metal + 0 2 (aire y calor) Oxido ácido ó Anhidrido

S + 0 2 S0 2 dióxido de azufre ó anh. sulfuroso

S + 0 2 SO3 trióxido de a / u f r e

ó anh. sulfúrico

C + 0 2 C Ó U ' i h o n ó x i d o de carbono C 0 2 -fr C 0 2 dióxido de carbono

óxido ¡nitroso N 2 + 0 2 * N 2 0 3

P + 0 2 " P 203 óxido fosforoso

Si + 02 Si0 2 óxido de silicio arena, cuarzo

HIDROXIDOS (BASES o ALCALIS):

N 2 + 0 2 N 2 0 5 óxido nítrico

**2 + ^2 ^2^5 óxido fosfórico

cfi + 02 CI20 óxido hipocloroso

Oxidos básicos + H 2 Q -» Me(OH)x

Na 20 + H 2 0 •> NaOII hidróxido de sodio ó soda cáustica

Cu20 + H2Q r Cu(Oíí) hidróxido cuproso

CuO + H 2 0 -ÍF> Ca(OH)2 hidróxido cúprico

BaO + H 2 0 Ba(OH)2 hidróxido de bario

F e 2 0 3 + H 2 0 •* Fe(OH)3 hidróxido férrico

CaO + H 2 0 *Í Ca(Oíl)^, hidróxido de calcio ó cal apagada JL

OXACIDOS (ácidos con oxígeno) :

Anhídrido + H 2 0 Oxácido (ácido)

RADICALES so 2

+ H 20 H 2 S 0 3 ácido sulfuroso SO3- sulfito

so 3 + H 2 0 H 2 S 0 4 ácido sulfúrico s o 4

= sulfato

N 2 ° 3 + H 2 0 HN0 2 ácido nitroso N0 2" nitrito

N 2 ° 5 + H 2 0 HNO3 ácido nítrico NO3- nitrato

+ H 2 0 H 2 C 0 3 ácido carbónico co3= carbonato

~i2o + H 2 0 HCIO ácido hipocloroso CIO' hipocWrní'o

P 2 ° 3 + 3 H 2 0 H 3 P ° 3 ácido fosforoso po 3

3- tos tito

P 2 ° 5 + 3 H 2 0 4 H 3 P 0 4 ácido fosfórico PO4

3" fosfato

s¡o2 + H 2 0 H 2 Si0 3 ácido silícico s¡o3= silicato

B 2 0 3 •h5fa20 H 3 B 0 3 ácido bórico B ° 3 3 " ortoborato

C1O3 + H 2 Q H 2 C r 0 4 ácido crómico C r 0 4

= cromato

A s 2 0 3 + 3H 2 0 H 3 A s 0 3 ácido arsenioso As0 3

3 " arsenito

As 2 0 5 + 3H 2 0 •» H 3 A s 0 4 ácido arsénico As0 4

3 " arseniato

HIDRACIDOS (Acijjos sin oxígeno): No Metal + H Hidrácido

C , 2 + H 2 •* HC1 ácido clorhídrico S8 + H 2 H 2 S ácido sulfhídrico i3r2 + H2 HBr ácido bromhídrico n + H2 HI ácido yodhídrico

n + H2 HF ácido fluorhídrico P4 + H2 H^P fosfamina ó trihidruro de fósforo EXCEPCIONES: &

° 2 + H 2 H 2 0 agua (líquido) es neutra pH=7 N 2 + H 2 N H 3 amoníaco (gas) es una sustancia alcalina C + Sé

H 2 •* C H 4 metano (gas orgánico) hidrocarburo

S A L E S : es el proihuiu de reac ción cutre ¡cidü y un

Ca(OH)2 + H 2 C 0 / ™¥ 'i C!aC(>3

Ca(OH)2 + 2HCI 2 H 2 ü + C a C l 2

Na(OII) + HC? H 2 G + NaCl

Ca(OH)2 + H 2 S 0 4 ' 2 H 2 0 + C a S G 4

Fb(OH)2 + H 2 C G 3 2 H 2 0 + P b C 0 3

Pb(OH)2 + H 2 C r 0 4 ~& 2 H 2 0 + P b C r 0 4

^(OH)2 + H 2 C r Q 4 2 H 2 0 + Z n C r 0 4

Fe(OH)2 + H 2 S 0 4 2 H 2 0 + F e S 0 4

Cu(OH)2 + H 2 S 0 4 • 2 H , 0 + CuSO,,

3Ca(OH)2 + 2 H 3 P 0 4 »> 3 H 2 0 + Ca 3{PO¿

2As(OH) 3 + 3H 2S 3ÍÍ-.0 ¿i .4. á g e

2Al(OH)3 + 31I2Si()j 3H20 + AI 2(SiOj

Pb(OH)2 + •i- ¡Pt>S

Hg(OH)2 H 2 S 2 H 2 0 i- IlgS

IJa(OH)2 + H 2 S 0 4

K(OH) + H M n 0 4 H 2 0 +

Co(OH)3 + 2 H 3 P 0 4 3H^O + C o 3 ( P 0 4

Cd(OH)2 + " ; » 1 * I, O

2Na(OH) + H 2 S i G 3 2I1UG Ai

•i

Ag(OH) + 4- H 7 0 t »- f i

1" ( >»/ ¿U -a-** cloruro de calcio

cloruro de sodio (sal común)

sulfato de calcio (yeso)

carbonato de plomo (albayaí)

J"

sulfato de cobre (celeste)

sulfuro arsénico (oropimente/ amarillo)

i silicato de aluminio (caolín, arcilla) , . sulfuro de plomo (negro) f > %

sulfuro de mercurio (cinabrio rojo)

sulfato de bario (blanco)

sulfuro de cadmio (rojo)

cloruro de plata (blanco)

Por ejemplo, analicemos un experimento posible. Queremos averiguar la causa por la que el papel blanco se torno amarillo después de un cierto tiempo. Parece que lo que ocasiona el amarilleo es el contacto con el aire, ya que si uno observa los libros que están en un armario, el proceso de amarilleo es más intenso en los bordes que en el centro; pero por otro lado si están expuestos a la luz, el proceso se acelera. Esto hace pensar en distintas posibilidades:

1. El contacto con el aire produce el a m a r i l l e o . 2 . El contacto con la luz produce el a m a r i l l e o .

Para investigar la primera posibilidad, diseñamos un experimento. Si fuera cierto que el contacto de las hojas con el aire es lo que inicia el proceso de a m a r i l l e o , deberíamos impedir el contacto de las hojas con el aire. Pero el aire es una mezcla compleja de gases (nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono y gases inertes), vapor de agua y sólidos en suspensión, por lo que la cuestión no es tan simple. ¿Cuál de estos componentes es el responsable? El principal sospechoso puede resultar el oxígeno; con lo que necesitamos generar un atmósfera controlada libre de oxígeno y colocar las hojas en ella y dejar otras hojas en condiciones normales como control. Además hay que controlar otras variables como temperatura ambiente, humedad relativa, etc. El resultado que queremos observar puede tener distintos valores (en nuestro caso, la variable a m a r i l l e o admite los valores: no, un poco, bastante o mucho). El resultado depende o no de haber estado expuesta al oxígeno; por eso la variable amarilleo es una variable d e p e n d i e n t e de otra (la presencia de oxígeno del aire), variable que llamamos i n d e p e n d i e n t e .

Para comprender el mundo material el hombre ha buscado reducir el todo a una serie de elementos separables más pequeños, es decir descomponer ese todo en partes elementales para estudiarlas en condiciones ideaies (sin entorno); se ha centrado en el estudio de porciones reducidas de la realidad (con la correspondiente pérdida de la visión de conjunto), pensando que una vez conocidas las características y el comportamiento de cada elemento, la recomposición del sistema -teniendo en cuenta las relaciones entre las partes- ie posibilitaría llegar a conocer el comportamiento global. Este punto de vista ha llevado a definir un concepto, el de sistema material —

Se liama sistema materia! a toda porción de materia aislada para su estudio

•

I CK V O

5

Tal vez sea hoy el primer encuentro conciente de usted con la química y por eso será, sin duda, muy significativo para su futura relación con ella.

Para comenzar pasemos a la cocina:

• Papeles de distinto tipo: papel alcalino (el utilizado en impresoras), papel de diario, papel t i s s u e (servilleta o higiénico), papel ilustración (una hoja de revista), no importa si están escritos o impresos con colores.

• Alcohol. • Aguarrás (trementina). • Agua. • Un gotero.

¡ • Una lupa de cualquier tipo. • Varios frascos de vidrio con tapa, como los utilizados para dulces, bien . limpios y secos. • Un fibrón o marcador grueso de color

Y ahora, manos a la obra: Cada hoja constituye un sencillo sistema material que usted deben analizar

(recuerde la definición de sistema material). En este caso la porción de materia aislada para su estudio es el papel de la hoja, no lo que está escrito o impreso. Con lo que deberán abstraerse de lo que no sea papel. Imagine que la tinta, el dibujo, etc. no existen.

Obsérvenla con atención y anote todo lo que vaya viendo: aspecto, color (el del papel), cantidad... no olvide ningún detalle.

6

Ahora obsérvelas a! través de una fuente luminosa (la bombita de una lámpara, por ejemplo), primero a simple vista, después con una lupa. Establezca las características que tienen en común los distintos papeies.

Haga una lista de las acciones a las que puede someterlas sin destruirlas y realícelas. Anote todos los cambios que se produzcan. Algunas de las acciones puede ser, por ejemplo:

1. Calentarlas, sobre una llama, suavemente sin que se quemen. 2. Marcar una pequeña superficie (1 cm x 1 cm) libre con un fibrón de

color. 3. Sumergir las hojas en agua o alcohol. 4. Desgarrar un pedazo.

Vuelva a observarlas como se indicó en los párrafos anteriores después de cada acción. Tenga en cuenta que en cada acción a la que someta los sistemas o una porción de los mismos le puede provocar cambios irreversibles, por lo que es conveniente dejar una porción sin cambios como testigo.

¿Puede usted formular hipótesis acerca de qué es lo que produjo los cambios y por qué? Descríbalas en la forma más detallada posible.

¿Podría idear experimentos sencillos para comprobar si puede acelerar o retardar los cambios?

Llegó el momento de confrontar las conclusiones e interrogantes. ¡Cuántas dudas surgieron en su primera práctica! ¡A no desesperarse!

Redacte un informe y junto con la prueba espejo reenvíelos para poder comenzar un Intercambio de información y opiniones. Más adelante volveremos a encontramos con otros sistemas. Su percepción será más aguda, tendrá más conocimientos, podrá responder con seguridad a algunos interrogantes y seguramente surgirán muchos más...

7

Antes de comenzar con la prueba espejo es conveniente redactar un breve resumen de lo leído y realizado.

Solamente en esta primera clase, y a modo de ejemplo, les ofrecemos el siguiente modelo de resumen:

• La química es considerada una ciencia experimental porque los fenómenos que estudia se pueden observar y medir.

• El químico sigue procedimientos cuyas normas generales son: la observación, la formulación de hipótesis y la experimentación.

• Las leyes científicas tienen carácter provisorio y están en permanente revisión.

• Los experimentos para la ciencia no son pruebas al azar sino que, en general, se posee alguna explicación que lleva a pensar "si lo que sabemos es cierto, debería pasar tal cosa cuando uno haga esto otro". Por ejemplo: el contacto con el aire produce el a m a r i l l e o . Por lo tanto, si evito este contacto, el papel no se pondrá amarillento.

• En ios experimentos se controlan variables. Estas variables pueden ser independientes o dependientes.

• La ciencia se ha centrado en el estudio de porciones reducidas de la realidad llamadas sistemas materiales.

1) El papel secante absorbe las manchas de tinta y los papeles comunes no lo hacen. Las tintas están compuestas principalmente por agua, en la que se encuentran disueltos algunos colorantes. Los papeles que no son secantes contienen el agregado de sustancias para que no se corra la tinta al escribir. Trate de formular alguna explicación a esta serie de hechos, teniendo en cuenta cuáles son las evidencias y los datos y explique sus razonamientos.

8

2) En la novela El escándalo M o d i g l i a n i de Ken Follett, Julián -un novel galerista- lleva a un experto un cuadro del mencionado artista para averiguar si es falso. El cuadro pasa la prueba ocular satisfactoriamente. Entonces, el experto realiza una prueba química: "Después de mirar la tela con atención, pasó con gran delicadeza la hoja del cuchillo por un centímetro de pintura en la zona que quedaba oculta por el marco. Tomó una botella de líquido transparente de un estante, vertió un poquito en un tubo de ensayo y hundió el cuchillo en él. Nada ocurrió durante un par de minutos. Por fin, la pintura pegada al cuchillo comenzó a disolverse en el líquido". ¿Guál sería la variable dependiente y cuál la independiente que utilizó el experto? ¿Cuál es el conocimiento previo que usó el experto? Justifique sus respuestas.

3) En la pregunta anterior ¿cuál es el sistema material en observación? Justifique su respuesta.

•Sis

9

Algunos conocimientos de las ciencias y de las técnicas favorecen la autonomía de los individuos. Si uno es capaz de representarse situaciones concretas, se pueden tomar decisiones razonables y racionales frente a una serie de situaciones problemáticas. Se escapa especialmente, así, al funcionamiento por la receta que crea dependencia y hace perder una parte de las posibilidades de autonomía.

Cada disciplina en función del recorte de la realidad que aborda, enfrenta el desafío de encontrar formas para desentrañar lo escondido en esa realidad. El hombre durante siglos ha buscado reducir el todo a una serie de elementos separables más pequeños, es decir descomponer ese todo en partes elementales para estudiarlas en condiciones ideales (sin entorno). Esto no se corresponde con la realidad del conservador o restaurador ya que es imposible independizar los objetos con los que trabaja del contexto en el que están insertos.

Desde la Grecia clásica y hasta nuestros días ha prevalecido en la ciencia lo que se llama el enfoque analítico, que parte dei principio de estudiar aisladamente y con gran detalle las diferentes partes de un sistema (es decir una porción muy reducida de la realidad, lo que -como hemos dicho- implica perder una visión de conjunto). Una excepción a esta forma de razonar fue el planteo de Aristóteles que decía "que el todo es más que la suma de las partes"; proposición que fue ignorada por la visión mecanicista vigente hasta el siglo pasado.

Este enfoque analítico, reduccionista y determinista y su correspondiente metodología ha marcado y podemos decir ha posibilitado el gran desarrollo de las ciencias, y sigue teniendo gran interés científico, habiéndose también hecho extensivo a otros campos del conocimiento.

Este modo de percibir la realidad, en principio válido cuando las variables en juego no son muchas o sus relaciones son sencillas, es insuficiente cuando se trata de enfocar problemas complejos. Es aquí donde el conservador debe arbitrar entre el saber científico y las necesidades específicas del objeto que trata, que involucra más variables que las simplemente técnicas como son el valor cultural, social, estético, etc.

ín

Buscando comprender y describir la complejidad organizada, ha surgido en el curso de los últimos años un enfoque unificador, que si bien no es una ¡dea nueva, lo que es nuevo es la integración de disciplinas realizada a su alrededor, este enfoque se llama enfoque sistémico. Es una n u e v a metodología q u e p e r m i t e r e u n i r y o r g a n i z a r l o s c o n o c i m i e n t o s c o n v i s t a a u n a m a y o r e f i c a c i a d e l a acción.

A diferencia del enfoque analítico, el enfoque sistémico trata de englobar la totalidad de los elementos de! sistema estudiado, así como sus relaciones y sus interdependencias.

A lo largo de este curso iremos profundizando este punto de vista.

11

Curso Química Básica para Conservadores

Clase N° 1 Informe y pruebas de sistemas Alumno: Cecilia M. Sabbatini

1- Experiencia sistemas materiales

Los sistemas estudiados son. Papel Alcalino, Papel de Diario, Papel Ilustración, Papel Tissue: Higiénico y de pañuelos. Como primer medida se observaron los sistemas a la exposición lumínica del sol y una lámpara, advirtiéndose todos ellos como traslucidos, con una superficie tersa, suave y lisa. Posteriormente se procedió a aplicar con gotero en los cinco sistemas agua, donde los sistemas Tissue, fueron absorbentes al 100%, no así el papel ilustración donde se percibió un rechazo. A la acción del Alcohol y el thinner solo se detectaron en los sistemas alcalinos aureolas casi amarillentas. A simple vista no se detectaron cambios mecánicos, si estructurales como mayor traslucidez o pérdida de tensión en la superficie. De la acción del fuego y el calor mismo las superficies se tornaron débiles y casi flexibles, que de acuerdo a la naturaleza del sistema ( Ilustración) resultaron quebradizos. En cambio la acción del rasgado en algunos sistemas resultó como si se escamara en etapas, sobretodo en los Alcalinos y Tissue. Posteriormente se sumergieron los sistemas en agua durante 4 horas, obteniéndose como resultado debilitamiento y traslucidez en los Sist. Tissue, ninguno de ellos sufrió pérdida de tinta, ni se manchó, solo que en el proceso de secado por tratarse de estar cerca de una fuente de calor, la resultante fue un amarilleo en la superficie del Sist. Como conclusión final del estudio se puede afirmar que no hubo pérdida de sistema, ni destrucción del mismo, sino que en algunos de ellos; el debilitamiento y los cambios estructurales son irreversibles, con posibilidad que frente a otras variables, llámese Humedad Relativa, calor, polución y manipulación misma, provoquen la destrucción total de los sistemas en cuestión.

2- Prueba Espejo: E l Escándalo de Modigliani

1- La Variable Independiente en este caso es la observación ocular, siendo la Variable Dependiente la prueba química del material pictórico, para constatar la naturaleza del sistema.

2- E l saber previo del experto es la solubilidad del material pictórico en determinado liquido solvente. Dado que su resultado es la prueba veraz en la confirmación de la Originalidad de la obra, considerando que su autor emplea una técnica determinada.

3- Sistema en Cuestión.

El paso de los años endurece cualquier sistema pictórico, dando como resultado cierta dureza e inflexibilidad. Siendo instantáneamente imposible diluir cualquier sistema. Es posible que el empleo de algún solvente como vehículo de la pincelada hace que esta se torne más estirada. A simple vista podríamos decir que se trata del Sist. Oleo empleado por el artista, pero a su vez debido a que las pinceladas carentes de empaste, plasticidad y brillo, cualidades del propio sistema, que con el tiempo provocan también de acuerdo al tipo de pincelada el llamado craquelado y amarilleo por la presencia del aceite, el testeo de materia puede arrojar como resultado que el sistema Oleo, haya sufrido mezclas de solventes, previo a su uso, dando como resultante una pincelada estirada y carente de brillo, que posiblemente el experto detectó en su prueba ocular.

I

I \ j < j

—-— V*

lfrV;. 7-"' ? -a ^^(¡r-o e.Xs¡\fr *-K Us r a s a ^ X ( ••> t A , i . \4 ¿> O , > . í O o ' . - . j f a V

foj >g • Oí > ••• ^ ¿ M o .rVeL- r / A - ; / . . o .-' "'• v- ' . V . C f c v «¡av.©

. •• t . - ~~ . i ,

•

•

ib i . I I

r

L

_ ye,;

fe qAo^

: 1 ^ /

Rosario, 18 de junio de 2004 Estimada Cecilia

¡Buenos días! Aquí estoy con la primer clase; las correcciones las voy a realizar en azul sobre e! propio texto.

Curso Química Básica para Conservadores

Clase N° 1 Informe y pruebas de sistemas Alumno: Cecilia M . Sabbatini

1- Experiencia sistemas materiales

Los sistemas estudiados son. Papel Alcalino, Papel de Diario, Papel Ilustración, Papel Tissue: Higiénico y de pañuelos. Como primer medida se observaron los sistemas a la exposición lumínica del sol y una lámpara, advirtiéndose todos ellos como traslucidos, con una superficie tersa, suave y lisa (Me parece que no mencionas la trama que se observa si se los mira al trasluz; que prácticamente se repite en todos los papeles) . Posteriormente se procedió a aplicar con gotero en los cinco sistemas agua, donde los sistemas Tissue, fueron absorbentes al 100%, no así el papel ilustración donde se percibió un rechazo (reflejo). A la acción del Alcohol y el thinner solo se detectaron en los sistemas alcalinos aureolas casi amarillentas. A simple vista no se detectaron cambios mecánicos (¿a cuáles te referís? Generalmente cuando mencionamos alguna propiedad es necesario que aclaremos a cuál nos referimos en particular: tracción, compresión, etc.), si estructurales como mayor traslucidez o pérdida de tensión en la superficie De la acción del fuego y el calor mismo las superficies se tornaron débiles y casi flexibles, que de acuerdo a la naturaleza del sistema ( Ilustración) resultaron quebradizos. En cambio la acción del rasgado en algunos sistemas resultó como si se escamara en etapas, sobretodo en los Alcalinos y Tissue. Posteriormente se sumergieron los sistemas en agua durante 4 horas, obteniéndose como resultado debilitamiento y traslucidez en los Sist Tissue, ninguno de ellos sufrió pérdida de tinta, ni se manchó, solo que en el proceso de secado por tratarse de estar cerca de una fuente de calor, la resultante fue un amarilleo en la superficie del Sist. Como conclusión final del estudio se puede afirmar que no hubo pérdida de sistema, ni destrucción del mismo, sino que en algunos de ellos; el debilitamiento y los cambios estructurales son irreversibles, con posibilidad que frente a otras variables, llámese Humedad Relativa, calor, polución y manipulación misma, provoquen la destrucción total de los sistemas en cuestión. Muy buenas las observaciones y muy bien descriptas. 2- Prueba Espejo: E l Escándalo de Modigliani

1- La Variable Independiente en este caso es la observación ocular La observación no es una variable por que simplemente es el mecanismo que usamos para obtener información a través de la luz. En este caso la variable independiente es e l t i e m p o ya que lo que se observa es el tiempo que tarda en disolverse por lo que la v e l o c i d a d de dilución es la variable dependiente, siendo la Variable Dependiente la prueba química del material pictórico, para constatar la naturaleza del sistema.

A: 14 Eléctricamente: Neutro

Electrones: 6

3) Hidrógeno: Z: 1; A: 1; más liviano, H 1 Deuterio: Z: 1; A: 2; más pesado, H2 Tritio: Z: 1; A: 3; H3

M B

Clase 2 •

Fi c h a 2

La clasificación de los materiales

Contenidos temáticos

• Propiedades de los materiales: heterogeneidad y homogeneidad. • Las mezclas y ias sustancias.

Conceptos básicos

La composición de los materiales

La mayoría de los materiales con los que convivimos poseen una composición compleja, es decir están formados por varios componentes. Este es el caso de las maderas, ias fibras textiles, las aleaciones, etc. Por lo general, los

, componentes son sustancias más o menos complejas, i Entre las razones que motivan el interés por la investigación de la

composición de los materiales en un curso de estas características se encuentran los beneficios de su conocimiento: evitar posibles riesgos en su utilización o en su tratamiento, extraer el mayor provecho posible de sus propiedades, crear materiales sintéticos similares, mejorar la calidad de los materiales originales.

Propiedades de los materiales

Lo que caracteriza a los materiales son sus propiedades. Las propiedades de los materiales dependen de las propiedades de las

sustancias que los componen, por lo que es necesario que tengamos una clara noción de sustancia. Lo ideal seria definir ahora el concepto de s u s t a n c i a , pero es un concepto nada sencillo que presenta muchas dificultades. Por lo tanto, vamos a precisarlo a través de comparaciones. Así, por ejemplo, distinguimos bien un cuerpo de una sustancia:


• El cuerpo es un objeto material caracterizado por su forma externa: un libro, un edificio, una jarra, una figulina de biscuit, etc.

• Las sustancias se reconocen por sus propiedades, independientemente de los cuerpos confeccionados con ellas.

También es importante tener en cuenta que es necesario distinguir entre material y sustancia. Un material puede estar formado por la mezcla de varias sustancias o simplemente por una sola sustancia. Sus características dependerán de la proporción en que cada sustancia lo integre y del ambiente en donde se produjo, por ejemplo las características del cedro con que está hecho un mueble (como ser, cedro del Líbano) dependerán del ambiente donde creció el árbol. Esto hace que los materiales tengan propiedades variables, por ejemplo las distintas clases de madera, de papel o de mármol. No así la celulosa, el cobre, la tiza, que por ser sustancias tienen una composición y propiedades constantes y que mezcladas en distintas proporciones componen materiales.

Las propiedades de los materiales y de las sustancias se aprecian a través de los sentidos, sea directamente o auxiliados por instrumentos y mediciones. Se las clasifica en dos grupos: las propiedades generales y ias específicas.

Las propiedades generales están presentes en todos los materiales. Ejemplos: - La masa, que determina el peso. - El volumen. - La temperatura a la que se encuentra, que depende de la temperatura

ambiente. - La presión a la que está sometido, que también depende del medio

ambiente. , Estas propiedades no sirven para individualizar sustancias, pero son

importantes a la hora de evaluar el ambiente que rodea al objeto, del que dependerán la estabilidad y conservación de los materiales, o de alguno de los componentes, que lo integran.

Diez gramos de yeso a 2 0 ° centígrados tienen la misma masa y la misma temperatura que diez gramos de mármol a la misma temperatura, pero de dichos datos no podemos saber si se trata de yeso o mármol.

Las propiedades específicas son características de cada material o sustancia y permiten su identificación. El cobre es un sólido rojizo, de brillo metálico, conductor de la corriente eléctrica, netamente diferente del agua, un líquido, incoloro e insípido. Cada sustancia o material queda descripta por un conjunto de propiedades específicas.

Las propiedades específicas son numerosas: - propiedades organolépticas, percibidas directamente por los sentidos: color,

olor, textura, sensaciones táctiles (como el frío del mármol), sabor;

(aonad PtinHaHón Patrimonio Histórico v Sociedad Araentina de Información

- densidad: relación entre la masa y el volumen; punto de fusión (P.F.): temperatura correspondiente al pasaje del estado sólido al líquido y viceversa;

- punto de ebullición (P.E.): temperatura a la cual un líquido pasa al estado gaseoso y viceversa;

- solubilidad en agua, alcohol, éter u otros líquidos; - propiedades mecánicas: dureza, elasticidad, resistencia a la compresión y a

la tráccióTTTeTcT; - propiedades ópticas: índice de refracción, reflectancia, etc.; - propiedades térmicas: dilatación, conducción del calor; - propiedadejsjsléctricá: conducción de la electricidad; - propiedades químicas: comportamiento en aire seco y en aire húmedo,

reacción con ácidos, etc.

Las propiedades se miden expresando su valor con un número y una m unidad, pero el resultado depende de ias condiciones en que se ha efectuado la

medición. Por ejemplo:

- El agua hierve a 100° C (100 grados centígrados) cuando la presión es de 1 atmósfera. Si ia presión aumenta, también aumenta la temperatura de ebullición. Entonces se define el punto de ebullición (P.E.) del agua como 100° C medidos a 1 atmósfera de presión.

Sustancias, mezclas heterogéneas y soluciones

A simpie vista algunos sistemas materiales constituyen mezclas. Un cuadro, un libro, el mármol de una cómoda, etc. Inclusive una hoja de papel blanco, que a simple vista parece estar formada por un solo componente, si es mirada a través de la luz se notarán distintos componentes, como se vio en la guía 1. Lo mismo ocurre si se observa una porción coloreada de una hoja con una lupa o un microscopio: se nota que donde aparecía un solo color, éste surge como la composición de diversos puntos de distintos colores. En estos casos, cuando se notan los componentes y se distinguen algunas de las propiedades de cada uno de ellos, decimos que es un sistema heterogéneo o mezcla heterogénea.

En cambio, en una jarra de cristal, en una cuchara de plata, una porción de aguarrás mineral o de aceite de lino, no hay forma de reconocer los componentes, ni aunque se use una lupa o un microscopio. En estos casos se está en presencia de un Sistema homogéneo

Que un sistema sea homogéneo no quiere decir que no sea una mezcla. Si se observa agua potable contenida en un vaso no hay manera de distinguir que está formada por varios componentes, pero si colocamos en una cuchara de acero inoxidable bien limpia (y que no apreciemos mucho, por"'si se estropea) agua potable y la calentamos suavemente, al principio observaremos la aparición de burbujitas (desprendimientos de aire que se encontraba disuelto en el agua) después comenzará a hervir y cuando se haya evaporado completamente

Química Básica para Conservadores

notaremos en la cuchara un residuo blancuzco que es la sal que el agua tenía disuelta.

Una mezcla homogénea es lo que llamamos una solución. Un sistema homogéneo puede ser una solución o puede ser una sustancia.

En este último caso estamos en presencia de un sistema homogéneo de un solo componente.

<&9nod FiinriíMMrSn Patrimonio Histórico v Sociedad Araentina de Informacií

C l í I C S Q O

o u t a z

Conceptos básicos; Sos objetos y su ambiente

L o q u e m a t a e s l a h u m e d a d dijo u n p e s c a d o

Anónimo

a química es ia ciencia de ias sustancias y constituye un estudio muy extenso ya que todo cuanto nos rodea es sustancia de una u otra ciase.

Un sencillo problema de química es el de separar sustancias que se hallan mezcladas.

Los componentes de una mezcla pueden ser separados por medios físicos. Estos tipos de medios no alteran las sustancias ai separarlas de sus mezclas.

En las mezclas las sustancias conservan sus propiedades específicas. Este hecho permite decidir cuál procedimiento es el más adecuado para separarlas.

Por ejemplo, la limpieza se puede pensar como la separación de los componentes de una mezcla conformada por el objeto por un lado y la suciedad por el otro. La elección de los métodos de separación más adecuados deben tener en cuenta las propiedades características de las sustancias que conforman el objeto y la suciedad, de modo de no afectar al objeto dentro de lo posible.

También se pueden aplicar métodos de separación para identificar las sustancias con que está hecho un cuerpo; por ejemplo, conocer los pigmentos que forman el color utilizado en un cuadro puede revelar su procedencia, la época en que fue realizado, etc.

1) Cromatograf ía de una tinta

Entre los distintos métodos que existen para separar los pigmentos que forman una tinta determinada se encuentra el de la cromatografía, que es una técnica que permite la separación de las sustancias de una mezcla. Esta técnica se basa en que un disolvente arrastra con distinta velocidad a los pigmentos según la solubilidad que tengan y los separa, permitiendo identificarlos perfectamente según su color.

Materiales

• Alcohol puro (del usado para desinfectar). • Marcador negro • Un vaso o frasco de vidrio. • Un papel de filtro de café.


En esta parte vamos a estudiar qué clase de sistema es la tinta de un marcador.

1) Recorte una tira de papel de filtro de unos 2 cm de ancho. 2) A 3 cm de uno de los extremos trace una raya con el marcador. 3) Coloque alcohol en el frasco en cantidad suficiente como para que el nivel

del líquido no llegue a la marca de tinta. Cuelgue de una varillita la tira de papel de filtro por el extremo opuesto al que

se realizó la marca de tinta, cuidando que no toque las paredes y que el extremo marcado esté sumergido en el alcohol. Recuerde que el nivel del líquido no llegue a la marca de tinta.

Cinta de papel de filtro

4

frasco

alcohol

• I

| 4) Observe y describa lo que ocurre. 5) Cuando no ocurran más cambios retire el papel (cromatograma) y déjelo

secar. 6) De acuerdo con las observaciones realizadas, la tinta del marcador ¿es una

sustancia o una solución?

Muchas observaciones científicas se basan en mediciones. Para la ciencia la medición es algo fundamental, pero en los talleres de conservación muchas veces es necesario también realizar mediciones. Por ejemplo, para la preparación un pegamento determinado es necesario conocer el peso o el volumen de las materias primas que intervienen en su preparación.

En muchos casos, también es necesario medir la humedad ambiente ya que la mayoría de los objetos con que trabaja un conservador son afectados por ésta. En este apartado usted realizará una sencilla práctica que le permitirá medir la humedad relativa de una ambiente con una precisión aceptable.

2) Humedad relativa

El agua se puede disolver en el aire formando una mezcla homogénea o solución. Esta agua disuelta es la humedad. La máxima cantidad de agua que se puede disolver en el aire (solubilidad) depende de la temperatura del aire: a mayor temperatura, mayor solubilidad.

rsos en Internet ira Conservadores

Si tenemos aire húmedo y lo enfriamos rápidamente, disminuye la solubilidad y el exceso de agua -que no puede estar disuelta- forma pequeñas gotas en forma de niebla o vaho. El aire que expulsamos por la boca tiene agua disuelta. Si se sopla en una habitación caliente no sucede nada, pues el agua sigue disuelta en el aire; ahora bien, si se sopla sobre un cristal que está más frío, el exceso de agua que no puede disolverse pasa a estado líquido formando diminutas gotas sobre el cristal.

¿Qué es la humedad relativa? Es el porcentaje de agua disuelta que tiene" el aire respecto de la máxima cantidad que puede disolverse (saturación) a una temperatura determinada. Por ejemplo: a 30° C se pueden disolver 30 gramos de agua en 1 metro cúbico de aire. Si sólo hay disueltos 15 gramos, la humedad relativa es de 50%.

Materiales

• Una lata de conservas limpia y seca. • Un termómetro con bulbo de alcohol o mercurio (que no sea un

termómetro clínico). • Hielo en trozos pequeños.

Nos basaremos en el llamado punto de rocío, temperatura a partir de la cual el agua disuelta se condensa.

1) En el recipiente metálico coloque agua hasta las dos terceras partes. Deje reposar hasta que esté a temperatura ambiente (una hora). Mida su temperatura y anótela.

2) Añada el hielo picado y remueva con suavidad. Observe con, atención ¡a lata hasta que aparezcan gotas diminutas en el exterior de la misma. Anote la temperatura.

3) Consulte el gráfico de la página siguiente, con el que podrá obtener la humedad relativa.

4) En habitaciones que estén a distinta temperatura, mida la humedad relativa en cada una de ellas y observe las diferencias que encuentre.

• \ e l o

2 ^ '

© 2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Informad*

Cursos en internet " • •dores.

© 2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información

Rosario, 27 de junio de 2004

Estimada Cecilia ¿Cómo estás? Yo en general bien. Pasemos a las correcciones

Informe clase N° 2 Alumno CECILIA M: Sabbatini

Fecha de entrega : 22 de junio

PRUEBA ESPEJO Y RECAPITULACIÓN PERSONAL

1) Elección de un objeto

Almohadón: acolchado, relleno con espuma, cobertura externa de tela aterciopelada. - Propiedades organolépticas: suave, mullido, colores verde, amarillo, temperatura ambiente.

Propiedades mecánicas: flexible Propiedad química: estable a temperaturas y humedad fluctuante.

- Propiedad óptica: gran receptor y acumulador de polvo, suciedad y tierra Si bien estas son particularidades de los almohadones no corresponde a propiedades ópticas como ser la reflexión, la refracción, la transparencia, etc.

Buena descripción 2) Experiencia con sal, arena y viruta.

a) sistema heterogéneo porque a simple vista se vislumbran diferentes componentes. b) Durante la primer hora se detectaron 3 componentes, la sal se consolidó como pequeñas burbujas.

A l cabo de 2 hs no solo la sal se disolvió totalmente, sino que también la exposición con el aire, resultó amarronada toda la experiencia, ( proceso de oxidación de la viruta de hierro en el agua)

c) Si tomamos como referencia el inicio de la experiencia la sal coinciden los componentes observados con los incorporados, pero de acuerdo al resultado final la ausencias de uno es visible.

d) El experimento se preparó en dos recipientes por lo tanto se practicaron dos variables de separación.

1- colado extracción del H20. Secado y separación. La viruta de acero es más volátil y liviana. 2- Exposición al calor a baño maría, la arena se asentó en un margen y la viruta en otro del recipiente, quedando el medio del mismo vacío. A medida que el H20 alcanzó el punto de Ebullición, al tiempo que despidió vapor, despareciendo con la sal.

Si bien de la descripción uno puede deducir cuantas regiones se ven no las mencionas específicamente, por ejemplo, 3 regiones: arena, agua salada, viruta de acero. Muy bien el procedimiento de separación

3) Mezcla sai y azúcar en alcohol.

-Dilución de la sal en el alcohol inmediatamente no es posible la sal es ínsoluble en alcohol, hidratación del azúcar la hidratación es un fenómeno muy particular podrías precisar un poco más a qué te referís. -Exposición al calor y hasta la ebullición del alcohol. La evaporación del mismo permitió visualizar

en el fondo del recipiente una circunferencia mayor de azúcar casi líquida y la sal residual con algunas manchas grises en el medio de la circunferencia.

Bien con lo que se confirma que la sal no se disuelve. 4) Experiencia de la cerveza.

La permanencia del agua en el ambiente hace que la humedad en el mismo sea constante, en mayor o menor porcentaje, más allá de la fluctuación que pueda presentarse, si a eso se suma calor o algún

líquido con capacidad o gradación alcohólica, obtendremos en la superficie gotas de agua en la superficie extema. Esto no quiere decir que el vaso transpira, solo que el mismo está a temperatura ambiente y el líquido vertido no, su temperatura e menor, este choque térmico de temperaturas hace que la humedad se vea como gotas. Lo que sucede es que a! enfriarse la superficie del vaso hace que la región del aire en contacto con él también lo haga por lo que a! disminuir la temperatura la capacidad de disolver vapor de agua disminuya. Por lo tanto el agua en exceso se condensa en forma de gotitas en las paredes del vaso.

5) Experiencia del óleo:

Un color al óleo de acuerdo a su clasificación, cromática se forma con uno, dos, tres, o varios pigmentos. Considerando estas variables resulta:

a) La paleta usada por el artista se conforma de colores ya preparados de fábrica, por lo tanto un pigmento por color.

b) En la paleta se forman los colores secundarios y terciarios, ya hablamos de dos, tres y hasta cuatro pigmentos por resultante de color. (Ej.: tierra natural necesita amarillo, rojo, azul, y hasta un pizca de blanco, son 4 pigmentos para formar un color)

c) Armado de una paleta de colores muy elaborados por el artista, el cual resulta de la mayor cantidad de mezcla de pigmentos.

• Estas variables pueden resultar de la observación ocular misma, o más detallada con el empleo de lupa y una buena fuente lumínica. De acuerdo al óleo observado todos los pigmentos pueden estar a la vista.

• Si la simple observación no alcanza se realizará un estudio de rayos x . • Obtenido una muestra e óleo sólido se agrega un aguarrás y luego de unos minutos se observarán

aureolas de color que este irá despidiendo, de acuerdo a lo observado se deducirán cuantos pigmentos se empelaron.

De más está decir que esta última no es una prueba demasiado confiable para detectar pigmentos. La cromatografía es uno de los métodos más usados en química para detectar composiciones complejas por su sencillez y exactitud. Los rayos X no sirven para detectar composiciones ya que solamente detectan diferentes cuerpos que impiden su paso. ¿Qué sucede con los que no lo hacen? La observación ocular es inadecuada sí ios pigmentos están en tamaño de míscelas que son ópticamente invisibles como resulta en la mayoría de los casos.

Me parece que faltan los trabajos experimentales y e! resumen

Cordialmeníe

Mario


Clase 3

F i c h a «5

.os estados de agregación y las sustancias


• Atomos y moléculas. • Los estados de agregación: sólidos, líquidos y gases. • Elementos y compuestos.

Integración de conceptos

Veamos en un mapa conceptual los conceptos desarrollados hasta ahora.

Sistemas materiales

Sistemas homogéneos Sistemas heterogéneos

Pueden ser

Mezclas

Nota: Los sistemas materiales también pueden ser abiertos o cerrados. Si son abiertos intercambia materia_yj?nergía con el medio ambiente. Si son cerrados sólo intercambian energía.^.

©2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información 1

Cursos en Internet Química Básica para Ce ¡nservadores

Grados de división de las sustancias

Todas las sustancias se pueden desmenuzar en porciones muy pequeñas. Esto nos llevó a pensar que la materia es divisible.

Estas porciones más pequeñas no dejan de ser de la sustancia original. A partir de un trozo de cobre se puede obtener por medios mecánicos un polvo fino, que podemos usar para preparar pinturas para decorar, como es el caso de las purpurinas o pinturas metálicas.

Estas porciones, generalmente visibles a simple vista o cojiJa_ayuda de una jupa, reciben el nombre de partículas.

Hechos experimentales como la solubilidad, las sustancias en suspensión, la precipitación, etc. no tienen explicación si no pensamos que las sustancias están formadas por la aglomeración de partículas, aún mucho más pequeñas que las mencionadas anteriormente, denominadas moléculas.

La teoría molecular dice que toda la materia está formada de moléculas que son las partículas de menor tamaño en las que puede subdividlrse una sustancia.

Pero... ¿la molécula es el límite de divisibilidad de la materia? No, porque las moléculas son divisibles. En estas circunstancias esas moléculas pierden sus propiedades características para convertirse en una sustancia más sencilla. Esto es posible porque las moléculas están formadas por partículas más pequeñas aún: los átomos. El tamaño de las moléculas depende del número y tamaño de los átomos que la componen.

A su vez los átomos, según la teoría atómica, están constituidos por partículas más pequeñas. Sin embargo, el estudio de estas partículas escapa a los alcances de este curso, a pesar de que daremos, más adelante, nociones elementales sobre la estructura íntima del átomo.

Las partículas se agrupan para formar los cuerpos, dejando, entre sí, ciertos espacios llamados poros, visibles a simple vista (corcho) o bien con la ayuda de una lupa o de un microscopio (sal).

En la misma forma las moléculas se encuentran separadas por pequeños espacios llamados espacios intermoleculares invisibles con el microscopio más potente.

Parte de los distintos procedimientos de limpieza están vinculados con estos conceptos. También es en los poros y los espacios intermoleculares donde se aloja la humedad característica de muchos materiales como la madera, el pape!, los cueros, ciertas sales higroscópicas, etc.

Estados de agregación de la materia

Si preparamos una lista de todas las sustancias conocidas, observaremos que se presentan en tres estados límites:

- Estado sólido. - Estado líquido. - Estado gaseoso.

© 2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información 2


Una misma clase de sustancia puede obtenerse en los tres estados bajo condiciones adecuadas.

Vimos que todas las sustancias están constituidas por moléculas. Las moléculas de los líquidos y los gases se mueven ininterrumpidamente y

al azar y la velocidad de este movimiento aumenta con el calor. En los gases, las moléculas están alejadas unas de otras y se mueven libremente a gran velocidad chocando entre ellas ocasionalmente; al hacer impacto contra las paredes del recipiente que las contiene generan presión sobre éstas paredes.

Las moléculas de los líquidos se encuentran más cerca unas de otras debiéndose esta cercanía a fuerzas de atracción electrostáticas (fuerzas de cohesión, que en el caso de los gases son muy débiles). El movimiento es más lento, chocando entre ellas (con más frecuencia que en los gases), lo que hace que resbalen unas entre otras.

En los sólidos, las moléculas están mucho más firmemente unidas por las >_ fuerzas de cohesión limitándose su movimiento a una vibración en un mismo

lugar. Las características de los gases, líquidos y sólidos se pueden explicar por lo

dicho anteriormente. A los fines de nuestro curso vamos a describir con un poco más de detalle algunas características del estado líquido y sólido.

Tensión superficial

Siempre se habla de los líquidos como aquellos materiales que adoptan la forma del recipiente que los contiene. Pero, por ejemplo, el agua, si se la deja caer en pequeñas cantidades adopta forma de gota.

Las partículas de la superficie de los líquidos son atraídas con más fuerza hacia el interior del líquido ya que están rodeadas, solamente por las que tienen a sus lados y abajo, con lo que la superficie forma una película o barrera con el medio que la rodea, generalmente aire, mientras que las partículas centrales están rodeadas completamente por otra del mismo tipo y cuesta lo mismo desplazarlas en cualquier dirección. Este fenómeno se conoce como tensión s u p e r f i c i a l .

_ Parte del proceso de limpieza consiste en que el líquido moje eficazmente la superficie a lavar. Los tensoactivos, como el jabón y los detergentes, que reducen la tensión superficial del agua, facilitan-que ésta se extienda sobre la superficie y pueda arrastrar más eficazmente la suciedad. —

Estructura de los sólidos

Los materiales sólidos pueden dividirse en dos grupos: amoríos y c r i s t a l i n o s . Ejemplo de los primeros son las masillas y de los segundos la sal de mesa y el azúcar. Esta distinción es difícilmente observable a simple vista, pero con el auxilio de lupas potentes o microscopios, los dos grupos pueden distinguirse. Advertimos, entonces, que los sólidos cristalinos forman cuerpos geométricos regulares, y los amorfos, no.

Las fibras de celulosa presentan regiones cristalinas y amorfas que determinan el grado de conservación de los papeles y fibras textiles.


Los compuestos y los elementos

De las mezclas y soluciones podemos separar las s u s t a n c i a s que las forman, por diferentes métodos que utilizan bajas energías (próximas a la temperatura ambiente): filtración, flotación, magnetismo, cromatografía, etc.

Pero ninguno de estos métodos puede subdividir una sustancia en otros materiales más simples.

Las sustancias aisladas por métodos de bajas energías, al ser expuestas a energías intermedias: combustión, oxidación, calcinación, efectos de la electricidad, etc., pueden descomponerse en dos o más materiales que ningún método propio de este nivel de energía puede desdoblar. A estos materiales más simples que forman parte de las sustancias se los denomina e l e m e n t o s .

Estos elementos tienen como límite de divisibilidad los átomos, los cuales mantienen su individualidad durante las transformaciones químicas. Las moléculas de las sustancias se forman cuando se unen átomos de los elementos, integrando grupos definidos y estables.

Cuando las moléculas de las sustancias están formadas por átomos del mismo elemento decimos que la sustancia es simple. Si las moléculas están formadas por átomos de distintos elementos decimos que la sustancia es compuesta.

\Ae± emplea* ^

os,

©2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información

"!!•*?

Cursos en Internet Q u í m i c a B á s i c a pa ra C o n i r v a d o r e s

Clase 3

Guía 3

Los est3dos do scjrecjscion y Iss sust3nciss

... p e r o s e p u e d e u t i l i z a r p a r a e l l o c i e r t o s a g e n t e s h u m e d e c e d o r e s o t e n s o a c t i v o s sintéticos d e u s o s u p e r f i c i a l .

P l e n d e r i e i t h

Vamos a realizar dos experiencias sencillas que tienen que ver con la organización molecular de la materia.

La fuerza de atracción en los líquidos

Materiales

Un alambre fino de uno 2 mm de espesor. Un poco de hilo de coser. Gotas de detergente. Un alfiler Una taza.

1) Haga un aro con el alambre. 2) Ate el hilo en dos puntos opuestos del aro. 3) Prepare una solución de agua y detergente en ia taza (mínimo Y* de la taza

de agua y una pequeña cantidad de detergente). 4) Introduzcan el aro en la solución de modo que se forme una película de

líquido en el espacio encerrado por el aro. 5) Anoten y describan lo que sucede. 6) Pinchen con el alfiler caliente (¡cuidado de no quemarse!) la película de

solución en algún punto, en alguna de las dos zonas, a uno u otro lado del hilo.

7) Describa lo que observa. 8) Puede explicar lo que sucede en términos de las fuerzas de cohesión entre

las moléculas del líquido.

ir 4 e - ^

©2004 Fundación Patr imonio Histórico y Sociedad Argentina de Información 5

1 Cursos en Internet Quii - isica para Coosorv adores

De poros y espacios intermoleculares

Materiales

Un vaso cilindrico angosto y alto (puede ser un tubo de ensayo o un vaso descartable de plástico siempre que sea cilindrico, angosto y alto). Arena limpia y seca (una taza). Agua. Alcohol etílico. Un recipiente pequeño cuya capacidad sea por lo menos tres veces menor que la del vaso. Un poco de paciencia.

Si llena el recipiente pequeño con arena al ras y lo vuelcan en el vaso, llegará hasta cierta altura. Si coloca otra cantidad de arena igual a la anterior, la altura se duplicará. Lo mismo debería ocurrir si repite la experiencia primero

. con agua y luego con alcohol. ,

Las altura que alcanzan en el vaso en los tres casos ¿serán siempre las mismas? Justifique la respuesta. Si es necesario verifíquelo experimentalmente.

® Ahora si coloca primero una medida de arena y luego una medida idéntica de agua. ¿Qué debería suceder? Aunque esté seguros de la respuesta haga la experiencia y registre cuidadosamente lo que sucede; no deje ningún detalle al azar.

Í3 fr\-^>

Por último si utilizara agua y alcohol en cantidades iguales (una medida de cada uno al ras) ¿qué debería suceder? Realice la experiencia marcando previamente la altura que debería alcanzar en el vaso si se pone un mismo

r r - líquido. '}¿á¿¿iéz±. * 2 ° ^ / * * r * ~ •> ^t<^5 2 e r * s * ^ Ktr {tes»,y Ke-sfe W y l ^ s . ~Jl;¿>_* ^ e ^ U ^ r ' ^ f ^' • SÉ

—

i- 1 n o v_3 —

-( Solido p-iÍT -solo t\ A o y i • i ^ f e

______ _ L a rrí>fi¿

©2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de rnformaci'' on 6

u ^ t © ^ tees ^ m^er^W, ^ * ^ W ¿ U n n U ^ r o í ^ C c V v , ^ . / ^ ^ ^ / r o a f


Clase 3

Recapitulación personal y prueba espejo

Como las veces anteriores, antes de comenzar con la prueba espejo es conveniente redactar un breve resumen de lo leído y realizado.

P rueba espejo

-h i

para preservar una madera de los hongos se la ha pintado con una solución de sulfato de cobre (sulfato cúprico) en agua. Al secarse la solución, el sulfato de cobre ha quedado Impregnado en los poros de la madera.

1) ¿Cómo es posible que el agua se haya evaporado si no estaba a 100°C? Piensen en las característica moleculares de los líquidos y de los sólidos.

2) Diseñen un procedimiento para extraer el sulfato de cobre de ios poros de la madera sin dañarla.

3) En la solución el sulfato de cobre está ¿sólido o líquido?

En un recetario industrial se obtuvieron las siguientes características del sulfato de cobre:

Sulfato de cobre Sinónimos: sulfato cúprico, vitriolo azul, caparrosa azul. Grado: técnico. Características: cristales azules que esflorecen al aire, pureza mínima 98%,

soluble en agua, poco soluble en glicerina, densidad: 2,2 gr/ml, pierde agua a 110°C, cobre mínimo 29.9%.

Usos: como funguicida para la fabricación del caldo bórdeles y el verde París, cobreado galvánico, fabricación de sales de cobre, tintas de imprimir, conservador de maderas, agente deshidratante en forma anhidra.

•

! Cabe. d c ¿ 1 ? t ^ r <¿ ¿ >rew.^" le? e fc» / ¿I V ««¿¿fe. -fet^Vca d k l S r v / W v ^ ^ ^ ^ - W ' T ' cae

©2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información . ."^«fe^i óAxa& /v V: >ji

Cursos en rnet «¡taja-i;;:; -:; Química Básica para Oonservadore

Clase 3

Enfoque L a s i n n u m e r a b l e s s u s t a n c i a s q u e

e x i s t e n n o s o n t a n d i s t i n t a s c o m o p a r e c e n . Tales d e M i l e t o

La anatomía de las sustancias

En la etapa de formación de la química moderna, ¡os químicos tomaron ejemplo de los médicos, que hacia el siglo XV hicieron grandes progresos en el conocimiento del organismo humano al realizar disecciones. En aquellos tiempos hubo a n a t o m i s t a s , que a través del estudio de los cadáveres, pudieron describir y graficar las distintas partes del cuerpo y propusieron una función para cada órgano dentro de! cuerpo. Los químicos ( a l q u i m i s t a s ) de la misma época querían hacer algo parecido con los materiales.

Al disecar un cuerpo, se utiliza un bisturí para los cortes, pero ¿con qué se pueden separar ias partes de un material? Para eso los alquimistas desarrollaron" muchos métodos mecánicos de separación, que todavía se aplican hoy en los

[^laboratorios: filtrar, decantar, tamizar, triturar y otros procedimientos que requerían en general la aplicación de calor: calcinar, destilar, fundir.

En aquella época, la química era una a r t e d e l f u e g o , ya que las transformaciones químicas más estudiadas y conocidas eran los procesos metalúrgicos, en los que se obtienen metales a partir de los minerales.

Lo primero que notaron es que al aplicar calor a ios materiales, pueden pasar tres cosas:

(' 1) Parte del material se e v a p o r a (humos). 2) Parte del material se e n c i e n d e (llamas). 3) Parte del material r e s i s t e e l f u e g o (cenizas).

En algunos materiales, como la madera, se observan las tres cosas. En otros, por ejemplo la arena, casi todo el material resiste al fuego; el agua se evapora, pero no arde ni deja cenizas, y el aceite se enciende y arde sin evaporarse ni dejar cenizas. Estas comparaciones hicieron pensar a los químicos de entonces que todos los materiales estaban hechos por la unión de tres p r i n c i p i o s , como se los llamó entonces: r 1) Lo evaporable: el m e r c u r i u s .

2) Lo combustible: el s u l f u r . 3) Lo fijo: la s a l i s . '


Según esta teoría, ¿en qué se diferenciaba un material de otro? En la cantidad de cada uno de los tres principios. Lo importante de estas ideas fue que a partir de entonces se aceptó que los materiales eran c o m p u e s t o s y que estaban formados por la unión muy íntima de otros materiales fundamentales, que tenían que ser los e l e m e n t o s con que se formaba todo.

La idea de que todos los cientos de miles de materiales están formados por unos pocos elementos es muy antigua, si bien hoy sabemos que los elementos no son los que decían los alquimistas sino las 109 variedades de átomos que conocemos hasta el momento.


Mientras la solución no se aplicó sobre la madera presenta estado líquido. Una vez que la madera fue impregnada por la solución, esta se secó y entonce4s si estamos ante un estado sólido, porque las fibras moleculares de la madera absorbieron el agua.

Nota: para aportar a lo expuesto sobre las características del sistema

Suele utilizarse como mordiente de ciertas fibras textiles, Como agente fijador de tinte. Modificador de colores en los textiles y papeles.

(Cabe mencionar que el porcentaje empleado de sulfato en ias soluciones para textiles son siempre ínfimas cantidades, ya que se corre el peligro de destruir as fibras).

Nos leemos la próxima vez.

Cordialmente

Mario

Rosario, 28 de junio de 2004

Estimada Cecil ia

Nuevamente en contacto, 6cómo estás 9

Informe clase N° 3 Alumno: CECILIA M: Sabbatini

Fecha de entrega : 24 de junio


Preservación de madera con Solución de Sulfato de Cobre

1-a) Luego de preparar la solución, los cristales se diluyeron en su totalidad. Durante este

proceso de solubilización el agua se tiñó de un verde azulado quedando la solución de sulfato de cobre en estado líquido.

b) Una vez aplicado sobre la madera y más allá de las características moleculares, y seca la solución en la madera, esta absorbe el agua dejando los cristales y sellando los poros. Si recordamos que en la composición de la madera también hay moléculas de agua, es plausible que las fibras de la misma se absorban. Por lo tanto no es que el agua se evaporó, sino por el contrario fue absorbida por otro sistema material, ( aplicado en la madera) y tampoco evaporó en estado líquido, ya que solo se transformó. En este caso las moléculas de los sólidos generan cierta polaridad y atracción por sobre las moléculas de los líquidos rompiendo la tensión superficial.

Si bien el agua absorbida facilitó el ingreso del sulfato de cobre en los poros de la madera el agua si se evaporó. La evaporación es un proceso que ocurre a cualquier temperatura,, y no necesariamente, cuando el agua hierve. Lo que ocurre, es que algunas moléculas de agua se escapan del seno del líquido y al ser arrastradas por las corrientes de aire no regresan a él. Si bien alguna cantidad de agua queda retenida en los poros no toda lo hace de hecho no la mayor parte.

2-• Secado de la madera . posterior colación cerca una fuente de calor a fin de secar los

poros y retirar de allí las moléculas extemas. No es recomendable secar la madera con una fuente de calor, salvo en hornos especiales, ya que esto produce alabeos que deterioran la madera. *l* Variable de planchado húmedo sobre la madera para hidratar y retirar de los poros

los cristales disueltos, el hecho de generar humedad seca posibilita el retiro de los cristales de cobre.

Con este método no sería factible retirar el sulfato. Un procedimiento adecuado sería lavar la madera con abundante agua y dejar secar lentamente en un ambiente con pocos cambios de temperatura.

Cursos en! Internet Química Básica para Conservadores

C í a s e ;i

i c h a 4

. • : : : : :•: . . . . . . . - . , .... . .... . . , , . . , .

• Estructura atómica. • Isótopos.

-

¡No s o m o s n a d a ! Anónimo

O cnmn<? n a d a ? ¿v s o o s d u . El profe

Ya vimos que los átomos se unen para formar partículas de mayor tamaño que —en una primera aproximación— llamamos moléculas.

Más adelante veremos que estas partículas pueden ser simplemente átomos, iones o verdaderas moléculas.

En esta clase daremos una mirada al interior de los átomos. Describiremos la estructura atómica de una forma elemental pero que nos permita interpretar más adelante las uniones entre átomos y entre moléculas de modo de comprender cómo se relacionan con las propiedades físicas y químicas que poseen los materiales con los que habitualmente se trabaja en conservación.

El átomo por dentro

Los conceptos modernos acerca de la estructura atómica se fundamentan en la evidencia obtenida experimentalmente por medio de una gran variedad de métodos de investigación.

:

A la luz del modelo atómico actual, los átomos poseen una estructura interna complicada y discontinua. Se encuentran formados por un núcleo y una

© 2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información 1

zona que lo rodea que llamaremos corteza o periferia. El núcleo está, a su vez, formado por una cantidad de partículas más pequeñas: los protones y neutrones en continuo movimiento; la corteza o periferia, por electrones, también en continuo movimiento, formando zonas dentro de esta corteza denominadas niveles de energía

Los átomos tienen un tamaño aproximado de 0,00000001 cm, mientras que sus núcleos tienen un diámetro de 0,0000000000001 cm. Con lo que el tamaño del núcleo es 100.000 veces más chico que el átomo.

Los ^protones poseen carga eléctrica positiva y una masa real de 0,00000000000000000000000167 gramos, ¿chiquitita no? A esta masa convencionalmente se le asigna el valor relativo de 1 unidad de masa atómica (urna). Es decir, 0,00000000000000000000000167 gramos equivalen a 1 unidad de masa atómica. Con esto queremos indicar que de aquí en más la masa de los átomos la vamos a dar en unidades de masa atómica ya que esta unidad es más cómoda para trabajar que los gramos.

Nota: la ¡dea de masa la puede asimilar a la de peso aunque físicamente no es lo mismo, ^ ¿ « 4 <q-, pero ambos conceptos están relacionados; en química se utiliza indistintamente masa atómica o T\ nrM peso atómico. I JC=> {410/Y^

/ j ' A " I

Los neutrones no poseen carga eléctrica, son eléctricamente neutros. Pero sí poseen una masa prácticamente equivalente a la de los protones.

Los electrones poseen carga eléctrica negativa de la misma magnitud que la de un protón. Su masa real, de alrededor de 0,000000000000000000000000001 gramos, es 1840 veces más chica que la masa de un protón. Esto significa que a valores reales se necesitan 1840 electrones para igualar la masa de un protón. Con lo que para cálculos comunes del peso de un átomo, se los considera de masa d e s p r e c i a b l e .

Los átomos están constituidos por partículas con cargas eléctricas positivas y negativas en cantidades iguales de modo que dan la apariencia de ser exteriormente neutros.

La estructura del núcleo

El núcleo de un átomo, descrito en una forma elemental, está constituido por protones y neutrones.

La masa del núcleo quedará determinada, entonces, por la cantidad de HA.SA j ü i c i ^ protones y neutrones presentes en ese núcleo. Como la masa de estas partículas ¡j}i/\ las valoramos en 1 urna, si un átomo/como ser el átomo de oxígeno, posee 8 * • protones y 8 neutrones, su masa nuclear será de 16 urnas]

Como los protones tiene carga eléctrica positiva, el núcleo tendrá este tipo de carga eléctrica. Es decir, el núcleo de un átomo es eléctricamente positivo. La carga eléctrica de un protón es la carga eléctrica positiva más chica que se ha

- ~ - €> 2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información 2


medido, por lo que se la considera la unidad de carga eléctrica positiva. Si un átomo, como el del oxígeno, tiene 8 protones, su carga eléctrica será igual a 8. A este último número se lo llama número atómico. (¡pZex'.é? cx=>v^

De los distintos elementos químicos que existen, los átomos difieren en su número atómico. La diferencia de un elemento respecto de otro elemento está en el núcleo. Átomos del mismo elemento tiene el mismo número atómico y átomos de distintos elementos tienen distinto número atómico. Por ejemplo: todos los átomos de oxígeno tiene 8 protones en el núcleo y ese número lo identifica, decimos el número atómico del oxígeno es 8. El átomo de nitrógeno se diferencia del de oxígeno porque tiene 7 protones en el núcleo; del mismo modo, el número atómico del nitrógeno es 7.

Por motivos de estabilidad nuclear la cantidad de neutrones de un núcleo es siempre igual o mayor que la cantidad de protones que posee ese núcleo. Como la masa del núcleo está determinada por la cantidad de protones más la cantidad de neutrones presentes, la diferencia entre la masa del núcleo y el número atómico da la cantidad de neutrones. C e c a s - eiecRvc?

Dijimos que a la masa de los electrones no la tomábamos en cuenta para calcular la masa del átomo. Entonces, la masa del átomo 'y la del núcleo coincidirán. Por lo que la masa atómica y la masa nuclear serán el mismo número.

La periferia o corteza extra nuclear

Los electrones giran alrededor del núcleo formando capas o niveles de energía. El número de niveles que tiene un átomo depende de su número de electrones. Cada uno de dichos niveles puede contener un número máximo de electrones. Por ejemplo: hasta 2 en el primer nivel, hasta 8 en el segundo y hasta 18 en el tercer nivel. En total puede haber hasta 7 niveles de energía. Los que primero se ocupan son los más cercanos al núcleo, que son los de menor energía. Por ejemplo, el oxígeno tiene 8 electrones, distribuidos de este modo: 2 en el primer nivel y 6 en el segundo.

La carga eléctrica del electrón es la carga eléctrica negativa más pequeña que se ha podido medir y su valor es equivalente a la carga eléctrica de un protón pero de signo contrario. Un átomo, eléctricamente neutro, tiene la misma cantidad de protones que de electrones. Es desde este punto de vista que los electrones adquieren importancia. Siguiendo con el ejemplo del oxígeno, un átomo de este elemento eléctricamente neutro tiene 8 protones y 8 electrones.

• . . . .

•

. -

© 2004 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información''


\3b UíI

Los átomos

as características eléctricas de los átomos son las que determinan las características eléctricas de la materia. Conocemos los efectos de la electricidad estática cuando queremos limpiar un disco de vinilo, cuando nos

quitamos una prenda con poliéster en un cuarto oscuro, y vemos pequeñas chispitas que se desprenden de ella, o cuando las hojas en una carpeta de plástico transparente se adhieren a la tapa. Todos estos efectos se originan en la naturaleza eléctrica de los átomos.

Veamos una experiencia sencilla que pone de manifiesto este efecto:

Materiales

• Una birome de las que tienen cuerpo hexagonal o de ese tipo. • Una prenda de lana o poliéster. • Trocitos de papel no mayores de 5 mm por 5 mm.

Coloque los trocitos de papel sobre una superficie de madera. •

Frote enérgicamente el cuerpo de la birome con la lana o el poliéster.

Aproxime la birome a los trocitos de papel sin llegar a tocarlos.

Describa lo que sucede.

¿Se anima a dar una explicación de los hechos? •

Dijimos en la ficha que el tamaño del átomo es 100.000 veces mayor que el del núcleo. Si el núcleo de un átomo fuera del tamaño de una cabeza de alfiler, ¿a qué distancia tendrían que ubicar la corteza donde giran los electrones?

CS¡¡CJ\

Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información

Cursos en Internet

9 . aa a p \ f y i a; a: i a ni ¡a e r s o ; v p r a a m espa i o

1) Un átomo tiene 8 protones en su núcleo: a) ¿Cuál es su número atómico? b) ¿Cuál es su carga nuclear?

2) Un átomo está constituido de la siguiente manera: a) 6 protones, b) 7 neutrones, c) 6 electrones. Identifique: su número atómico, su masa nuclear y su masa atómica. Indique si es o no eléctricamente neutro.

3) Los átomos de un mismo elemento no son siempre iguales. Consideremos por ejemplo los siguientes átomos:

Átomo 1: masa atómica 40, número atómico 20 -M ~ 2-*= Átomo 2: masa atómica 41, número atómico 20 M ' Átomo 3: masa atómica 42, número atómico 20 l\) ¿¡ z ^2.

Los tres átomos tiene el mismo número de protones, por lo tanto tendrán la misma carga nuclear y en consecuencia el mismo número atómico; si tienen el mismo número atómico serán átomos del mismo elemento. En este caso los tres son átomos de calcio, que se diferencian en su masa atómica debido a que tiene diferente número de neutrones. Decimos que los tres átomos son isótopos del calcio. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tiene diferente masa.

El átomo de hidrógeno presenta tres isótopos. Determine: a) el número atómico y la masa atómica de cada uno. b) ¿Cuál de los tres es el más liviano y cuál el más pesado?

Hidrógeno normal: número atómico 1, masa atómica 1 Deuterio: número atómico 1, masa atómica 2 Tritio: número atómico 1, masa atómica 3

5

Clase 4

Enfoque

L o s á t o m o s

"La doctrina electrónica es una ciencia que con todo rigor de justicia pertenece al siglo XX. Antes del asombroso decenio comprendido entre 1895 y 1905, a fines de un siglo y comienzos de otro, nadie había soñado en abrir puertas, clasificar colores y contar objetos por medio de "ojos eléctricos" en voces que dan la vuelta al mundo; en películas cinematográficas televisadas a través del éter, ni en motores a los que se detiene o se hace funcionar a distancia.

Ciertamente, cuando aquella noche del 29 de abril de 1897 J . J . Thomson, inglés de nacimiento y profesor de la Universidad de Cambridge, anunció el descubrimiento del electrón, al que llamó "corpúsculo de electricidad", sus colegas pensaron que se estaba mofando de ellos".

.

F. R. Moulton y J . J . Schifferes. Autobiografía d e l a c i e n c i a .

Rosario, 9 de julio de 2004

Estimada Cecilia

Con esta te reenvió las clases 1, 2 y 3 ya que me comentó Raúl que las estas reclamando. Tuve problemas con la máquina anterior así que la cambié espero no seguirlos teniéndolos. De todOs modos ¿Cómo te encuentras?

Pasemos a la clase:

Recapitulación personal y prueba espejo: El átomo

Alumno : CECILIA M: SABBATINI Fecha entrega: 2 de julio

1- a) Número Atómico, (Z) 8 b) masa nuclear, la misma Se solicita la carga nuclear no la masa ya que esta en promedio debería ser 15,999. La carga nuclear coincide con la cantidad de protones y si es la misma.

2- a) Z: 6 Urna: 12 13 ya que posee 7 neutrones A: 12 13 esta es la masa de un átomo de carbono con 6 neutrones. La

masa nuclear es también 13 Eléctricamente: Neutro Electrones: 6

B b) Z: 7 Los datos que se consignan son del mismo elemento 7 es la

cantidad de neutrones y el otro 6 la cantidad de electrones. Urna: 14 A: 14 Eléctricamente: Neutro

Electrones: 7

c) Z:6 Urna: 14

2- El saber previo del experto es la solubilidad del material pictórico en determinado liquido solvente. Dado que su resultado es la prueba veraz en la confirmación de la Originalidad de la obra, considerando que su autor emplea una técnica determinada.

Bien esto está muy bien con lo que e confirma cuales son uis variables. 3- Sistema en Cuestión.

E l paso de los años endurece cualquier sistema pictórico, dando como resultado cierta dureza e inflexibilidad. Siendo instantáneamente imposible diluir cualquier sistema. Es posible que el empleo de algún solvente como vehículo de la pincelada hace que esta se torne más estirada. A simple vista podríamos decir que se trata del Sist. Oleo empleado por el artista, pero a su vez debido a que las pinceladas carentes de empaste, plasticidad y brillo, cualidades del propio sistema, que con el tiempo provocan también de acuerdo al tipo de pincelada el llamado craquelado y amarilleo por la presencia del aceite, el testeo de materia puede arrojar como resultado que el sistema Oleo, haya sufrido mezclas de solventes, previo a su uso, dando como resultante una pincelada estirada y carente de brillo, que posiblemente el experto detectó en su prueba ocular. Muy buena respuesta

Bien tu trabajo está muy bien. Nos mantenemos en contacto Mario

Clase 5

Ficha 6

Sobre nombres, masas y propiedades periódicas


• Los nombres en química. • Los símbolos químicos. • La clasificación de los elementos. • La tabla periódica.

Los nombres de ios elementos y las sustancias

E s o b v i o q u e p a r a un b u e n e n t e n d i m i e n t o . . . d e b e a s i g n a r s e u n

n o m b r e a d e c u a d o y c o n s t a n t e a c a d a mercadería

Victorio Villavechia (1890)

En la ficha 3 vimos que a los materiales más simples que forman parte de las sustancias los llamamos elementos y que estos elementos tienen un grado de divisibilidad: los átomos, y ésios se conservan durante las transformaciones químicas.

En esta clase veremos los nombres que se le asignan a estos elementos y dónde buscarlos, la relación de estos elementos con la estructura atómica y el uso que se le puede dar a la famosa Tabla periódica d e l o s e l e m e n t o s para obtener información útil para el trabajo de conservación.

El nombre de los materiales

Existe una diferencia muy grande en la forma en que los conservadores y los químicos nombran las sustancias con las que trabajan. En química se utiliza un lenguaje muy particular y específico para referirse a ellas.

Los nombres que se utilizan para describir un material o una sustancia puede dar mucha información sobre su naturaleza o muy poca. Por ejemplo, si decimos t h i n n e r , los que trabajan con pinturas y lacas saben para qué sirve, pero

i

Quiinic.i üasica para Conservadores

este nombre no indica cómo está hecho. Existen tres tipos de nombres: los vulgares, los técnicos y los científicos.

Los nombres vulgares son empleados en el lenguaje corriente, siendo aceptados tácitamente por todos los usuarios. Como muchos de ellos se remontan a tiempos inmemoriales, la etimología suele establecer raíces griegas o latinas. Ejemplos: cal viva, piedra caliza, arena.

Los nombres técnicos sirven para satisfacer las necesidades de quienes trabajan en la industria. En la mayoría de los casos son arbitrarios, pero están bien definidos (los institutos de racionalización de materiales de cada país los tabulan con precisión). Ejemplos: soda Solvay, ácido sulfúrico fumante y cemento Portland.

Los nombres científicos han sido fijados sistemáticamente en relación con la composición química de las sustancias, obedeciendo a normas internacionales. La nomenclatura química rige internacionalmente. Ejemplos: hidróxido de sodio, carbonato de calcio y alcohol etílico.

Variedades de materiales

Es habitual que un nombre genérico, p e l t r e por ejemplo, designe una cantidad realmente grande de materiales más o menos parecidos, pero de composición química, propiedades y hasta usos diferenciados. No se elaboraba "un" solo tipo peltre de características idénticas. Por el contrario, se conocen varios tipos de "peltres": peltre inglés, peltre de ios operarios, peltre de la reina, peltre ley, etc., cada uno con una composición diferente. Lo mismo sucede con los vidrios, los papeles, etc.

Además cada especialidad encara la definición y el estudio de un material según su propio enfoque:

Para el hombre de la calle o inclusive para un constructor el cemento Portland es un material en polvo que, empastado con agua, endurece.

Para un ingeniero químico, encargado de la fabricación de cemento Portland, éste es un producto obtenido por la semifusión de piedra caliza y arcillas.

Para el químico analista, está constituido por silicatos de calcio.

Distinguir variedades no es sencillo, pero se las separa en primera instancia, en dos grupos:

• Las variedades químicas • Las variedades comerciales

Las variedades químicas tienen distinta composición, ya sea porque varían sus componentes, ya sea porque los mismos componentes figuran en distinta proporción. Su definición precisa interesa a los productores. Ejemplo: el vidrio común, el vidrio fino y el crista! tienen composiciones químicas muy distintas.

Las variedades comerciales se relacionan con las propiedades de los materiales y en especial, con las aplicaciones. Comerciantes y consumidores atienden más a estas variedades que a ias químicas. Ejemplo: se comercializan

vidrios huecos como las botellas, vidrios macizos como los de los ceniceros, y vidrios planos como los de las ventanas.

E! nombre de Sos elementos y ios símbolos químicos

Si le prestamos atención a los nombres químicos comunes de algunas sustancias podemos observar que algunos son una sola palabra y otros son combinaciones de estas palabras. Por ejemplo, decimos oxígeno para nombrar a uno de los gases que compone nuestra atmósfera, o dióxido de carbono para nombrar a otro de estos gases. En el primer caso, nos referimos al elemento oxígeno y en el segundo, a un compuesto.

Los elementos se representan por abreviaturas llamadas símbolos químicos, que generalmente no coinciden con el nombre del elemento porque provienen de la utilización de la primera letra, en mayúscula, de su nombre en latín o de una letra mayúscula y una minúscula si la primera está repetida.

Elemento Símbolo Nombre latino

Oxígeno 0 oxigenum Nitrógeno N nitrogenum Sodio Na natrium Carbono C carborundum Cobre Cu cuprurn Azufre s sulphur" sulphur"

Los símbolos químicos no son sólo una simple abreviatura del nombre latino del elemento sino una representación cuantitativa de este elemento. Al escribir el símbolo del cobre: Cu, estamos indicando el elemento del que se está hablando y una cantidad, un átomo de ese elemento.

Los símbolos de los elementos se pueden consultar en la tabla periódica de los elementos. En esta tabla además figura información sobre la masa atómica, los niveles de energía, el número atómico y en otras tablas - las más completas-, algunas propiedades específicas como el estado de agregación, el punto de fusión, la densidad, etc.

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Desde la más remota antigüedad el hombre conoce ciertos elementos como el azufre, el cobre, el oro, el hierro, etc. Hacia principios del siglo XIX sólo se conocían 33 elementos. Pero hacia la mitad del mismo siglo este número se duplicó.

Al aumentar el número de elementos conocidos y estudiar sus propiedades más profundamente se descubrió que algunos elementos se podían relacionar a partir de propiedades semejantes formando grupos o familias.

Científicos como Meyer y Mendelejef, al disponer los elementos en orden creciente de sus masas atómicas, observaron que las propiedades específicas variaban gradualmente hasta llegar a un elemento cuyas propiedades eran semejantes a las del primero.

Los siguientes elementos están ordenados según sus masas atómicas crecientes.

Li Be B C N O F Litio Berilio Boro Carbono Nitrógeno Oxígeno Fluor

El sodio (Na), con propiedades parecidas al Litio (Li), es el elemento que sigue a esta lista, luego el magnesio (Mg) con propiedades semejantes al berilio (Be) y así se van repitiendo las propiedades hasta llegar al cloro (Cl) que es similar al flúor (F); el potasio (K) repite nuevamente las propiedades de! litio y del sodio. Esta situación continúa con los demás elementos. A esta repetición de propiedades se la llamó periodicidad.

La clasificación periódica actual

Actualmente la clasificación periódica se basa en los estudios realizados acerca del modelo atómico, que llevó a ordenar los elementos en función creciente del número de protones y no de la masa atómica.

Si observamos una tabla periódica vemos que está formada por filas y columnas. A las filas las llamamos períodos y a las columnas, familias o grupos

Vemos que hay siete periodos:

> Tres son cortos: el primero contiene dos elementos. El segundo y el tercero contienen ocho elementos cada uno.

> Tres son largos: el cuarto y el quinto contienen dieciocho elementos cada uno. El sexto contiene treinta y dos elementos (hay que incluir aquí la fila denominada lantánidos, que se encuentra aparte).

> Y un séptimo período incompleto (aquí hay que incluir la fila de los actínidos).

Los grupos o familias forman las columnas que tradicionalmente fueron numeradas de izquierda a derecha, utilizando números romanos, de I a VIII, seguidos de las letras A o B, en donde la A se refiere a los elementos representativos y la B a los elementos de transición. Actualmente la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (iUPAC) recomienda enumerar los grupos consecutivamente de 1 a 18.

36 ífífoiíTiéiüiun 4

• Cursos en Internet Química Básica para Conservadores

Según la tabla nos vamos a encontrar con una u otra numeración.

En la tabla periódica los elementos están representados por sus símbolos colocados en un casillero que pertenece a un determinado período y grupo; además se ios puede identificar por su número atómico. También se encuentra su masa atómica.

En forma muy esquemática el casillero tiene el siguiente aspecto:

Período 2

Grupo 16 o V I A

El número 8 es el número atómico y el 15,99 es la masa atómica relativa

(1) Masa promedio de las masas de los distintos isótopos y la proporción de cada uno en la naturaleza ¿qué complicado? No se preocupe, la cosa es así: si usted tiene diez naranjas cada una de ellas individualmente va a tener un peso distinto pero parecido a! de las demás. Si ias pesa todas juntas puede estimar el peso de cada una dividiendo el peso total por diez. Este último número será el promedio de los pesos individuales de cada naranja. Por ejemplo: de las diez naranjas una pesa 120 gr., dos pesan 110 gr., y las siete restantes 100 gr. Si las pesamos todas juntas el resultado será 1.040 gr. Si a este número lo dividimos por 10 nos da un promedio para cada naranja de 104 gr. Lo mismo sucede con el cálculo de la masa de los átomos de un elemento determinado.


• M b • ••• t^<-. Clase 5

IJS Li i cS S#

Sobre nombres, masas y propiedades periódicas

Poniéndole nombre a las cosas

Haga una lisia de los materiales con los que trabaja habitualmente e indique si el nombre es vulgar, técnico o científico.

Los nombres de la lista, ¿indican su composición o simplemente su función?

La clasificación periódica y el modelo atómico

Materiales

• Una tabla periódica

Analice atentamente la tabla periódica para familiarizarse con ella. Busque el cuadrito donde se le indica toda la información que se proporciona de cada elemento.

Identifique dónde se encuentran ubicados: el número atómico, la masa atómica, la cantidad de electrones por nivel.

Siguiendo la descripción que se encuentra a continuación ubique los datos en la tabla periódica

El elemento fósforo (P) se encuentra ubicado en el grupo 5 y período 3, su número atómico es 15 y la masa atómica del isótopo más abundante es 31 (se calcula redondeando 30,97 que es el valor que figura en la tabla).

El átomo de fósforo posee un núcleo formado por 15 protones y 16 neutrones (como la masa atómica es 31 y en número atómico, es decir la cantidad de protones, es 15, restando 31 - 15 = 16 que es la cantidad de neutrones del núcleo). Los electrones son 15 para un átomo eléctricamente neutro y se encuentran girando alrededor del núcleo distribuidos en 3 niveles de energía:

2 electrones en el primer nivel.

8 electrones en el segundo nivel.

5 electrones en el tercer nivel.


Se observa que el número de período coincide con el número de niveles de energía que tiene el átomo de fósforo y el número de grupo con el número de electrones del último nivel.

Entonces:

- el número de período indica el número de niveles de energía que tiene ei átomo.

- el número de grupo indica el número de electrones del nivel exterior.

E s t o j u s t i f i c a l a s s e m e j a n z a s e n t r e l a s p r o p i e d a d e s d e l o s e l e m e n t o s q u e f o r m a n e l g r u p o , y a q u e l o s e l e c t r o n e s d e l último n i v e l s o n l o s r e s p o n s a b l e s d e l a s p r o p i e d a d e s químicas d e l o s e l e m e n t o s .

I < : v

\ooU c ^ ^ - ^ e . |v°- ok filados ol

Argentina de 7

Recapitulación personal y prueba espejo 1) En la clase 3 se dieron las características del sulfato de cobre a las que

agregamos ahora las siguientes sustancias - Alcohol etílico _ ¿jy Sinónimo: etanol. _ C L - ' Grado: técnico. Características: líquido incoloro, volátil, obtenido a partir de: cereales, melaza o vino; soluble en: agua; alcohol metílico; éster etílico y cloroformo; densidad: 0,81 / 0,82 (15/15° C); PF: -112° C; PE: 78,3° C. Usos: fabricación de licores y perfumes, intermediario en la fabricación de productos farmacéuticos y químicos, solvente de lacas y pinturas.

- Alcohol metílico f . ' " " • Sinónimo: metanol, alcohol de madera. 4^ q „ Grado: técnico. Características: líquido incoloro; soluble en: agua; alcohol etílico; éter etílico; densidad: 0,786 / 0,788 (20/20° C); pureza mínima 99,5%. Usos: intermediario en la industria química, cosmética, solvente, desnaturalizante, pinturas, tintas y otros.

- Hipociorito de sodio - M C • Sinónimos: agua de iavandina, agua de jane. - +4 V , Grado: técnico. Características: líquido amarillento con una concentración de 80 a 100 gramos de cloro activo por litro; densidad: 1,1 / 1,25; se descompone por calor con desprendimiento de oxígeno. Usos: desinfectante, limpieza, decolorante.

Indique cuáles son nombres vulgares, científicos o técnicos.

2) Complete el siguiente cuadro:

r Elemento Símbolo Número

atómico Número másico

Número de protones

Número de neutrones

Número de electrones

Mercurio 80 201 }Ál Plata 235 92 Arsénico 33 42

Ciase 6

F i c h a 8

EnldC6s cjuimicos ©n los rnatGrialGS


• Uniones químicas. • Tipos de materiales:

o Polares y no polares o Iónicos o Metálicos o Macromolecuiares

• Uniones y propiedades

Uniones químicas 1

" C u a n d o s e l u s t r a u n a s u p e r f i c i e , e l e c t r o n e s d e l paño s e d e p o s i t a n

s o b r e l o q u e e s t a m o s l u s t r a n d o " Conservation Science Teaching Series

Llamamos u n i o n e s químicas a las atracciones entre átomos que originan la formación de moléculas y a las atracciones que ejercen las moléculas entre sí.

Vamos a distinguir uniones entre átomos y uniones entre moléculas.

Las distintas uniones y los materiales

Entre ias propiedades específicas de los materiales mencionamos a la solubilidad y a la conducción de la electricidad (conductividad eléctrica), entre otras. Estas dos propiedades nos permiten realizar una clasificación interesante de los materiales.

Teniendo en cuenta la solubilidad de un material (en agua o alcohol metílico o éter etílico, etc.) si conduce mucho, poco o casi nada a la electricidad, podemos clasificar los materiales en cinco grandes grupos:

© 2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información \

m m Cursos en Interne t IQHJBiiilTfiSffiiBSt ii'lM' i i'ih'ffiTffsí


• Materiales p o l a r e s : se disuelven en solventes polares y no conducen la corriente eléctrica.

• Materiales n o p o l a r e s : se disuelven en solventes no polares y no conducen la corriente eléctrica.

• Materiales iónicos: se disuelven en solventes polares y no conducen la corriente eléctrica cuando están sólidos, pero sí lo hacen cuando están disueltos o cuando están fundidos.

• Materiales metálicos: no se disuelven en ningún solvente y conducen la corriente eléctrica.

• Materiales m a c r o m o l e c u l a r e s : no se disuelven en ningún solvente y no conducen la corriente eléctrica.

Las materiales polares

Los materiales polares tienen moléculas con una región negativa y otra positiva a las que llamamos dipolos.

Las fuerzas de atracción entre sus moléculas son fuertes. Sin embargo los materiales polares no conducen la corriente eléctrica. Esto se explica, porque las cargas no se pueden separar, ya que ambas cargas están en la misma molécula. Pero sí forman soluciones con compuestos del mismo tipo por atracción entre cargas opuestas. Por ejemplo, el agua.

[ - \ i + / V y

*

Los materiales no polares

Los materiales no polares tiene moléculas donde la distribución de cargas, positivas y negativas, es homogénea. Las fuerzas de atracción entre sus moléculas son débiles. El t h i n n e r e s un ejemplo.

Estos materiales sólo forman soluciones con solventes no polares. Sus partículas no se pueden intercalar con las de un material polar, pues no ejercen


¡Cursos en Internet Química Básica para Conservadores

atracciones sobre ellas. Pero no encuentran obstáculo para mezclarse con otras del mismo tipo.

Los átomos y los iones

Aunque los electrones no aportan masa al átomo, sí tienen importancia desde el punto de vista de la carga eléctrica.

Un átomo neutro puede ganar o perder electrones y adquirir así carga negativa o positiva. Un átomo de flúor puede ganar un electrón y transformarse, de un átomo de carga cero, en un átomo con carga -1.

Empleando símbolos, el proceso descripto anteriormente se puede representar así:

F + e" • F"1

También un átomojieuiED puede perder electrones y, al hacerlo, se carga positivamente.

En resumen, ia pérdida o ganancia de electrones transforma los átomos neutros en átomos portadores de carga eléctrica positiva o negativa. Estos átomos se llaman iones. Son iones, por ejemplo: CI"1, N a + 1 , N" 3 , O" 2 , C a + 2

El ion que tiene carga negativa se llama anión. El ion que tiene carga positiva se llama catión.

Los materiales iónicos

Los materiales iónicos están formados por aniones y cationes, en el número necesario para que las cargas se compensen.

Las fuerzas que mantienen unidos a los iones son muy fuertes. Los iones se acomodan en lugares fijos, siguiendo un orden y formando

cuerpos geométricos. Por ello son materiales duros, transparentes y traslúcidos y a la vez, quebradizos. Estos materiales se llaman cristales. Al ser golpeados, el desplazamiento de una capa sobre otra produce repulsiones entre partículas de cargas del mismo signo, lo que hace que se quiebren.

Los materiales iónicos se disuelven en solventes polares porque los dipoios de éstos desarman la estructura cristalina al atraer a los iones y envolverlos completamente, desorganizando la estructura del cristal.

La capacidad para conducir la corriente eléctrica que tienen estos materiales, fundidos o disueltos se debe a la movilidad que tienen los iones en esas condiciones.

Los materiales metálicos

Los metales están formados por un agrupamiento de iones positivos que ocupan posiciones fijas y electrones (cargas negativas) que se mueven permanentemente desplazándose entre esos iones positivos.



Podríamos pensar en un metal como un conjunto de bolas apiladas: los iones positivos. Los electrones se desplazan entre estos iones.

Los metales son maleables, se puede hacer láminas con ellos. Al golpeados, sus capas de iones se deslizan unas entre otras sin romper sus uniones, ya que la movilidad de las carga negativa permite que se reacomoden durante el proceso.

Los metales son insolubles. Ningún solvente, polar o no polar, puede separar los iones que los forman de las cargas negativas. Son buenos conductores de la electricidad, porque las cargas negativas son lo suficientemente móvijes como para dejar su lugar a otras cargas procedentes de alguna fuente (batería, pila o generador) provocando la corriente eléctrica.

Los metales también son buenos conductores del calor por poseer partículas móviles que pueden ponerse a vibrar al ser calentados.

Los materiales macromoleculares

En los materiales macromoleculares no hay unidades de pequeño tamaño que puedan separarse unas de otras, como los iones o las moléculas; por eso son insolubles en general. Están formados por unidades de gran tamaño, cien veces mayores que las moléculas y los iones. Estas unidades pueden tener distribuciones de cargas diferentes que las asemejan a moléculas polares o no polares. Estos materiales no conducen la corriente eléctrica. Un ejemplo es la celulosa del papel.

© 2003 Fundación Patrimonio Histórico v Sociedad Aroentina de información A

Clase 6

Guía 6

Enlaces químicos en los materiales

e acuerdo con la distribución de las cargas eléctricas los solventes se clasifican en polares y no polares. Le proponemos que realice una sencilla experiencia para verificar si un solvente es polar o no.

• Agua. • Una birome con cuerpo de plástico o una regla de plástico chica.

Deje que el solvente caiga en forma de un hilo continuo y acerque a él la birome o la regla previamente frotada con un paño de lana.

Si es polar se desviará de su trayectoria.

Puede logra un hilo continuo de solvente vertiéndolo lentamente desde una jarra o una botella sobre un vaso, desde una altura aproximada de 40 cm.

¿Cómo puede explicar el comportamiento de los solventes propuestos?

Sabiendo que el agua es un solvente polar y el t h i n n e r no, ensaye la solubilidad de distintos sólidos como: sal común de mesa, azúcar, cera, naftalina, aceite, alcohol, azufre, sulfato de cobre.

Diferencie estos materiales en polares y no polares, fijando un criterio de clasificación.

Materiales

• Thinner.

M i 81/_ : ^¡¿IfflS* Cursos en Internet


Clase 6

Recapitulación personal y prueba espejo 1) Busque en la tabla periódica al flúor y describa en un cuadro: a) cómo está configurado su núcleo y su periferia, b) cómo quedaría configurado si gana un electrón, c) ¿a qué elemento se parece desde el punto de vista de la configuración de los electrones?

2) Usualmente el oxígeno puede ganar dos electrones. De un modo similar al que se utilizó para el flúor, represente el cambio sufrido por un átomo de oxígeno a! ganar dos electrones.

3) Explique por qué puede adquirir una carga positiva un átomo de litio si pierde un electrón. ¿Cómo se podría representar esta situación de un modo similar a como se hizo con el flúor?

4) Represente en un diagrama similar la carga adquirida por un átomo de aluminio al perder tres electrones.

Clasifique los siguientes iones: CI"1, N a + 1 , N" 3 , O" 2 , C a + 2 , según sean aniones o


Clase 6

Enfoque

Los materiales y las propiedades

Los noventa y dos elementos naturales que figuran en la tabla periódica se pueden clasificar en metales, no metales y gases inertes. La sustancias existentes en la tierra son combinaciones más o menos complejas de estos metales y no metales. Los gases nobles se caracterizan por no formar compuestos.

El estudio cuidadoso de los materiales y de las propiedades de las sustancias permite caracterizarlos. Estas caracterizaciones son aproximadas y tienen excepciones, pero permiten predecir en forma acertada un gran número de casos.

Muchos compuestos que tienen metales y no metales son iónicos. Los metales se encuentran como cationes y los no metales, como aniones. Siempre que un compuesto contenga un metal y un no metal tiene posibilidades de ser una sustancia iónica.

Los no metales se combinan con otros no metales para formar sustancias moleculares como el agua.

Puede esperarse macromoléculas con estructura de red gigante cuando los elementos que se unen tienen tendencia a formar tres o más uniones. Los átomos como el carbono y el silicio tienen tendencia a formar cuatro uniones. Si tales átomos se combinan con otros átomos que tienen la misma tendencia, inclusive si se combinan elementos iguales, es de esperar la aparición de una estructura en forma de redes. Esto se nota en la estructura del diamante.

Dos o más metales dan una estructura de carácter predominantemente metálico. Como es el caso de las aleaciones que retienen la mayoría de las propiedades de los metales: ser dúctiles y maleables, brillo metálico y conductividad térmica y eléctrica. Es posible fabricar una gran cantidad de aleaciones diferentes. Los metales puros casi no se usan para fines prácticos.

Las propiedades de las aleaciones se modifican variando el porcentaje de los diversos componentes o cambiando un componente por otro. La plata esterlina utilizada para vajilla y joyería tiene una composición de 92,5% de plata (Ag) y 7,5% de cobre (Cu), el bronce tiene una composición aproximada de 67% de cobre y 33% de estaño (Sn), el oro de 18 kilates tiene una composición de 75% de oro (Au), 1% de cobre y 24% de plata.


Estimada Cecilia Buenos tardes ¿Cómo estás? Espeto que bien Pasemos a la clase

Curso: química p a r a conservadores


Fecha de entrega : 9 de Julio


1) Acerca de los Nombres Vulgares, Científicos y Técnicos

a) - Alcohol etílico, nombre técnico - Etanol Nombre científico

b ) - Alcohol Metílico: nombre técnico - Metanol: nombre científico

c) - Hipoclorito de sodio: nombre científico - Agua lavandina: nombre vulgar.

Muy bien

2) completar el cuadro

Elemento Símbolo N° N° N° N° N° Atómico Másico Protones Neutrones Electrones

Mercurio HG 80 201 121 121 52 Plata AG 47 235 92 188 19 Arsénico AS 33 75 42 42 42

M u y bien

Me parece que falta el trabajo propuesto en la guía.

Nos mantenemos en contacto, Mario

Rosario, 19 de j u l i o de 2004

Estimada Cecilia Hoy por aquí está nublado así que bueno ai mal tiempo buena cara. Pasemos a tu trabajo





1)

Elemento núcleo electrones configuración + 1 e Carga eléctrica

Fluor N 10 l n 2 l n 2

F-l Gana 1 electrón

Fluor P 9 2n 7 2n 8

F-l Gana 1 electrón

2)

Elemento núc eo electrones configuración + 2e Carga eléctrica

Oxígeno N 6 l n 2 ln 2

O-2 Gana 2 electrones

Oxígeno P 8 2n 6 2n 8

O-2 Gana 2 electrones

3)

Elemento núc eo electrones configuración-1 e Carga eléctrica

Litio N 4 l n 2 l n 2

L+l Pierde 1 electrón

Litio P 3 2n 1 2n

L+l Pierde 1 electrón

Porque la pérdida de electrones en un átomo neutro, hace que las cargas se transformen en positivas al perder electrones.

4) A-

Elemento Núcleo Electrones configuración -3 e Carga eléctrica N 14 l n 2 l n 2

Aluminio P 13 2n 8 2n 8 Al+3 3n i Pierde 3 electrones

B- clasificar los siguientes Iones según sean Aniones o Cationes

Iones Aniones Cationes Clasificación Cl-1 X Gas Na+1 i X Sólido Metal Reactivo N-3 X Gas 0-2 X Gas Ca+2 X Sólido Metal Reactivo

Muy buen trabajo. No tengo objeciones.

De todos modos es interesante escribir la ecuación de formación del Ion que para el caso del ox'íj

O + 2 e" = O2'

Y para el aluminio:

A l = A l i t + 3e"

Hasta la clase 7 Cordialtnente Mario

H u í >os en Internet Química Básica para Conservadores

Clase 7

Ficha 7

Uniones entre átomos

C o n t e n i d o s t e m á t i c o s

• Iones: oxidación y reducción de los elementos • Uniones iónicas entre átomos.

Uniones químicas 2

T o s m e t a l e s e x p u e s t o s a l aire s e empañan p o r l a acción d e l oxígeno, d e l o s c o m p u e s t o s sulfúreos

g a s e o s o s y d e o t r a s s u s t a n c i a s " . La conservación de los bienes culturales,

UNESCO

Los elementos de la tabla periódica se pueden clasificar a grandes rasgos en: metales, no metales y gases inertes. Estos últimos, los gases inertes, son los más estables desde el punto de vista químico, ya que muy excepcionalmente forman compuestos. Los estudios sobre la estructura de la corteza atómica, donde se ubican ios electrones, adjudican esta estabilidad a que tienen todas sus capas o niveles de energía completos.

A continuación s e d a u n a t a b l a d e m o s t r a t i v a d e l g r a d o d e c o m p l e t i t u d d e l a s c a p a s d e e l e c t r o n e s , d e l a c o r t e z a , d e l 1°, 2 o y 3 o período.

Período 1 N° de Nombre del Símbolo Clase Nota electrones elemento

1 Hidrógeno H No metal 1 a capa incompleta 2 Helio He Gas inerte 1 a capa completa

©2003 Fundación Patrimonio Histórico información l

Período 2 N° de electrones

Nombre del elemento

Símbolo Clase Nota

3 Litio Li Metal 2 a capa incompleta cato 4 Berilio Be Metal 2 a capa incompleta CÜ:S 5 Boro B No metal 2 a capa incompleta ^ 6 Carbono C No metal 2 a capa incompleta & n \ ¿ A

7 Nitrógeno N No metal 2 a capa incompleta ^<6» 8 Oxígeno 0 No metal 2 a capa incompleta 9 Flúor F No metal 2 a capa incompleta

10 Neón L Ne Gas inerte 2 a capa completa

Período 3 N° de electrones

Nombre del elemento

Símbolo Clase Nota

11 Sodio Na Metal 3 o capa incompleta csfü/i 12 Magnesio Mg Metal 3 a capa incompleta , , T 13 Aluminio Al Metal 3 a capa incompleta , 14 Silicio Si No metal 3 a capa incompleta AP>¿^ 15 Fósforo P No metal 3 a capa incompleta ^ 16 Azufre S No metal 3 a capa incompleta 17 Cloro Cl No meta! 3 a capa incompleta AfO-dn 18 Argón Ar Gas inerte 3 a capa completa

Los metales y no metales logran ser estables químicamente perdiendo, ganando o compartiendo electrones. A través de estos mecanismos adquieren la estructura del gas noble que está más cerca; sea éste el que lo antecede o el que lo precede.

Cómo son las uniones químicas entre átomos

Los átomos se unen de diferentes maneras, formando grupos estables: moléculas, compuestos iónicos, metales o macromoléculas. Estas agrupaciones son más estables que los átomos individualmente.

Las uniones afectan principalmente a la última capa de electrones, ya que es la que entra en contacto con la de otro átomo cuando éstos chocan. Por debajo de la última capa electrónica la estructura de un átomo se modifica muy poco.

De diferentes maneras un átomo que se une químicamente a otros tiene su capa externa completa.

©2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información

Oxidación y reducción de los elementos

Una reacción química no cambia ia ciase de los elementos que intervienen en dicha reacción. Entonces, la pérdida o ganancia de electrones no modifica la clase de átomo, lo único que cambia es su carga.

Los aniones se forman cuando los átomos s e r e d u c e n y los cationes, cuando los átomos se o x i d a n .

Observe ia siguiente tabla:

Nombre Cambio de electrones Cambio en el número de oxidación

Reducción Gana electrones ej: S + 2e" - > S" 2

Disminuye el numero de oxidación. Pasa de 0 a - 2

Oxidación Pierde electrones ej: A l - * AI + 3 + 3e "

Aumenta el número de oxidación. Pasa de 0 a +3

Las uniones iónicas o electrovalentes

A! combinarse ei cioro con el sodio se forma cloruro de sodio. Esta combinación se interpreta del siguiente modo: el átomo de sodio tiene 1 electrón en su último nivel y tiende a perderlo para que los 8 electrones de! nivel anterior sean ahora los del último nivel. Al perder un electrón el sodio se oxida, por lo que se transforma en un catión sodio, es decir, en una partícula que contiene 11 protones y 10 electrones distribuidos, estos últimos, en dos capas: la primera con dos electrones y en la segunda, ocho. (Si observa una tabla periódica verá que esta es la configuración electrónica del neón:)

Na * N a + 1 + 1 e"

El átomo de cloro tiene 7 electrones en ei último nivel. Para tener 8 electrones en este último nivel necesita captar un electrón, convirtiéndose en una partícula con 17 protones y 18 electrones, distribuidos en tres capas: dos en la primera, ocho en ia segunda y ocho en la úitima (configuración electrónica del argón). Al ganar un electrón, el átomo de cloro se reduce a anión cloruro con una carga negativa.

C l+1e • c r 1

Al electrón que pierde el átomo de sodio lo captura el átomo de cloro. De esta forma se originan los iones sodio y cloruro de cargas eléctricas contrarias, que se atraen entre sí formando el cloruro de sodio.


El enlace iónico es el resultado de la atracción eléctrica entre iones de signo^ contrario. Los iones se acomodan formando una estructura regular y o r d e n a d a ! , - ^ llamada c r i s t a l . En los compuestos iónicos no es posible reconocer unidades,! formadas por un número limitado de átomos como en las moléculas. Cada ion se atrae con los vecinos de signo contrario.

Las reacciones químicas entre un metal y un no metal se llaman r e a c c i o n e s p o r vía d i r e c t a . Los óxidos de muchos metales, así como los cloruros y los sulfuras -combinaciones directas del cloro o el azufre con un metal-, se forman a través de reacciones de este tipo.

Existen iones formados por más de un átomo denominados i o n e s poliatómicos. Los átomos que los componen están unidos por uniones covalentes (este tipo de uniones las veremos más adelante). El ion sulfato es poliatómico formado por cuatro átomos de oxígeno y un átomo de azufre. El conjunto tiene en total dos cargas negativas.

Los compuestos iónicos pueden estar formados por iones de diferente \ carga, pero siempre el total de cargas positivas es igual al de cargas negativas.-—¿\ Por ejemplo, el átomo de hierro pierde tres electrones y se transforma en un catión con tres cargas positivas: (Fe + 3) al oxidarse frente al oxígeno que forma un ion con dos carga negativas (O"2). Como mínimo hacen falta que se unan tres átomos de oxígeno con dos átomos de hierro para que se equilibren las cargas positivas y negativas. Esta situación se abrevia Fe2Ü3(óxido de hierro III).

Algunas propiedades de las sustancias que presentan enlaces iónicos

Las sustancias que presentan enlaces iónicos: > forman cristales duros y quebradizos, son solubles en agua. > en estado sólido no son conductoras de la electricidad, pero sí disueltos en

agua o fundidos, > tienen alto punto de fusión y de ebullición. Por ejemplo el punto de fusión del

cloruro de sodio es de 808° C y el punto de ebullición es de 1465° C.


1 «|l II ««l /

Uniones entre átomos; compuestos iónicos

1 / i rnos que para identificar las sustancias se utiliza un conjunto de \ £ propiedades específicas que las caracterizan.

V La forma poliédrica de los cristales de los compuestos iónicos es una característica específica.

Existe una manera de obtener cristales cuyo tamaño permite identificar el tipo de poliedro que forma.

Manos a la obra y mucha paciencia ya que harán falta varios días para ver los resultados.

Materiales

• 25 gramos de sulfato de cobre. • Un frasco de vidrio (como los de mermelada). » Dos platos hondos. • Agua.

Prepare en el frasco una solución de sulfato de cobre (20 gramos de sulfato de cobre aproximadamente en 150 centímetros cúbicos de agua).

Evapore al baño de María. Observe atentamente el momento en que empiezan a aparecer cristalitos

azules. En ese momento, retire el frasco del baño y déjelo enfriar a temperatura ¿) ambiente (manipular con cuidado). Continúe observando cómo crece el número y

el tamaño de los cristales. Coloque la solución saturada (aguas madres) que queda sobre ios cristales

en uno de los platos hondos, sin que pasen los cristales que están en el fondo. Coloque el plato en un lugar donde no se necesite moverlo y cúbralo con el otro plato hondo separados con dos varillas de madera para que pueda continuar la evaporación más lentamente.

Haga una crónica diaria de lo que va ocurriendo. Anote las observaciones que crea convenientes.

¿Crecieron suficientemente los cristales como para poder describirlos? Si es así, retírelos de la solución y séquelos con papel absorbente.

Observe atentamente cada cristal tratando de ubicar caras, aristas y vértices. Haga un esquema del mismo.

5


Clase 7

Recapitulación persona! y prueba espejo

) En los elementos que figuran en la primera tabla de ia ficha 7 identifique ei anión y el catión. A partir de los datos que incluye la tabla, defina oxidación y reducción, escriba dos ejemplos de cada uno.

í Complete las siguientes ecuaciones; diga si hubo oxidación o reducción.

N + 3 e" • ¿? Be • ¿ ? + 2 e "

Indique cuantos electrones han ganado o perdido cada uno de los siguientes iones: Mg + 2 , P"3, N a + 1 , B r \

) ¿En cuántos electrones deben oxidarse o reducirse los siguientes iones para ser neutros: C a + 2 , N"3, O"2, A l + 3 ?

Jilota: recuerde que los nombres de los elementos que no conozca los pueden buscar en la tabla periódica

1 -fcOC»-*

1..

©2QQ3 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Informaciór

Cursos en internet „,.„ „ , . , „ „ „ . . . —


Clase 7

E n • OQ ue

La lucha contra la corrosión o cómo mantener la naturaleza a raya

Entre los metales, el hierro es uno de los que se oxida muy fácilmente en contacto con el aire, lo que provoca muchos problemas para evitar la corrosión de los objetos y dispositivos que se fabrican con él.

La manera más simple de proteger el hierro contra la corrosión es formar una barrera entre el metal y la atmósfera. La barrera puede ser una capa de pintura, de aceite, de grasa o de un plástico. Pero a veces se utiliza otra técnica: el hierro se recubre de una fina capa de otro metal, como por ejemplo de zinc. Este metal debe tener la propiedad de ser más activo químicamente que el hierro. El metal más activo se corroe más rápidamente, protegiendo así al menos activo.

Este es el famoso caso de la lámpara de aceite de plata de la ciudad de Ur que se encontró en perfecto estado de conservación, mientras que una serie de lámparas de cobre que la rodeaban se hallaban muy corroídas.


• I * \

i < rs l > ^ " T " « e s „ i

9

1 O * 4 ¿ ¿

*

i '> At ' T

i e 4

I

R o s a r i o , 29 de j u l i o de 2004

Estimada Cecilia

Buenas tardes

¿Cómo estás?

J ¿Pasamos a la clase?

Curso: química para conservadores

Informe clase N° 7 Alumno; CECILIA M : Sabbatini



( La experiencia de los cristales, está aún en proceso, lleva tan solo un día de crecimiento, finalizada la experiencia enviaré las observaciones.) No hay apuro sino sale mal.

1- Identificar el Anión y el Catión de los elementos que figuran en la primera tabla de la ficha 7:

a) H Anión, He Anión: ambos son gases ye esto define que clase de Ion es cada uno. b) defina: Oxidación se produce cuando un átomo se transforma en Catión, o sea cuando pierde electrones.

MN 2+, HG i+ Reducción: es el proceso inverso, cuando un átomo se transforma en Anión al adquirir electrones. C 4-, S 6-( el carbono necesita 4 e para obtener 8 en el último nivel, con el azufre sucede lo mismos solo que necesita 2e. )

2- Complete las siguientes ecuaciones; diga si hubo Oxidación o reducción.

N + 3e- = N 3e- hubo reducción porque necesita tres e para alcanzar 8 e en su última órbita. Además el proceso de reducción se da en los Aniones.

Be + 2e- = Be 2+ e- hubo oxidación por tratarse de un metal y al perder dos e del último nivel. Muy bien

3- Indique cuantos electrones han ganado o perdido:

Mg +2 = pierde dos e del último nivel, Mg2+e-P-3, - gana 3 e para completar el último nivel, P3-e-Na +1 = pierde le del último nivel, Nai+e-Br 1 = gana le para completar 8 en el último nivel, Bn-e-

Muy bien

4- En cuantos electrones deben oxidarse o reducirse los siguientes iones, para ser neutros:

Ca +2, N -3, O -2, A l +3

Para ser neutros no pueden adquirir ( reducir) ni perder ( oxidar) electrones porque pierde su condición de neutro. Pero una vez obtenidas las cargas eléctricas, es necesario equilibrarlas para qi estas sean neutras llegando a cero.

se oxida en 2 e-, quedando = Ca se reduce al perder 5e = N se reduce al perder 6 -e = O se oxida en 3e- = A l

Muy bien

Buen trabajo Nos mantenemos en contacto Cordial mente Mario

Cursos en Interne t Química Básica para Conservador!

Clase 8

F i c h a 8

Uniones entre no metales


• Unión covalente. • Unión covalente y moléculas polares. • Unión covalente y moléculas no polares. • Unión y compuestos macromoleculares.

Uniones químicas 3

La unión covalente

" L l e v a r s e c o m o e l a c e i t e y e l v i n a g r e " Dicho popular

La unión química covalente ocurre por lo general entre no metales, por ejemplo: el cloro. El cloro es una sustancia simple, gaseosa, de color amarillo verdoso y olor picante característico.

Su partícula más pequeña, una molécula, está formada por dos átomos unidos entre sí. La unión entre los dos átomos se interpreta del siguiente modo: sabemos que cada átomo de cloro tiene 7 electrones en su último nivel, con lo que le falta un electrón para ser estable y adoptar la estructura electrónica del gas inerte más próximo: el argón. Para lograr esta estabilidad dos átomos cloro comparten un par de electrones, al interpenetrarse sus últimos niveles de energía, con lo que el par de electrones gira alrededor de ambos núcleos. El par está formado por un electrón de cada átomo. Entonces, de este modo, cada átomo de cloro tendrá 8 electrones en su último nivel.

La fuerza de atracción que mantiene unidos a los dos átomos de cloro es la unión o enlace covalente.

/ o o /*•

Cl

o o

X X

X \ X

i C l o

X X

Con o y con x se simbolizan los electrones del último nivel de cada uno de los átomos de cloro. El que se haya elegido o y x es sólo para diferenciarlos en la gráfica y no porque los electrones sean distintos.

2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información

Cursos en Internet •- - »


Podemos representar de la misma manera moléculas de oxígeno y de nitrógeno, tal como se encuentran en el aire, en ellas se comparten dos o tres pares de manera de completar ocho electrones en el último nivel. Así las moléculas de oxígeno y de nitrógeno adoptan la estructura electrónica del gas inerte neón.

Son ejemplos de sustancias que presentan enlaces covalentes: el agua, el oxígeno de! aire, el dióxido de carbono, el amoníaco, el metano, el alcohol etílico, la celulosa, etc.

Propiedades de las sustancias que presentan enlaces covalentes

Las sustancias con enlaces covalentes tienen un comportamiento diferente de las sustancias con enlaces iónicos. Esta diferencia en las propiedades permite distinguir el tipo de unión.

Así, por ejemplo, las sustancia con uniones covalentes: > son generalmente gases o líquidos a temperatura ambiente, > en estado sólido forman cristales blandos no iónicos, > generalmente son poco solubles en agua, > no son buenos conductores de la corriente eléctrica y > tienen bajo punto de fusión y de ebullición.

La unión covalente en sustancias polares

Una sustancia que posee moléculas de este tipo es el agua. El agua no conduce la comente eléctrica y disuelve compuestos iónicos y también compuestos polares.

El hidrógeno tiene un solo electrón en su última capa o nivel de energía; mientras que los átomos de oxígeno tienen seis electrones en esta última capa. Se puede interpretar la unión entre estos átomos para formar agua del siguiente modo: si se superponen las últimas capas de los átomos de hidrógeno con la última capa del átomo de oxígeno, éste la completa con ocho electrones. A su vez cada átomo de hidrógeno tiene completo su último nivel con dos electrones, que es la configuración electrónica del gas inerte helio.

En este caso, el átomo de oxígeno forma dos enlace covalentes, uno con cada átomo de hidrógeno, ya que se comparten pares de electrones.

Como en este caso los átomos son distintos, las fuerzas de atracción de los núcleos hacia los electrones son diferentes. El oxígeno, al tener más cargas positivas en el núcleo que el hidrógeno, hace que los electrones estén más cerca de él. Este tipo de molécula será un dipolo: una región será más positiva (donde se encuentran los átomos de hidrógeno) y la otra más negativa (la región del oxígeno).


Internet ca para Conservadores

En esta distribución de cargas el oxígeno no se apropia completamente de los electrones del hidrógeno, a pesar de ser la fuerza de atracción más intensa sobre los electrones.

La unión covalente en sustancias no polares

En el caso de las moléculas de cloro, como los dos núcleos tienen fuerzas equivalentes para atraer electrones compartidos, la molécula es no polar ya que las cargas están distribuidas homogéneamente. La atracción entre los átomos que forman la molécula es fuerte, pero ia atracción entre las moléculas no lo es. La cantidad de energía necesaria para separar dos átomos unidos de forma covalente es mayor que la necesaria para provocar la fusión y la evaporación del material.

Los compuestos macromoleculares y las uniones covalentes

Los materiales macromoleculares, porejempio: ia celulosa y el caucho son sólidos insolubles tanto en solventes polares como en no polares, y no conducen la corriente eléctrica.

En este tipo de compuestos se forman varios enlaces covalentes por cada átomo. La unión que se forma puede ser polar o no polar. En el caso de ¡a celulosa hay uniones jjolares. Mientras que en el caucho son no polares. En ambos casos los átomos unidos comparten pares de electrones completando su última capa.

J

trimonio Histórico y Sociedad Argentina de Informador

Ciase 8

Guía 8 Por ia naturaleza del tema en esta ciase no se propone una guía de

actividades prácticas.

Clase 8

Recapitulación personal y prueba espejo "El f u e g o s e a p a g a c o n f u e g o "

Antiguo lema homeopático

1) En la siguiente lista de propiedades marque las que correspondan a sustancias que presentan uniones covalentes:

<£> No forman cristales. / ^ 5 l Disueltos en agua conducen la comente eléctrica.

- sTiene bajo punto de fusión. - Forman cristales duros y quebradizos. - Se disuelven en agua.

2) La parafina es un material que tiene bajo punto de fusión, fundida no conduce la corriente eléctrica y no es soluble en agua. ¿Qué tipo de unión química suponen que existe entre sus átomos?

3) El agua es polar y por lo tanto no debería conducir la comente eléctrica. ¿Por qué se recomienda entonces no tocar los artefactos eléctricos con las manos mojadas?

4) Explique con sus propias palabras por qué es válida la regla general: lo semejante disuelve lo semejante.

5) Proponga pares de elementos que, cuando se unan, formen compuestos que no conduzcan la comente eléctrica en estado sólido, pero sí cuando están fundidos, y que no se disuelvan en t h i n n e r .

5\ ^


®Xr -i ^ C

i»

Cílascj 8

E n f o q u e

La celulosa, una macromolécula polar

La celulosa constituye la estructura de las paredes celulares de ias plantas terrestres y de algunas marinas. Es el resultado de la unión de un gran número de moléculas de glucosa formando largas cadenas lineales. La molécula de la celulosa es un poíísacárido fuertemente polar. Esto hace que, si bien los azúcares se disuelven en agua, la celulosa sea insoiuble en este solvente, como también en muchos otros. Esto se debe a que se generan intensas fuerzas entre las macromoléculas por los llamados enlace puente de hidrógeno.

Los enlaces covalentes entre las unidades de glucosa (monómeros) de una cadena de celulosa proporciona lo que se denomina la estructura primaria del polímero. Los enlaces entre las macromoléculas determinan la estructura secundaria.

Las cadenas se pueden alinear y unirse por uniones entre las moléculas en un gran número de puntos, por lo que dan origen a una estructura cristalina insoiuble. Como las cadenas son de distinta longitud, la celulosa presenta regiones cristalinas, altamente ordenadas y regiones amorfas menos ordenadas.

El agua, otros solventes y los agentes químicos causantes de deterioros rara vez penetran por la región cristalina, mientras que sí pueden entrar con facilidad en las regiones amorfas donde ias moléculas se orientan más al azar.

Mientras mayor sea la parte cristalina, más insoluole será el material y menos sensible al deterioro químico y biológico. Ei lino, que posee más del 90% de su estructura como regiones cristalinas, puede sobrevivir en ambientes más húmedos que el algodón que presenta un 60% de su estructura en forma cristalina. .,

QUÍT.ICI par- C ene rva r te *

Clase 9

I w l l c l w

Unió oes entre átomos


• La unión metálica. • Geometría de ias uniones.

Uniones químicas 4 L a sustitución d e l a p i e d r a , l a m a d e r a y e l

h u e s o p o r l o s m e t a l e s e s u n h e c h o t r a s c e n d e n t e I. Forbes

Los metales no son quebradizos, con ellos se pueden hacer láminas por simple martillado e hilos o alambres al ser estirados; es decir, son dúctiles y maleables. También presentan un brillo característico. Estas propiedades los distinguen de los compuestos iónicos y covalentes.

Además, los metales son buenos conductores del calor y de la electricidad y se convierten en iones positivos durante las reacciones químicas.

Por fusión de dos o más metales y su posterior enfriamiento se forman a l e a c i o n e s , como el bronce y el latón. Si la aleación es con mercurio se la llama a m a l g a m a .

La unión entre elementos metálicos

El análisis de ia estructura de ios metales -efectuada con la ayuda de rayos X - revela que éstos presentan una estructura ordenada y regular de átomos formando una red cristalina.

En la última capa de la corteza de los átomos metálicos podemos encontrar entre uno y tres electrones disponibles para que se establezcan enlaces que mantengan unidos a estos átomos en el cristal.

El enlace metálico se establece porque los electrones de la última capa se mueven libremente por toda la red de iones positivos que forman el mencionado cristal; estos electrones se denominan e l e c t r o n e s d e s l o c a l i z a d o s . Este movimiento

libre de los electrones entre los cationes del metal se efectúa de tal modo que en todo momento la cantidad de electrones promedio es la misma en cada sector del material.

Podemos afirmar entonces que al observar una hermosa mascarilla de oro incaica estamos viendo un enorme cristal de ese metal. Lo mismo sucede si se trata de una bella ánfora de bronce, un plato de peltre o la hoja de una espada de acero.

Esta particularidad -que los electrones pueden moverse libremente-permite explicar las propiedades mencionadas ai comienzo de esta clase. Por ejemplo: al no existir enlaces en direcciones definidas, la red puede ser deformada bajo la acción de fuerzas externas, lo cual permite explicar la maleabilidad y la ductilidad y permite explicar también que los metales sean buenos conductores de la corriente eléctrica.

Geometría de las moléculas

Al formar moléculas los átomos de los no metales se orientan en determinadas direcciones en el espacio. Estas orientaciones determinan la geometría de las moléculas.

Por ejemplo, ias moléculas de agua tienen una estructura polar por la asimetría entre ios átomos de oxígeno y los de hidrógeno al orientarse éstos en el espacio como muestra la figura:

La molécula de dióxido de carbono, que debería ser una molécula polar - ya que se encuentran unidos dos átomos de elementos distintos y por lo tanto con distinta cantidad de protones en el núcleo y la consiguiente diferencia en la atracción que ejercen sobre los electrones, como vimos en ia clase anterior- no tiene este comportamiento. Se trata de una molécula no polar. El motivo es la geometría de la molécula de este gas.

O

O 2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información 2

Como se ve en ei dibujo anterior, ios átomos de oxígeno se encuentran ubicados en forma simétrica, con lo que la diferencia de carga se compensa y la molécula, en vez de ser polar, es no polar.

En átomos que tienen más de un electrón en la capa exterior, éstos se repelen entre sí y por lo tanto las zonas en que pueden encontrarse quedan reducidas a determinadas regiones en el espacio, llamadas orbitales.

Por lo tanto, un átomo con más de un electrón exterior no forma enlaces en cualquier dirección sino en determinadas direcciones en el espacio, como se mostró con ias moléculas de agua y de dióxido de carbono.


lase 9

GUJ13 3

Obtención de un metal prehistórico: la metalurgia del cobre

I"*** I descubrimiento de los metales fue probablemente accidental. George l—"" Sarton en su libro H i s t o r i a d e l a c i e n c i a lo narra de este modo: "Había 9Lw> abundancia de minerales de cobre en la península de Sinaí; un nativo o un visitante egipcio, al cubrir el fuego del campamento con trozos de dicho mineral, pudo reducir parte de él y encontrar a la mañana siguiente brillantes pedacitos de cobre en el rescoldo".

Por primera vez en estas guías nos enfrentamos a una reacción química: la reducción del cobre que se encuentra oxidado (ha perdido electrones) a cobre metálico.

Materiales

• Un tubo de ensayo. • Una pinza de madera (un broche para sujetar la ropa puede servir). • Una pequeña cantidad de sulfato de cobre • Carbón vegetal.

Coloque en el tubo de ensayo, bien limpio y seco, un cuarto de cucharita de té de sulfato de cobre (CuS0 4 ) bien molido y un cuarto de cucharada de carbón vegetal (C), también finamente molido. Mezclar bien ambos polvos.

Con precaución pero sin miedo, en la llama de la cocina callente el tubo de ensayo.

Observe atentamente todos ios cambios que se produzcan durante esta acción.

Continúe calentando hasta que la masa que se encuentra en el fondo del tubo tome un color rojo cereza. Continúe calentando hasta que no sienta más el olor picante al desprenderse un gas (dióxido de azufre) producto de la combustión.

Deje enfriar y vuelque el contenido del tubo sobre un pape! blanco. Entre las partículas de carbón que no reaccionaron encontrará granulos de cobre metálico brillante que reconocerá por su color rojizo.

¿ p v ¿ ^ . j ¿ g A -^Í^ÍVU } rSg o/a-i i- r ¿pr- £ c ¿pulei oobr.^s y i/o ¿o&>$ -

' •'' " ' ' • ' l ' ' t¿¡ í^<'b'-Us-'S Co, / O S A - . ' - , : . - / « -S

©2003 Fundación Patrimonio Histórico v Sociedad Argentina de Información

C u r s Química Básica para Conservadores

Ciase 9

í^praDÍtulación nersonal v nrueba ©soeio

1) Represente gráficamente un modelo de metal (piénsenlo como un ordenamiento de peiotitas unidas) antes de aplastado y otro después de aplastarlo con un martillo. Explique estos dibujos con sus palabras para justificar el carácter maleable de los metales.

2) Escriba la ecuación de reducción del catión cobre con dos cargas positivas a cobre metálico.

3) Explique la diferencia entre: a) una unión iónica y una covalente, b) un cristal molecular y una red cristalina gigante.

I o o

6^ ° C O

C u • C o

y ~:-t 1 jtsJ±±^ . 5 <k Tk¡£r&**><'Y SíáW«-3

©2003 Fúndate ion Patrimonio Histórico y Sociodsd Araentinü do inforniQción

lursos en Internet Química Básica para Conservadores

C l o

Enfoque La estabilidad de ios metales depende de que se conserven sus

propiedades características. Generalmente la mayoría de ellos se oxidan superficialmente formándose una fina película de óxido que ios protege. La pátina que recubre ios objetos metálicos es esta capa de óxido que por lo general es coloreada y que en muchos casos, como en el cobre y sus aleaciones (el bronce y el latón), puede tener efectos estéticos.

La inestabilidad se reconoce por la presencia de manchas o incrustaciones minerales gruesas sobre el metal. En estas zonas se está produciendo una corrosión activa. La corrosión es ei efecto de cambios químicos y electroquímicos que se producen cuando ios metales vuelven al estado mineral del que se los obtuvo a través de la metalurgia.

(#)2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad .Argentina de Información

Rosario, 11 de agosto de 2004

Estimada Cecilia Buenas tardes, ¿Cómo estás? Vamos a ver esta clase:


Informe clase N° 8 Alumno: CECILIA M : Sabbatini

Fecha de entrega : 5 de agosto


1) En la lista marque las propiedades que corresponden a las sustancias que presentan uniones covalentes:

No forman cristales - X Disueltos en agua no conducen la corriente eléctrica - X Tiene bajo punto de fusión

Forman cristales duros y quebradizos Se disuelven en agua

M u y b i e n 2) La parafina es un material de bajo punto de fusión que tipo de unión suponen que existe entre sus átomos?

La parafina es una macromolécula de unión covalente no polar. Es un hidrocarburo acíclico saturado de poca afinidad, soluble en pocas soluciones. M u y b i e n 3) E l agua es polar y por lo tanto no debería conducir la corriente eléctrica. ¿Porqué se recomienda entonces no tocar artefactos eléctricos con las manos mojadas?

Porque más allá de que sea una unión covalente no polar, el agua sigue siendo conductora de corriente eléctrica, sobretodo en corriente alterna y depende de la masa que hace el individuo. No ocurre lo mismo en corriente continua. E l a g u a p o t a b l e no es a g u a p u r a p o r tener sales d i s u e l t a s que se e n c u e n t r a n i o n i z a d a s y son l a s que c o n d u c e n l a c o r r i e n t e eléctrica sea c o n t i n u a o a l t e r n a . 4) Explique la regla lo semejante disuelve lo semejante.

Esto sucede porque hay en común semejanzas que hace que un material sea soluble en otro al compartir elementos, o carga eléctrica, que sumado al factor tiempo, termina dando como resultado la disolución. M u y b i e n

5) proponga pares de elementos que sólidos no conduzcan la corriente eléctrica, pero si fundidos y no se disuelvan en Thinner. Fósforo - Yodo Azufre - Selenio Oxígeno - Flúor

M u y b i e n Bueno p a r e c e que t e r m i n a m o s p o r hoy. H a s t a p r o n t o . M a r i o


Clase 10

Ficha 10

A ia búsqueda de cambios químicos


• Cambios físicos y cambios químicos • Reacciones químicas. • Sustancias, formulas y ecuaciones .

C u a n d o t o d o c a m b i a ¿qué c a m b i a ?

Los materiales con los que están hechos los objetos que nos rodean, incluidos los que forman parte de nosotros mismos, están sometidos a cambios constantes. Comprender los distintos tipos de cambio en la condiciones de los materiales es importante para el trabajo de los conservadores.

El deterioro que sufren los objetos que los lleva a necesitar un tratamiento de conservación como todos sabemos es el resultado de diversos cambios. Estos pueden provocarse en distintas circunstancias: manipulación, traslados, condiciones de humedad, contaminación atmosférica, diversas intervenciones de limpieza y restauración, etc.

Desde el punto de vista de la conservación estos cambios pueden ser clasificados en físicos y químicos.

Los cambios físicos implican reordenamiento de las moléculas sin que cambie su estructura. Muchos de los tratamientos de conservación son cambios físicos. Por ejemplo, cuando se quita el polvo de un objeto, en este caso se está moviendo dicho polvo de un lugar a otro. También ocurre un cambio físico cuando se adhieren dos telas con cera para dar mayor resistencia a un cuadro. En este caso se forra la parte trasera del lienzo de una pintura con otro lienzo usando la cera como un adhesivo termoplástico. Al calentarla, ésta fluye y puede ser distribuida de forma pareja sobre las telas que, a su vez, la absorben. Al secarse las moléculas de cera dejan de desplazarse, solidificándose y manteniendo unidos los lienzos firmemente.

© 2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información i


Los cambios químicos implican el reordenamiento de los átomos que forman las moléculas de una sustancia originándose nuevas moléculas de otra sustancia. Los átomos de la plata, por ejemplo, se combinan con los sulfuras presentes en el aire opacando su superficie y originando una pátina oscura de sulfuro de plata color negro. Otro ejemplo es la corrosión del hierro, como vimos en una clase anterior.

Reacciones químicas

Una reacción química es un fenómeno químico en el cual una o más sustancias dan origen a otra u otras sustancias de propiedades diferentes a la de las sustancias originales. Las sustancias de las que se parte reciben el nombre de r e a c t i v o s . Las sustancias que se forman como consecuencia de la reacción química se denominan p r o d u c t o s .

En una reacción químicá~se produce un reordenamiento de los átomos que forman parte de los reactivos para originar los productos, conservándose la cantidad y calidad de los átomos presentes. Así, por ejemplo si a un trozo de mármol o de piedra caliza (carbonato de calcio) se lo calienta fuertemente, se observa la aparición de un gas, el dióxido de carbono y de un sólido, el óxido de calcio. El carbonato de calcio es, en este caso el único reactivo y el dióxido de carbono y el óxido de calcio son los productos. Podemos esquematizar el proceso como se muestra a continuación:

REACTIVOS PRODUCTOS

Carbonato de calcio — • Dióxido de carbono y óxido de calcio

Calor

C a C 0 3 • C 0 2 + CaO

Cuando decimos que se conserva la calidad y cantidad estamos indicando que se conservan los átomos de calcio, carbono y oxígeno. Antes de la reacción una molécula de carbonato de calcio está formada por un átomo de calcio, un átomo de carbono y tres átomos de oxígeno. Después éstos mismos átomos aparecen en la misma cantidad, pero agrupados de modo distinto en los productos: un átomo de carbono y dos de oxígeno en el dióxido de carbono y un átomo de calcio y el restante átomo de oxígeno en el óxido de calcio. Al completarse la reacción en los productos están presentes los mismos átomos y en la misma cantidad que en los reactivos.

Desde el punto de vista elemental y general resulta útil dividir las reacciones en los siguientes tipos:



Reacciones de COMBINACION

Son aquellas donde a partir de dos sustancias distintas se forma una sustancia de mayor complejidad que las de partida. Se incluyen en este caso las llamadas reacciones de síntesis que son aquellas donde se forma una sustancia a partir de los elementos que la constituyen, como es el caso de la oxidación del hierro.

° o

- Reacciones de DESCOPOSICION

Una única sustancia da lugar a otras más sencillas, simples o compuestas; como en el caso de la descomposición del mármol por acción del calor.

CB O +

- Reacciones de REEPLAZO, SUSTITUCION o DESPLAZAMIENTO

Un elemento reacciona con un compuesto desplazando un átomo o conjunto de átomos presentes en ese compuesto; como es el caso de las cúpulas recubiertas con planchas de cobre o las estatuas donde en su composición entra este material, que lentamente se van cubriendo de una capa de color verde (verde pompeyano) de carbonato de cobre que se forma cuando este elemento está expuesto al aire húmedo.

+ o# CP

- Reacciones de DOBLE SUSTITUCION

Átomos pertenecientes a dos sustancias compuestas se sustituyen mutuamente.

+ cm

©2003 Fundación Patrimonio Histórico y i Argentina de información

m m HUI Cursos en Internet Química Básica para Conservadores

Fórmulas y ecuaciones químicas

Así como los elementos químicos se representan por símbolos, las sustancias se representan por fórmulas. Las sustancias tienen una composición química constante. El agua, por ejemplo, siempre está formada por hidrógeno y oxígeno en una proporción de dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno. La conocida fórmula del agua es entonces: H2O. El oxígeno y el hidrógeno forman otro compuesto distinto del agua: el agua oxigenada, donde la proporción de hidrógeno y oxígeno también es distinta. En este caso dos átomos de oxígeno se unen a dos átomos de hidrógeno por lo que su fórmula es: H2O2 - * ^ ü a

El agua es un compuesto molecular por lo tanto su fórmula representa u n a molécula d e e s a s u s t a n c i a . Cuando se habla de las fórmulas de estas sustancias moleculares se las llaman fórmulas m o l e c u l a r e s . En éstas se escriben los símbolos de los elementos que la constituyen y la cantidad de átomos de cada uno de esos elementos presentes en la sustancia. Por eso la fórmula del sulfato cúprico que está formado por un átomo de cobre, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno es: C u S 0 4 .

La fórmula de los compuestos iónicos, al igual que la de los moleculares, representa la proporción de los dos tipos de iones (positivos y negativos) que forman la sustancia iónica. Por ejempio, el óxido de hierro III se representa por: Fe2C>3 ya que está formada por dos cationes hierro y tres aniones oxígeno. La cantidad de cargas negativas debe ser igual a la cargas positivas. Como el hierro puede perder dos o tres electrones, cuando se oxida sus cationes pueden sen F e 2 + o F e 3 + . El oxígeno se reduce perdiendo siempre dos electrones, por ello el anión oxígeno siempre es O2". En el caso del óxido de hierro III, el oxígeno se combina con el catión F e 3 + . Como el hierro pierde tres electrones y el oxígeno sólo captura dos, sobra un electrón que es capturado por un segundo átomo de oxígeno, el cual también captura otro electrón de un segundo átomo de hierro que también pierde tres electrones. Los dos electrones restantes son capturados por un tercer átomo de oxígeno y de este modo se forma el cristal correspondiente con una estructura mínima: Fe2Ü3.

Otras combinaciones de iones que representan la composición de sustancias iónicas son, por ejemplo el CuSCV (sulfato de cobre II), AI2O3 (óxido de aluminio III), o CaC03 (carbonato de calcio II). En estos casos vemos que dos compuestos tienen iones que son un conjunto de átomos unidos con uniones covalentes entre sí, donde hay un exceso de electrones que los transforma en aniones como el (S0 4 ) 2 " llamado radical sulfato o el (CO3)2" llamado radical carbonato.

A los metales los representamos simplemente por sus símbolos, por ejemplo: al calcio, como Ca; al aluminio, Al, etc.

Así como a los elementos se los representa por símbolos y a las sustancias porjórmulas, también existe una manera de representar las reacciones químicas. Éstas se representan por e c u a c i o n e s químicas.

• t -f— ' l '



Las ecuaciones químicas muestran la calidad y la cantidad en que los reactivos se combinan, así como la calidad y la cantidad de los productos de la reacción.

La experiencia demuestra que en las reacciones químicas se conserva la masa. Justamente ésta se conserva porque se conservan los elementos que forman las sustancias que intervienen en la reacción.

Al escribir una ecuación química se tiene en cuenta: 1) Escribir las fórmulas de cada uno de los reactivos del lado izquierdo de la

ecuación, separados por un signo de adición (+) y precedido por un coeficiente que indica el número de moléculas o unidades fórmula de compuestos iónicos o de metales de las respectivas sustancias.

2) Representar los productos de la reacción de un modo análogo a como se procedió con los reactivos, pero ubicados del lado derecho de la ecuación.

3) Separar los reactivos de los productos con una flecha, un símbolo de igual, una raya o una doble flecha.

Por ejemplo, en la reacción de descomposición del carbonato de calcio escribimos:

i

C a C o 3 • CaO + C 0 2

Calcio r ^ l ^o COjWa. C f r ^ ' o - +

Si queremos representar la oxidación del hierro escribiremos:

4 Fe + 3 O2

\/^ Coeficientes que indican la cantidad de moléculas, unidades fórmula de compuestos iónicos, etc. de los reactivos que se combinan.

Una ecuación química es en realidad una igualdad de masas de reactivos y productos intervinientes en la reacción química y de la cantidad y calidad de átomos en unos y otros.

F e 2 0 3

© 20u3 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información 5


Clase 10

Guía 10

A la búsqueda de cambios químicos

C a m b i a l o s u p e r f i c i a l c a m b i a también l o más p r o f u n d o

c a m b i a e l m o d o d e p e n s a r c a m b i a t o d o e n e s t e m u n d o .

Julio Numhauser

¿Analizamos algunos cambios?

Les proponemos ahora provocar algunos cambios.

Materiales

• Dos trocitos de plomo (un trozo de caño de cañería de sanitarios). • Un poco de sulfato de cobre. • Un poco de bicarbonato de sodio. • Dos tubos de ensayo. • Una pinza de madera. • Un clavo. • Un martillo. • Un cuchillo. • Una lata de conservas lo más chica posible (como las de picadillo). • Una pinza o tenaza.

De todas las sustancias solicitadas reserve una porción como testigos.

Observando atentamente las sustancias propuestas (el plomo, el sulfato de cobre y el bicarbonato de sodio) haga una lista de las propiedades específicas que pueda determinar de cada una de ellas.

©2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina, de información 6


Cambio 1

Realice todos los cambios que pueda hacer sobre las sustancias propuestas usando solamente las manos o las herramientas (martillo, cuchillo, clavo, etc.).

Registre sus observaciones.

Trate de vinculado con lo estudiado.

Cambio 2

Para este cambio va a necesitar algún molde, como ser una tapita de cerveza, lo importante es que sea de metal.

Precaución: p a r a evitar posibles problemas por salpicaduras coloque el molde sobre una madera.

Presione la latita de conserva, bien limpia y seca, hasta hacerte una especie de pico. Coloque en ella trozos de plomo y caliente en la homalla de la cocina.

Precaución: el plomo funde a 327,5° C. Por ello hay que prevenir accidentes o salpicaduras teniendo todo preparado y a la mano. Es importante que no participen de esta actividad niños pequeños.

Una vez fundido el plomo, sujete la lata con una pinza y vuelqúelo en el molde con muchísimo cuidado.

Ahora debe dejar que se enfríe y recién después desmoldar.

Indique a continuación todo lo que crea conveniente.

Cambio 3

En esta actividad vamos a obtener carbonato de cobre.

Disuelva en un tubo de ensayos con un cuarto de agua una pequeña cantidad de sulfato de cobre (la punta de una cuchara). En otro tubo disuelva en la misma cantidad de agua una pequeña cantidad de bicarbonato de sodio (NaHC0 3 ) .

©2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información 7

Mezcle ambas soluciones. Anote lo que observa.

Caliente en ia hornalla el tubo tomándolo con la pinza de madera hasta su ebullición.

Registre lo que sucede.

Continúe calentando hasta que el líquido sobrenadante quede claro.

Deje reposar el líquido unos quince minutos y con cuidado decante eliminando cuidadosamente el líquido sobrenadante.

Habrá obtenido de este modo el carbonato de cobre (CuC0 3 ) .

La ecuación correspondiente es:

C u S 0 4 + 2 N a H C 0 3 C u C 0 3 + N a S 0 4 + C 0 2 + H 2 0 •

Describa el resultado de la experiencia.

Cambio 4 Ahora y por último vamos a obtener óxido de cobre.

Ponga a calentar suavemente el tubo de ensayos en el que tienen el C u C 0 3

que obtuvo en el cambio anterior. Este calentamiento tiene por objetivo secar el precipitado por lo que debe ser suave.

Una vez seco, continúe calentando. Observe los cambios.

El sólido negro es el CuO.

C u C 0 3 • CuO + C 0 2


Cursos en Internet Química Básica para Conservadores • • • -

Clase 10


1) Observe a su alrededor y trate de encontrar un cuerpo que esté cambiando mientras lo observa. ¿Qué es? ¿Qué cambio advierte?

2) Piense en su trabajo y los cambios que se provocan mientras lo realiza. ¿Qué tipo de cambios son más habituales en sus tareas: los físicos o los químicos?

3) Trate de encontrar algo que no sufra cambios bajo ninguna circunstancia ¿Qué es? Fundamente.

4) Clasifique los tipos de cambios realizados en la guía. 5) Observando las ecuaciones de la guía, indique a qué clase de reacción

pertenecen

•

•

-

-v<..a

Cu c o

© 2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información


Ciase 10

Enfoques

Cómo ocurren las reacciones químicas

Vimos que los cambios químicos provocan un reordenamiento de los átomos que formaban determinadas sustancias, produciendo otras totalmente diferentes a las de partida.

En estas transformaciones, lo que notamos es un cambio en las propiedades específicas de las sustancias originales.

Cuando las sustancias reaccionan entre sí siempre interviene alguna clase de energía. Para muchos cambios es necesario calentar los reactivos; éste calentamiento hace que las partículas (átomos, moléculas o iones) se muevan cada vez con mayor velocidad, con lo que aumenta la posibilidad de que ocurran colisiones, impactando fuertemente. Cuando las partículas colisionan pueden quedar adheridas o romperse en fragmentos más pequeños. Estos fragmentos pueden recombinarse formando partículas de nuevas sustancias.

Esta imagen de partículas en constante movimiento y cuya rapidez aumenta con el aumento de la temperatura, explica por qué la mayoría de las reacciones químicas se hacen lentas cuando ia temperatura disminuye y se aceleran cuando se incrementa.

Cuando las colisiones entre partículas son altas, comienzan a partirse originándose una gran variedad de nuevas partículas más inestables que las originales, libres para combinarse y originar nuevos tipos de sustancias más estables que las originales y con más posibilidades de resistir las colisiones.

Como conservador ahora podrá comprender por qué si las instrucciones de un tratamiento químico para un objeto recomiendan una temperatura de trabajo es necesario respetarlas. Por otra parte, la reacción propuesta puede ser demasiado rápida para poder controlarla o producir reacciones o efectos no deseados.

©2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de inforn ;ion 10

Rosario 16/08/04

Buenos días Cecilia ¿cómo estás? Por aquí llueve así que mejor que comentarte tu clase.





1) represente gráficamente un modelo de metal antes de aplastarlo y luego. Explique estos dibujos para justificar el carácter maleable de los metales.

Mientras el modelo se mantenía armado el metal conserva sus cualidades y su volumen intactos, al martillado se reduce su volumen, su capacidad de soporte y resistencia. No debe ser maleable, pero hay propiedades físicas que se adhieren posterior al golpe la ductilidad del mismo no tiene que ver con el volumen aplastado. Realmente lo que ocurre al martillar es un cambio en la forma del metal ya que como los átomos que componen la estructura pueden cambiar de posición por que las uniones no son fijas por los electrones libres permitiendo que los átomos se desplacen. Cambiando de posición sin que haya un cambio muy grande de volumen.

2) Escriba la ecuación de reducción del catión cobre con dos cargas positivas a cobre metálico.

Cu i+ - Cu 2+ + 7e+ C u 2 + + 2e" = Cu

3) Explique la diferencia entre a) unas unión iónica y una covalente, b) un cristal molecular y una red cristalina gigante.

a) La unión iónica es una atracción eléctrica entre iones de signo contrario . Es electrovalente por la pérdida o ganancia de electrones. En cambio la unión covalente es un a fuerza de atracción que mantiene unidos dos átomos.

Muy bien b) Un cristal son iones que se acomodan formando estructuras de átomos regulares y ordenadas,

pero la red cristalina es una estructura regular y ordenada que se da en los metales donde los electrones pueden moverse libremente por la red de Iones positivas que forma el cristal.

Muy bien Observación experiencia de cristales

Inicio de la experiencia 22 de julio, luego de la colocación a baño maría de la solución de sulfato de cobre, se colaron las aguas madres y el excedente de sulfato aún sólido, posteriormente y según las indicaciones dadas se dejó evaporar el agua lentamente colocando el otro plato a unos 5 cm separado por dos varillas de madera. A l cabo de un par de días la solución comenzó a decantar hacia el fondo pequeños cristales, apenas

Rosario, 16/08/04 Hola, nuevamente yo. ¿Vemos la clase?



Fecha de entrega: 13 de agosto


1) Observe un cuerpo y describa que cambio advierte. Una gota de Agua, como punto de partida cabe destacar que esta se adapta al envase que la contienen en este caso sobre una superficie lisa y casi impenetrable como el vidrio, la gota al estar expuesta a temperatura ambiente sin exposición al calor puede permanecer varias horas en el mismo estado hasta que se evapore, sin mover la superficie bajo ningún aspecto. A excepción que si aumenta la temperatura y el lugar en el que se halla ubicada permite que el proceso de evaporación sea más rápido por la presencia del sol o una fuente de calor cerca Lo mismo ocurre si se expone a temperaturas extremas como el frío donde en un primer momento se observarán gotitas de rocío pequeñas que luego se las enfría más dejarán hielo en la superficie.

2) Piense en su trabajo y en los cambios que se producen.

Por lo general ambos cambios ser producen desde los físicos hasta los químicos, claro que muchas veces es notablemente visible el cambio físico, pero esto no quiere decir que el químico no exista, sino que no se comprueba a simple vista, aunque uno sepa que sucedió. En general este se produce cuando mezclamos sustancias produciendo reacciones.

3) Trate de encontrar algo que no sufra cambios bajo ninguna circunstancia.

El vidrio es un material que una vez solidificado no sufre cambio excepto mecánicos al ser golpeado, fracturado, o trillado, estos hechos se suceden por tensión superficial o ubicación inadecuada del material en un objeto por ejemplo un cuadro, un revestimiento en una mesa. Aún si se produce la fractura, las partículas más pequeñas siguen conservando las mismas características de su condición anterior, ya que no sufre cambios químicos sino físicos, ya que tanto el frío, el calor, el agua, el fuego mismo no pueden modificarlo, excepto que se vuelva a colocar el material en un horno de fundición, donde es probable gran pérdida del mismo luego de esta intervención. El vidrio como es un material de altísima viscosidad aparentemente no presenta cambios pero a lo largo de mucho tiempo si se notan por ejemplo los vidrios de los vitreaux de la catedral de Chartres que con el tiempo paren que se han escurrido hacia abajo. Muy buen trabajo 4) Clasifique los cambios realizados en la guía

En las experiencias de cambio 1 y 2, los cambios ( valga la redundancia) son físicos- mecánicos. En las experiencia 3 y 4, por el contrario son cambios químicos que implican Reacción ya que se conserva la masa inicial para dar origen a una nueva sustancia.

Bueno el resumen 5) Observando las ecuaciones indique que clase de reacción es: De acuerdo a las ecuaciones, tanto el Carbonato de Cobre, CuCo3 es una Reacción Química Y el Oxido de Cobre, obtenido también.

El caso del carbonato de cobre es una descomposición que origina el óxido de cobre negro.

Ahora sí me despido hasta la próxima, afectuosamente.

visibles. Seis días después el nivel del agua bajó considerablemente hasta dejar en los bordes del plato algunos cristales ramificados sin formar aún una estructura geométrica definida. Luego de trece días de la prueba inicial finalmente el nivel del agua se evaporó totalmente dando como resultado en la superficie del plato una serie de cristales, el más grande una longitud de 5 cm, 2 cm de ancho y 1 cm de alto. En todos la forma geométrica arrojada fue romboidal, siendo a su vez cóncavos con estructura cristalina. Algunos de ellos son muy finos en espesor y casi incoloros cuya tonalidad es celeste, en cambio otros son más gruesos casi azules, los cortes de sus lados y vértices son perfectos y lisos. Solo cuando hay superposición de algunos de ellos los cortes no son perfectos y son más débiles sus lados. Se observó en general que todos los cristales presentan las mismas características, excepto los que se hallan en los bordes que se conservan ramificados teniendo un lado en común. De todas maneras se vuelven a colocar los cristales del borde en observación, a fin de esperar nuevos resultados.

Muy bien buenas las observaciones.

Bueno llegamos al final Por que todo tiene un final como dice la canción.

Nos leemos.

Mario

Clase 11

F u m M M

¡ c h a 1 1

Agrupando sustancias: la funciones químicas Contenidos temáticos

• Las funciones químicas • Óxidos e hidruros • Concepto de valencia • Nomenclatura

' V e n g a d e l a i r e o d e l sol,..''" Antiguo gingie de 1950

Las sustancias pueden agruparse en inorgánicas y orgánjcas., Para estas dos categorías rigen en general los mismos1 principios" y"Téyés"de la química. Para facilitar su estudio se mantiene esta clasificación aunque no hay motivos reales para hacerlo.

Para clasificar las sustancias podemos adoptar distintos criterios, por ejemplo: según su composición, en simples y compuestas; según su procedencia, en minerales, animales o vegetales; según su estado, en sólidas, líquidas o gaseosas. En química se prefiere agrupar las sustancias según su función química. o La función química está vinculada con la composición y con ciertas p r o p i e d a d e s específicas de las sustancias como la solubilidad, la temperatura de fusión o la capacidad de reaccionar con otras sustancias.

Las funciones inorgánicas son: los óxidos, los hidruros, los hidróxidos o bases, los ácidos y finalmente las sales.

Las funciones orgánicas a grandes rasgos se pueden agrupar en: oxigenadas como los alcoholes, halogenadas como los cloruros de acilo, nitrogenadas como las aminas, azufradas como los tío-derivados.

En este curso prestaremos principalmente atención a las funciones inorgánicas.

© 2 0 0 3 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información


Funciones inorgánicas

Los óxidos

El elemento más abundante de la tierra, presente en la totalidad de la misma (la atmósfera, la hidrosfera, la corteza terrestre, sin olvidar los seres vivos) es el oxígeno.

El oxígeno se combina con la mayoría de los elementos formando una importante cantidad de sustancias. Los óxidos son un tipo de sustancia que posee oxígeno y otro elemento en su composición.

Son óxidos, por ejemplo: el agua, el dióxido de carbono, la cal viva, la arena.

Los óxidos, según provengan de metales o no metales, pueden presentar uniones iónicas o covalentes en su estructura. Se los puede agrupar en óxidos ácidos o anhídridos, a los que resultan de la unión del oxígeno con un no metal y óxidos básicos, o simplemente óxidos, a los que se forman a partir de la combinación con un metal.

La mayoría de los óxidos son sólidos aunque existen líquidos como el agua o gaseosos como el dióxido de azufre.

Para construir las fórmulas de distintas sustancias, incluidos los óxidos, se usan varios conceptos, uno de ellos es el de valencia. Vimos que las uniones químicas entre átomos ocurren cuando dos o más de ellos toman, ceden o comparten electrones, para completar la configuración electrónica del gas inerte más próximo.

Valencia es el número de electrones que un átomo de un elemento toma, cede o comparte cuando se combina con otro u otros átomos.

P o r e j e m p l o : En el agua, cuya fórmula es H 2 0 , el hidrógeno tiene valencia 1 y el oxígeno

tiene valencia 2. En el dióxido de azufre, cuya fórmula es SO2 el azufre tiene valencia 4 y el

oxígeno valencia 2.

Nota: Lo correcto es hablar de estado de oxidación o número de oxidación de un elemento, que resulta equivalente a la valencia, pero indicada con signo + o -. Por motivos de simplicidad en este curso usaremos el concepto de valencia.

Regla práctica para escribir fórmulas químicas de compuestos binarios

Para escribir fórmulas de compuestos binarios (que son los formados por dos elementos, por ejemplo el agua, formada por oxígeno e hidrógeno) se colocan los símbolos de los elementos y luego como subíndice los números que resultan de intercambiar sus valencias, simplificando cuando sea posible.

Por ejemplo: en el óxido de calcio (cal viva) se unen el oxígeno (O) valencia 2 con el calcio (Ca) valencia 2.

©2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información


C a 2 0 2 = C a O

Note: cuando el subíndice es 1 no se coloca.

En el agua se unen el oxígeno con valencia 2 y el hidrógeno (H) con valencia 1.

H 7 0

subíndice

En el óxido férrico u óxido de hierro III, el hierro (Fe) actúa con valencia 3 y el oxígeno, con valencia 2

F e 2 0 3

Nomenclatura de los óxidos

Para nombrar los óxidos de los elementos metálicos (óxidos básicos) se antepone la palabra óxido al nombre del metal y a continuación se emplean números romanos para indicar la valencia del metal, en el caso de que el metal presente varia valencias. Así por ejemplo:

El hierro presenta dos valencias 2 y 3. En el óxido de hierro III está actuando con valencia 3 y en óxido de hierro II con la valencia 2. El calcio tiene una sola valencia que es 2, por lo que simplemente se dice óxido de calcio.

Para el caso de los óxidos los elementos no metálicos (óxidos ácidos) no se emplean números romanos; en cambio, las proporciones en que figuran los distintos elementos se indica por medio de un prefijo griego que se antepone al nombre del elemento al cual se refiere. Así por ejemplo:

Al CO se lo llama monóxido de carbono. Al N 2 03se lo nombra trióxido de dinitrógeno. Al CI2O5 se lo denomina pentóxido de dicloro.

Los peróxidos son óxidos particulares en los que los átomos de oxígeno intercambian una valencia entre sí. Como es el caso del agua oxigenada.

H 2 0 2

H O I

H O

© ¿003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información

Cursos en Internet

Los hidruros

Los metales reaccionan con cierta facilidad con el hidrógeno, dando como resultado los h i d r u r o s . Por ejemplo: el hidruro de calcio (CaH 2) o el cloruro de hidrógeno (HCI).

Aquí también se aplican las reglas para escribir las fórmulas de los compuestos binarios ya que los hidruros y los hidrácidos lo son, con la salvedad de que las fórmulas de los hidruros metálicos comienzan con el metal y las de los no metálicos con el hidrógeno.

Para nombrar los hidruros metálicos se antepone la palabra hidruro y a continuación el metal, como ser: hidruro de sodio (NaH).

En los hidruros no metálicos se indica primero el no metal, cambiando la terminación del nombre por u r o y a continuación, el hidrógeno. Por ejemplo: cloruro de hidrógeno (HCI).

•

© 2 0 0 3 Fundación Patrimonio Histórico v Socifiriad Araentina de Información


Clase 11

Recapitulación personal y prueba espejo 1. Sabiendo que las valencias en determinados óxidos son: 2 para el

magnesio y 6 para el azufre, indique las fórmulas de los posibles óxidos. 2. ¿Cuáles serán los nombres de los óxidos anteriores, sabiendo que la

valencia del magnesio es única y que el azufre tiene otra dos 2 y 4? 3. Escriba las fórmulas del óxido de hierro II y del trióxido de dicloro. 4. Conociendo las siguientes fórmulas, ¿cuáles serán sus nombres

respectivamente: FeO y N2O5? 5. Clasifique los óxidos anteriores en básicos y ácidos.

2 j QX\ c í o «4 / 4 é ^ s * % v ^ .

O >'i ¿ o ' S I M f t>vf( ¿ J O -

\ •

í e o

© 20Q^y¡p§ac\pn_> Pat^mor^ior+4istórico y Sociedaá^Argentina de°lr

Olass 11

Guía 11 Comenzando a agrupar sustancias: las funciones químicas

En la experiencia de la metalurgia del cobre se desprendía un gas de olor picante el S 0 2 . ¿Con qué valencia estará actuando el azufre si la valencia del oxígeno es 2?

En ia clase 10 obtuvimos óxido de cobre por descomposición del carbonato de cobre obtenido en una etapa anterior. Observando la fórmula, ¿con qué valencia está actuando el cobre si la valencia del oxígeno, como todas las otras veces, es 2? ¿Qué otro óxido se forma? ¿Por qué no se lo verá?

En las cuestiones anteriores ¿cuáles son óxidos ácidos y cuáles básicos?

La formación de herrumbre

Materiales

• Un plato sopero • Un trocito de madera • Un vaso alto • Un poco de lana de acero

Coloque agua en el plato sopero hasta la mitad. Coloque el trocito de madera y sobre él, una pequeña cantidad de lana de acero humedecida. Tape el trocito de madera con un vaso invertido y déjelo reposar algunos días.

Registre y describa todos los cambios que pueda observar.

¿Puede dar algunas explicaciones de io que va sucediendo?

Cursos en et Química Bás ica para Conservadores

Clase 11

E n f o q u e s

La clasificación de las sustancias

Vimos que no hay un motivo real para diferenciar las sustancias orgánicas de las inorgánicas. Entonces, ¿de dónde surge está diferenciación?

Hasta comienzos de! siglo XIX se pensaba que sólo las plantas y los animales podían producir los compuestos que elaboran y que las componen. Para esto se había construido una teoría que se basaba en una misteriosa fuerza v i t a l , presente sólo en los reinos vegetal y animal; por la cual las células de los organismos vivientes eran ias únicas que podían sintetizar los llamados compuestos orgánicos.

En el año 1828 Friederich Wóler logró sintetizar en su laboratorio una sustancia orgánica a partir de sustancias inorgánicas: la urea, sustancia que se encuentra en la orina de los seres vivos y era usada extensamente como fertilizante en aquella época. Este trabajo dio por tierra con la teoría de la fuerza vital. A partir de entonces se abrió todo un campo de investigación que permitió confirmar la unidad de la naturaleza y por lo tanto de la química.

S) 2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información

27 de agosto de 2004. Rosario

¡Hola Cecilia!

Espero que te encuentres bien.

Veamos

Informe clase N° 11



1) - Indique las fórmulas de los posibles óxidos. Magnesio 2

02 + Mg2 = Mg03 O2 + 2 Mg === 2 M g O no te olvides de que hay que intercambiar las valencias y simplificar si son pares.

Azufre 6

S + 02= S0 2

2) - ¿ Cuáles son los nombre de los óxidos anteriores?

Óxido de Magnesio

Óxido Sulfúrico Dióxido de azufre

3) - Escriba las fórmulas del óxido de hierro II y del tritóxido de dicloro.

Hierro II FeO Fe + O

Trióxido de dicloro C1203 2 c l 5 + 3 0 2

M B 4) - ¿Cuáles son los nombres respectivos ? FeO . Óxido Ferroso Oxido de hierro II

N205: Óxido Nitroso pentóxido de dinitrógeno.

5) - Clasifique los óxidos anteriores en básicos o ácidos.

Óxido ferroso, Básico Óxido Nitroso, Acido Trióxido de Dicloro, Ácido Óxido de Magnesio Básico M B

La experiencia de la lana de hierro y el agua está en proceso, por eso no se ha enviado. Una vez finalizada se realizará el envío correspondiente.


Alumno: CECILIA M : Sabbatini

Bueno la espero la próxima. Hasta prontito. Mario

W ^ m jWBt j*ssa* ¡ffnt SPS * a • i * T » ffi* JrTfc H | .#

9 ácJk ^"ül sz¿ S JÉL»

i lvi>l l o l I Z.

I • # f • ^ * • I •vicio lUl iulUIlt?o• a u l U U o y U d o c ^


• Ácidos. • Bases. • ionización. • Ionización del agua.

Los ácidos y las bases

Cotidianamente utilizamos con frecuencia sustancias que pertenecen a clQ£_ -üpos, fundamentales de compuestos químjcos: los ácidos y las izases.); Muchos frutos y alimentos contienen ácidos: él limón y la naranja, por ejemplo, contienen ácido cítrico; el vinagre, ácido acético. El ácido clorhídrico (HCI) es uno de ios representantes mejor conocidos de los ácidos inorgánicos (también llamados ácidos minerales). Otros ácidos inorgánicos de interés industrial son los ácidos sulfúrico (H2-SO4), nítrico (HN0 3) y fosfórico (H 3 P0 4 ) . Entre las bases que utilizamos frecuentemente podemos citar el amoníaco, que se encuentra en forma de hidróxido de amonio (NH 4OH) en muchos productos destinados a la limpieza y ei hidróxido de sodio (Na OH) que es empleado para desengrasar objetos y destapar cañerías.

Los ácidos y ias bases, a pesar de poseer características muy diferentes, son dos tipos de compuestos estrechamente relacionados entre sí, como veremos en esta clase.

T13CiGf1

El carácterácido de una sustancia está vinculado con la presencia de hidrógeno en su molécula. Por lo genera!, ios ácidos poseen cierto sabor agrio característíco7 pueden reaccionar con algunos metales y son buenos conductores de la electricidad en solución acuosa.

Un ácido es toda sustancia que en scjución acuosa cede cationes H + . Esto significa que un ácido, cualquiera sea su composición, en solución

acuosa sufrirá un proceso en el que se separarán cationes hidrógeno y aniones llamado ionización. Los aniones pueden ser un no metal o un grupo formado por no metales y oxígeno llamados radicales ácidos.

El proceso de ionización se puede representar del siguiente modo:

HCI

H N 0 3 1

H2SO4

Por lo visto, los ácidos pueden o no contener oxígeno en sus moléculas, pero siempre deben contener hidrógeno.

Los ácidos se pueden obtener por diferentes procesos químicos. El método más sencillo consiste en tratar los óxidos ácidos con agua. Por ejemplo, el trióxiodo de azufre se combina con el agua para dar el ácido sulfúrico.

S 0 3 + H 2 0 — • H2SO4

Este ácido era conocido desde fines de la Edad Media como aceite de vitriolo o ácido sulfúrico fumante. Las lluvias acidas son un ejemplo de formación de ácidos, como el nítrico, el sulfúrico y ei carbónico, a partir de sus óxidos correspondientes, presentes en la atmósfera como resultado de la actividad industrial.

Las bases

Las bases o hidróxidos son sustancias que en solución acuosa ceden aniones hidroxllo ( OH").

En general, poseen sabor amargo característico, resultan resbalosas al tacto y son buenas conductoras de la electricidad en solución acuosa.

• H + + c r

H + + N0 3 "

*• 2H + + SO4"


Cursos en internet Química Básica para Conservadores

Para que una sustancia actúe como una base tiene que disociarse en aniones hidroxilo (también llamado oxidrilo) y, por lo general, en un catión metálico. •—

El proceso de ionización se puede representar del siguiente modo:

Na OH — • Na + + OH'

N H 4 OH NH 4 " + OH"

Las bases son sustancias que poseen en sus moléculas grupos hidroxilos, por lo general unidos a un metal. Si se analizan las fórmulas de las bases se puede advertir que hay tantos grupos hidroxilos como valencia tiene el metal. Por ejemplo:

- En el hidróxido de sodio el sodio tiene valencia 1 por lo que su fórmula es Na OH.

- En el hidróxido de calcio (cal apagada) el calcio actúa con valencia 2 por lo tanto su fórmula se escribe Ca (OH)2.

- En el hidróxido de aluminio el aluminio actúa con valencia 3 entonces su fórmula se escribe Al (OH)3.

El amoníaco (NH3) es un gas que al disolverse en agua forma un hidróxido cuya reacción puede representarse así:

N H 3 + H 2 0 NH4+ + OH '

En muy pequeña proporción, el agua también se ioniza generando cationes hidrógeno y aniones hidroxilo.

~ ~ \ - • — -~ - v ^ H 2 0 • H + + OH'

Como hay igual cantidad de cationes que de aniones, el agua no es ni acida, ni básica, sino que eTñ^üTra


1 %&% \ & P \ n # 1 a í n

Gulíi 12

Reconociendo ácidos v bases El camaleón, mamá, e l camaleón...

c a m b i a d e c o l o r e s según la ocasión.

Los indicadores son sustancias orgánicas (colorantes) que toman distintos colores según estén en presencia de un ácido o de una base.

En esta guía les proponemos obtener un indicador, extrayendo el colorante de la hoja de repollo colorado (o col roja).

Materiales

• Tijera o cuchillo. • Dos o tres hojas de repollo colorado. • Un jarro donde hervir las hojas de repollo. • Varios frascos de vidrio transparente limpios. • Un gotero. • Vinagre de alcohol. • Bicarbonato de sodio. • Algún limpiador que posea amoníaco en su composición. • Jugo de un limón.

Corte las hojas de repollo colorado en trozos pequeños. Colóquelas en el jarro e hiérvalas en una cantidad de agua suficiente para cubrirlas.

Cuele el líquido en uno de los frascos cuando se haya enfriado. Coloque en los otros frascos una pequeña cantidad de vinagre y jugo de limón

en dos de ellos. En otros dos frascos disuelva una pequeña cantidad de bicarbonato de sodio en uno y en el otro una pequeña cantidad del limpiador con amoníaco.

Agregue con el gotero varias gotas de la solución extraída de las hojas de repollo.

Anote y comente los resultados.

©2003 Fundación Pab lación


Clase 12

Enfoque Puntos de vista sobre los ácidos y las bases

El agua pura está muy débilmente disociada, si bien es neutra porque ambos tipos de iones están en la misma concentración. Si añadimos un ácido aumenta la concentración de cationes hidrógeno y en este momento la solución acuosa resultará acida. Si agregamos una base aumenta la concentración de aniones hidroxiio y la solución se toma básica o como se dice frecuentemente, alcalina.

La "fuerza" de un ácido depende del grado de disociación de sus moléculas en solución. Decimos que son fuertes los ácidos tales como el sulfúrico, el clorhídrico, el nítrico o bases como los hidróxidos de sodio y de potasio, que en solución se encuentran completamente disociados. Por el contrario son débiles los ácidos, como el acético, o bases, como el hidróxido de amonio (amoníaco disuelto en agua), cuyas moléculas se encuentran parcialmente disociadas en solución.



Clase 12

Recapitulación personal y prueba espejo 1. Piense en los materiales con los que trabaja habitualmente. ¿Puede indicar

si hay algunos ácidos o básicos? 2. ¿Cómo podría verificar si los materiales que calificó de ácidos y básicos lo

son realmente?


Que tal Rosario? Como se prepara el tiempo?



Fecha de entrega: 29 de Agosto

RELATO DE EXPERIENCIA VIRUTA DE ACERO

Prueba N°1

A l primer día de experiencia ya la virulana presentaba algunas partes herrumbradas, pero a medida que transcurrían los días, se observó que se mantenía del mismo modo, a pesar de la humedad concentrada y las presencia del agua. Se detectó a su vez que el trozo de madera era muy poroso y esto conducía a absorber mayor cantidad e agua, que podría haber afectado visualmente la aparición de nuevas partes herrumbradas. A raíz de ello se volvió a realizar toda la operación desde el inicio.

Prueba N 0 2

Se colocó nuevamente la virulana bajo las pautas dadas, esta vez se optó por un trozo más pequeño que sobre el que se colocó un vaso haciendo casi vacío. Por lo que las paredes de este se hallaban cubiertas de gotitas de agua en toda la superficie. Luego de cuatro días de estar ubicada en el agua, se percibieron gran cantidad de partículas herrumbradas que al solo contacto dejaban un residuo amarronado y negruzco resistente, dando una sensación de rotura y crujido cada vez que se tocaba. Pero al mismo tiempo la desintegración al mero roce fue casi total. a la vez se percibe gran cantidad de humedad presente en la viruta. Las manchas que deja este óxido es muy persistente. Cabe destacar que luego de retirar la viruta de su posición se procede al secado lento y en lugar seco, ventilado y oscuro, a fin de visualizar posibles cambios. Con tan solo un día de secado bajo estas condiciones se obtuvo óxido de hierro en polvo, conservando solo un 5% de material intacto, o sea la viruta en su estado original.




1 - ¿ Puede indicar si los materiales con los que trabaja son ácidos o básicos ?

Dentro de los materiales ácidos que habitualmente empleo se encuentran el sulfato de cobre, y de hierro . Acido cítrico (limón) , acético (Vinagre)Ac. Nítrico, Ac. Sulfúrico. En los básicos, alcohol , aceite de linaza

, acetona , trementina , glicerina , carbonato de calcio , tiza , amoníaco

entre otros.

2- ¿Cómo podría verificar si los materiales que calificó de ácidos y básicos lo son realmente?

Los ácidos, por su solubilidad en el agua, su olor picante, por su buena conducción eléctrica, por poseer hidrógeno entre sus elementos compositivos.

Los básicos por su sabor amargo , su olor, su viscosidad, conducción eléctrica, en algunos de ellos su alta toxicidad y volatilidad, pro poseer el radical hidroxilo.


Fecha de entrega : 29 de Agosto

Clase 13

Ficha 13

Y... más funciones: las sales


• El pH. • Las sales. • Neutralización.

Sales por todas partes

¿Qué g u s t o t i e n e l a s a l ? Carlitos Bala

Las sales forman parte de la mayoría de los materiales utilizados para la construcción, en la realización de monumentos, en la composición de los mármoles, en la fabricación de vidrios, en la elaboración de productos cerámicos, en la composición de los cueros, de los textiles y del papel. Existen sales inorgánicas y orgánicas. Como podemos ver estamos rodeados de sales. Desde comienzos del siglo X X la conservación de la piedra ha estado en la preocupación de los científicos en todo el mundo, alarmados por las señales de alteración que se pueden observar por todas partes, en los edificios públicos y en los monumentos expuestos al exterior. También son conocidas las investigaciones que llevaron a determinar que la conservación de los cueros con los que se confeccionan las tapas de los libros está relacionada con el contenido salino presente en los poros de este material. Podríamos enumerar muchas otras razones, como ser la necesidad de estabilizar materiales cerámicos muy antiguos para justificar la importancia de las sales en el mundo de la conservación, pero creemos que con las expuestas es suficiente.



De cómo medir la acidez: el pH

Vimos que un sistema material es ácido cuando predomina la concentración de cationes hidrógeno o, lo que es lo mismo, cuando predominan protones. Cuando el predominio corresponde a los aniones hidroxilo el medio es básico. El sistema material es neutro cuando la concentración de cationes y aniones es la misma.

El concepto de pH se utiliza para determinar cuantitativamente la acidez de un sistema material. El pH es un número relacionado con la concentración de cationes hidrógeno (H+) presentes en un sistema. La escala de pH va desde el 0 al 14. El valor 7 indica que el sistema es neutro. Para los valores inferiores a 7 el pH es ácido y es básico para los mayores a 7.

Una forma de determinar el pH de un sistema es utilizando un papel especial muy sensible que adopta diferentes colores, según la concentración de los iones presentes en el sistema. El color se compara con los de una carta de colores, en la cual figura el valor correspondiente.

Para determinaciones más precisas se utilizan peachímetros, que constan de un dispositivo electrónico que permite realizar automáticamente las mediciones.

El pH 0 corresponde a ácidos fuertes como el clorhídrico, mientras que el vinagre, un ácido débil, posee un pH igual a 3. Como dijimos el pH 7 es neutro; el agua es un ejemplo de sistema neutro. Los productos con amoníaco alcanzan un valor de 12 y el pH 14 corresponde a bases fuertes como el hidróxido de sodio.

Las sales

Las sales son sustancias sumamente abundantes en la naturaleza. Se las encuentra en el agua potable, los mármoles y las calizas, los granitos y otros materiales de construcción. Por lo general presentan un sabor característico salado o ligeramente amargo, son sólidas y cristalinas y presentan colores variados.

Son sales: • el cloruro de sodio Na Cl • el sulfuro de plata A g 2 S • el sulfato de calcio Ca S 0 4

• el Silicato de plomo Pb SÍO3 . el sulfato de cobre Cu SO4

Las sales son sustancias formadas por un metal unido a un no metal o a un grupo no metálico (formado por oxígeno y otro no metal).

Se las puede obtener de diversas formas, pero la más significativa es a través del proceso de neutralización. Este proceso ocurre cuando se combina un ácido con una base, obteniéndose una sal y agua.

ia 0003 PunHsnkSn Patrimonio Histórico v Sociedad Araentina de Información 2

I Cursos en Internet Química Básica para Conservadores

Por ejemplo, si las sustancias que reaccionan son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio los productos de la reacción serán cloruro de sodio y agua.

HCI + NaOH • NaCI + H 2 0

Como ya dijimos los ácidos y las bases en solución acuosa ceden iones.

NaOH • Na + + OH" HCI • + Cl"

Cuando se produce la reacción en las proporciones adecuadas todos los cationes hidrógeno se unen a los aniones hidroxilo para formar agua y la solución se vuelve neutra.

La neutralización es el proceso por medio del cual los cationes hidrógeno, provenientes de la disociación de un ácido, se unen a aniones hidroxilo, productos de la disociación de una base, formándose como resultado de esto: agua.

Cuando se habla de neutralizar un medio ácido lo que se tiene que hacer es eliminar todos los cationes hidrógeno. Para lograrlo hay que tratar el ácido con una base, agregando de este modo los iones necesarios para neutralizar a tos cationes hidrógeno existentes.


Clase 13

Guía 13

Y... más funciones: ias sales

En la guía anterior trabajamos con un indicador natural. Otro indicador natural ampliamente utilizado es el tornasol, que se extrae de algunas flores de ciertos liqúenes, o artificial, como la heleantina y la fenolftaleina.

Los cuatro indicadores mencionados son sólidos, pero se utilizan en solución alcohólica. En el caso del tornasol, dicha solución de denomina t i n t u r a d e t o r n a s o l . Si con ella se impregnan tiras de papel de filtro se obtiene el papel de tornasol, ampliamente utilizado en el laboratorio.

En esta actividad nos proponemos: a) obtener papel de "cambiacolor" pero a partir del pigmento de la hoja de repollo colorado, b) Neutralizar una solución de vinagre con una solución de bicarbonato de sodio.

Materiales

• Papel de filtro. • "Tintura de repollo" • Tijera. • Bicarbonato de sodio. • Vinagre de alcohol. • Una jeringa descartable de 20 cm 3 (sin la aguja).

a) Corte tiras de papel de filtro de 6 cm de largo por 0,5 cm de ancho. Sumérjalas en tintura de repollo y déjelas secar. Prepare dos soluciones: una con bicarbonato de sodio y otra de vinagre. Pruebe si nuestro papel indicador funciona.

b) Coloque unos diez mililitros (lo que es equivalente a 10 cm 3) de vinagre en un frasco, utilizando la jeringa como instrumento de medición. Limpie la jeringa y llénela con la solución de bicarbonato. Agregue en el frasco gotas de tintura de repollo hasta que tome el color rosado característico.

Vaya agregando lentamente el bicarbonato hasta que cambie de color a un azul violeta. Explique el cambio de color. Agregue más cantidad de solución de bicarbonato hasta que se ponga ligeramente verde. ¿En qué momento la solución fue neutra? Justifique sus respuestas.



Clase 13

Recapitulación personal y prueba espejo Indique si los sistemas con que trabaja habitualmente contienen sales. ¿Cuál fue la fuente de información que usó?

El sulfuro de hidrógeno es un gas de olor característico, fuertemente desagradable, producto de ia combustión de combustibles fósiles y de la descomposición de materiales orgánicos. Escriba su fórmula sabiendo que es la unión de un metal con un no metal y que la valencia del azufre para este caso es 2 y la del hidrógeno es 1.

El sulfuro de hidrógeno se combina con la plata dando las pátinas negras tan conocidas para este metal. ¿Qué sal será la pátina mencionada?

Sabiendo que el calcio tiene valencia 2, escriba el hidróxido correspondiente y su ecuación de disociación en el catión metálico y anión hidroxilo.

El ácido carbónico tiene la siguiente fórmula: H2CO3. Escriba la ecuación de disociación en el catión hidrógeno y el grupo correspondiente al anión.

-5 ~+ i J /S M-í J 3

H



Clase 13

Enfoque Los vidrios

Los vidrios se obtienen a partir de la fusión de óxidos ácidos y bases. En los vidrios comunes los principales óxidos ácidos son los de sílice y boro, y los básicos provienen de la descomposición de los carbonatos de sodio y potasio y de la cal. Cuando se funden se forman silicatos de sodio, de potasio y de calcio quedando una pasta transparente. Por lo que podemos decir que los vidrios son una muy particular mezcla salina llamada eutéctico.



Fecha de entrega 5 de septiembre

Rosario, 9 de septiembre de 2004 Nuevamente yo. ¿Leemos ésta clase?


Guia de experiencia clase N° 12, Reconociendo bases y ácidos. (Esta, la debía de la semana anterior)

Luego de obtener la tintura de repollo rojo y este una vez frío se procedió con la experiencia, en primer instancia el color del líquido era azul oscuro. Se aplicaron los sistemas materiales en los distintos frascos y posteriormente la tintura diferenciándose muy bien que sistemas eran básicos y cuales ácidos. Así la solución con bicarbonato de sodio arrojó un color verde oliva. Como detergente con amoníaco se empleó polvo Odex, dejó un verde casi fluorescente de aspecto espumoso y perfumado. Mientras que los ácidos se volcaron hacia los colores rojizos tal es el caso de la solución al vinagre de alcohol dando un tono violeta y un olor picante, al tiempo que la solución al limón, dio un rojo de aroma suave casi frutal. Cabe mencionar que estos sistemas son muy empleados en las tinturas naturales como modificantes del color dando en lienzos, lanas y algunos textiles muy buenos resultados, no así en el papel, dependiendo exclusivamente de la alcalinidad de los mismos. Muy bueno tu trabajo.

Guía experiencia clase N° 13

A) Los papeles indicadores a simple, vista funcionan perfectamente , presentando a su vez un tono azulado. Procediendo con la experiencia al contacto con un ácido se torna ligeramente rojo, altamente ácido como sucedió con el limón, mientras que el al vinagre la coloración fue violeta, esto da a entender que en relación al limón es menos ácido. Efectuando la prueba de alcalinidad con bicarbonato de sodio se obtiene en verde oscuro y posteriormente amoníaco, arrojando un verde suave casi flúor, más alcalino que el anterior.

B) De acuerdo a las indicaciones dadas, la solución fue neutra inmediatamente que se incorporó el bicarbonato ,ocasión en que volvió la coloración azul y se pudo utilizar el papel indicador para dar mayor certeza, los minutos siguientes el azul se fue coloreando verde hasta terminar en verde claro, gracias a la nueva incorporación de bicarbonato. Cabe mencionar que el momento de neutralidad existió dada la misma cantidad de ambas soluciones. A su vez se pudo comprobar que tanto las coloraciones azules casi verduzcos, y azules violáceos están más cerca de ser neutras que el vede y rojo puros. La solución además está sujeta a cambios permanentes dependiendo de las sustancias que se adicionan.

Excelente trabajo.

1) Indique si en los materiales habituales empela sales y en que fuente se basa para justificarlo.

Normalmente empelo sulfato de cobre o de hierro, bicarbonato, son sales ya que tanto los sulfatos, como cloruros al poseer un metal combinado a un no metal o grupo metálico le dan carácter de sal.

2) Escriba la fórmula del sulfuro de hidrógeno, sabiendo que el azufre actúa con valencia 2 y el hidrógeno uno.

S-2 + H+1 =S-2 + H+4= 2H+S- SH2 Muy bien

3) sulfuro de hidrógeno se combina con la plata para dar la pátina característica, que sal es?

Se trata del sulfuro de plata, SH2 +Agl= Sag2

4) Calcio con valencia 2, escribir su hidróxido correspondiente y su disociación en el catión metálico y anión hidroxilo.

Catión Ca-2+Ho- o sea Ca+3 Ho-2 3Ho+2 + Ca-2 = Ca (HO) 2 -3 Anión

5) Escriba la ecuación del ácido carbónico y su disociación en catión y anión.

H2CQ3 o sea 3Co+2H 2H Catión CO" 2 Anión

Bueno llegamos al final nos leemos la próxima. Mario

Clase 14

scha 14

Estequiometría 1


• La masa atómica relativa. • El mol. • La conservación de la masa.

¿Estequio... qué? Un alumno de química

Las fórmulas químicas nos informan cómo está formada una sustancia. Pero cuando este conocimiento es aplicado a un problema de conservación frecuentemente es necesario conocer las cantidades de material involucrado en el tratamiento. Se puede necesitar saber qué cantidad de una sustancia reacciona con cierta cantidad de otra.

La estequiometría es un área muy antigua de la química que estudia las relaciones de masa y volumen entre los reactivos y los productos de una reacción química. En esta clase estudiaremos los conceptos de masa atómica relativa y mol. En las próximas clases veremos otros conceptos necesarios para realizar cálculos, como volumen molar y número de Avogadro.

Antes de avanzar en temas más concretos necesitamos conocer algo más sobre la masa de los átomos individuales.

Peso y masa

Hay una diferencia cualitativa entre peso y masa. Para los fines de la química, la masa mide ia cantidad de materia de un cuerpo y es una propiedad de los cuerpos, constante en todo el universo. El peso es una fuerza. Es la fuerza con que una masa es atraída por el campo gra vffáTo no"'áe'óffo'cuelpb, por ejemplo el campo gravitatorio de la Tierra, que nos atrae comunicándonos nuestro peso. Este peso dependerá de la masa: cuanto más masa posea el cuerpo, mayor será su peso. En la Luna, en la ciudad de México o en Buenos Aires la masa será la misma, pero el peso variará con el lugar. Es decir que en otro planeta o en otros lugares del mismo planeta, el peso será distinto. Si bien frecuentemente utilizamos masa y peso de los átomos como sinónimos, lo correcto es referimos a la masa de los átomos y de las moléculas y no a su peso.

so-. ^A~er^a

tA-. A4TC»'VJ^ © 2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información

Cursos en internet Química Básica para Conservadores:

Masa atómica y masa molecular

Normalmente cuando queremos conocer la masa de un cuerpo utilizamos una balanza. Pero en química podemos conocer la masa de una sustancia utilizando la información que nos brinda la tabla periódica de los elementos.

Como vimos en clases pasadas, en la tabla figuran las masas atómicas relativas de los elementos.

La masa atómica relativa es un número que indica cuántas veces es mayor la masa del átomo de un elemento respecto de la masa del átomo de otro elemento que es tomado como unidad.

Originalmente se tomó como unidad de masa ai átomo de hidrógeno. Lo que se hacía era comparar cuántas veces más grande era la masa de un átomo respecto del átomo de hidrógeno. Por ejemplo: si el átomo de oxígeno tiene una masa de 16 urna es porque se necesitan 16 átomos de hidrógeno para compensar la masa de un átomo de oxígeno. Evidentemente no se utiliza una balanza para realizar esta comparación sino una serie de procedimientos, cuyas explicaciones escapan a las necesidades de este curso.

Nota. En la actualidad se toma como unidad de comparación la duodécima ava parte del isótopo de carbono 12.

Vimos que las ecuaciones químicas son una representación cuantitativa de las reacciones. Estas ecuaciones son utilizadas para obtener información sobre las relaciones de masa, volumen y número de moles entre los reactivos y los productos.

La arena está formada básicamente por óxido de silicio (dióxido de silicio): SÍO2. Si se conoce las fórmulas de las sustancias - ya sea orgánica o inorgánica-que intervienen en una reacción, es posible escribir la ecuación química correspondiente.

La ecuación de formación del dióxido de silicio será entonces:

Si + 0 2 = S i 0 2

Ya que las fórmulas de los reactivos son Si para el silicio y O2 para el oxígeno del aire y las fórmulas del producto de la reacción es S i0 2 .

Consultando la tabla periódica de los elementos podemos ver que el oxígeno tiene una masa relativa de 15,99 urnas, tomando el número entero más cercano anotamos 16 como masa del átomo de oxígeno. Del mismo modo, vemos que al silicio le corresponde una masa de 28,08 urnas, redondeando tomaremos como masa del silicio 28 umasj'

La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces es mayor la masa de la molécula que la unidad de masa atómica.

Para calcular las masas de las moléculas de oxígeno (0 2) y de dióxido de silicio (SÍO2) se efectúan los siguientes cálculos:

MO2 (masa de la molécula de oxígeno) = 2 x 1 6 urnas = 32 urnas

© 2 0 0 3 Fundac ión Patr imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de Información

La masa de la molécula de oxígeno es de 32 urnas ya que contiene dos átomos de oxígeno y cada átomo de oxígeno tiene una masa de 16 urnas.

Para el caso del dióxido de silicio será:

MSiC-2 = 28 urnas + 2 x 1 6 urnas = 60 urnas

La masa de la molécula de dióxido de silicio es de 60 urnas, ya que está constituida por un átomo de silicio de masa 28 urnas y dos átomos de oxígeno de masa 16 urnas cada uno.

El mol

Para medir cantidades de masas convenientes de materiales para ser utilizados en la realidad, las unidades de masa atómica son demasiado pequeñas. Es conveniente utilizar masas mayores como gramos o kilogramos, dependiendo del contexto.

En la resolución de problemas prácticos se utiliza una cantidad denominada mol. LUn MOL es una masa expresada en gramos, numéricamente igual a la masa de una molécula determinada, i

Por ahora v a m o s a aceptar es ta def inición poco rigurosa de es ta cant idad, en la próxima c l a s e p ro fund iza remos el t e m a un poco m á s .

Como la masa de una molécula de dióxido de silicio es de 60 urnas entonces: un mol de SÍO2 será de 60g.

Mol S i 0 2 = 60g por que MSÍO2 = 60umas

Del mismo modo para el oxígeno:

Mol 0 2 = 32g por que M 0 2 = 32umas

Conservación de la masa

Vimos que durante una reacción química se conservan los elementos, por lo tanto se conserva la masa. Antoine L. Lavoisier fue uno de los primeros investigadores que utilizó sistemáticamente la balanza para estudiar las combinaciones químicas. De este modo pudo establecer que en las reacciones químicas la masa total del sistema se conserva.

Por ejemplo: cuando se calienta fuertemente piedra caliza o mármol, en la reacción química intervienen como reactivo: la caliza cuya fórmula es C a C 0 3 , y como productos de la reacción: el óxido de calcio, CaO y el dióxido de carbono, C 0 2 . La ecuación correspondiente la podemos escribir entonces:

C a C 0 3 = CaO + C 0 2

© 2 0 0 3 Fundac ión Pat r imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de Información

Cursos en Internet • • — •• • • • • •


Las masa correspondientes de las moléculas que intervienen es:

1 x MCa = 40umas 1 x M C = 12umas 3 x M O =3x16umas= 48umas M C a C 0 3 = 100umas

De un modo similar MCaO = 56umas, M C 0 2 = 44umas.

Lo que expresado en moles será: 100g de C a C 0 3 , 56g de CaO, 44g de C 0 2 . Por lo tanto:

C a C 0 3 = CaO + C 0 2

100g = 56g + 44g

100g = 100g

Tanto la masa total de los reactivos como la de los productos da 80 g, cumpliendo las condiciones de la ley de conservación de la masa.

Esta es una información importante para trabajar. Para poder obtener 56g de óxido de calcio sabemos que son necesarios 100g de carbonato de calcio y que además se producirán 44g de dióxido de carbono. Si queremos saber cuánto carbonato de calcio será necesario para obtener 150g de óxido de calcio, basta suponer que el carbonato de calcio es puro y realizar una regla de tres simple.

Si para producir 56g de CaO se necesitan 100g de C a C 0 3

Para producir 150g de CaO se necesitarán X

X = 150g de CaO x 100g de C a C 0 3 / 56g de CaO = 267,86g de C a C 0 3

i ^ r o e U r f , S ' X * ^ x - ' 3 <=> O § f


C u irsos en Internet Química Básica para Conservadores

^•ü^ 5 131

Guía 14

Hagamos un poco de historia Los trabajos de Lavoisier -que le permitieron enunciar la L e y d e

conservación d e ia m a s a - fueron una serie de experimentos memorables en la historia de la química.

Le propongo en esta guía emular a aquel científico francés (al que le cortaron la cabeza pero también le hicieron una estatua para celebrar su genio científico) realizando una sencilla -pero no por ello poco significativa- experiencia.

No es absolutamente necesario realizarla, pero es tan bonita que no puedo sustraerme a proponérsela.

Materiales • Un percha. • Un sobrecito de sal de frutas antiácidas efervescentes. • Dos frascos grandes, si es posible de plástico con tapa a rosca bien

herméticos (como los de mayonesa de un kilo). • Una tapa de unos 7 u 8 centímetros de diámetro . • Agua. • Hilo de algodón. • Arena

Coloque en uno de los frascos aproximadamente un centímetro de agua. Vierta la sal efervescente en la tapa más chica y póngala, con mucho

cuidado de que se moje el contenido, a flotar en el agua del frasco. Tápelo y ajústelo para que no se pierda nada de gas.

Arme con la percha un dispositivo para medir masa, colgándola en una varilla sostenida por ios espaldares de dos sillas (el palo de un plumero por ejemplo).

Cuelgue el otro frasco de un lado de la percha y con mucho cuidado el frasco con la sal efervescente del otro. Quizás necesite un poco de ayuda.

Agregue arena hasta compensar la masa del frasco que nos interesa pesar (masar).

Con cuidado invierta el frasco con la sal para que se ponga en contacto con el agua y vuelva a dejarlo en la posición inicial. Y deje que se complete la reacción química.

Observe si varió la masa total del sistema. Destape con cuidado el frasco de la reacción y vuelva a pesar. ¿Se mantiene el equilibrio?


• Cursos en Internet Química Básica para Conservadores

Clase 14

1R@C3 piíu l3cióri personal y prtiebs espejo

2,! •

Escriba la ecuación de formación del agua a partir del hidrógeno y el oxígeno. Calcule las masas moleculares tanto de los reactivos como de los productos y verifique si cumplen la ley de conservación de la masa. Realice lo mismo con la ecuación de neutralización de la clase 13. Escriba la ecuación de formación del óxido de hierro tres (Fe203) a partir de hierro y oxígeno (recuerde que el oxígeno es un gas, por lo que la molécula es biatómica). Si la hoja de hierro de un cuchillo se oxida ¿su masa deberá aumentar o disminuir? ¿Por qué? Si la hoja tiene una masa de 200 gramos y se ha oxidado un 5%. ¿Cuánto hierro se ha oxidado y con cuánto oxígeno se ha combinado?

2 fj

3 ^ = 0 \

•

2 3

3 - O - o ^ J 2

"2. -O ñ> (

2 o O :

CO

/

' ST


15

Clase 14

Enfoque El tratamiento de blanco de plomo deteriorado por acción de la atmósfera

El blanco de plomo es un pigmento presente en muchas acuarelas, pasteles y miniaturas antiguos. Este pigmento está compuesto por un carbonato básico de plomo que está formado por dos sustancias distintas: el hidróxido de plomo [Pb(OH)2 ] y el carbonato de piorno ( P b C 0 3 ) .

El blanco de plomo es atacado por el sulfuro de hidrógeno presente en ei aire, este último producto de las combustión y la actividad industrial, convirtiéndose un pigmento negro de sulfuro de plomo.

Las ecuaciones de transformación son las siguientes:

Por una parte P b C 0 3 + H 2 S = PbS + C 0 2 + H 2 0

Y por la otra Pb(OH) 2 + H 2 S = PbS + 2 H 2 0

Este oscurecimiento que se puede ver en acuarelas, pasteles o miniaturas que posean este pigmento se puede revertir tratándolos con agua oxigenada (peróxido de hidrógeno, H 2 0 2 ) . El peróxido de hidrógeno es un compuesto muy inestable que se descompone en oxígeno y agua rápidamente con un intenso burbujeo.

Al tratar el sulfuro de plomo con agua oxigenada, éste reacciona con el pigmento negro que se convierte en un pigmento blanco nuevamente, según ia siguiente reacción:

Pb S + H 2 0 2 = PbSCU + 4 H 2 0

Como se verá ei nuevo pigmento blanco ya no es carbonato de plomo sino sulfato de plomo, con lo que se ha devuelto el blanco, aunque no es el mismo.

Esta situación es frecuente en muchos tratamientos químicos similares utilizados en la conservación de objetos.


SULUMUKAjAS.LAJM Fagina i de l

Clase 15

I w I i d I W

Estequiometría 2 Contenidos temáticos

Densidad y volumen. • Volumen molar. • Número de partículas.

"Corpore n o n a g u n t s o l u t a " Antiguo lema de los alquimistas que

expresa que la mayoría de las reacciones ocurren entre sustancias que están disueltas

Muchas veces los reactivos o los productos se encuentran en estado gaseoso. Por lo tanto, muchos de los cambios químicos ocurren entre sustancias que se encuentran en ese estado o entre sustancias que están disueltas. Por lo que resulta muy útil trabajar con volúmenes y no con masas.

Para averiguar el volumen que ocupa una sustancia en estado gaseoso -por ejemplo: el dióxido de carbono (CO2) o el oxígeno (O2) presentes en el aire- es necesario conocer su densidad. Es importante que recordemos este concepto y también que las densidades que figuran en las tablas de propiedades específicas se han medido en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT).

La densidad es una magnitud que representa la masa que posee la unidad de volumen de una sustancia determinada ya sea sólida, líquida o gaseosa.

m 8 = masa / volumen 08 =

Por ejemplo, la densidad del oxígeno del aire es de 1,428 gramos/litro (es decir que un litro de oxígeno gaseoso tiene una masa de 1,428 gramos) y la del dióxido de carbono es de 1,8 g /1.

1 * •r-r"" O

© 2 0 0 3 Fundac ión Pat r imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de Información •> " ~

http://www.solomurgas.com/

http://www.solomurgas.com/

Recordemos que un mol de oxígeno tienen una masa de 32 gramos puesto que la masa molecular del oxígeno es de 32 urnas.

Con estos dos datos podemos calcular el volumen que ocupa un mol de oxígeno en CNPT, del siguiente modo:

m m 32 g Como : 8 = , entonces V m0iar= — = = 22,4 litros

V 8 1,428 g / l

Si procedemos del mismo modo pero usando los datos del dióxido de carbono encontramos que:

m 44 g — , entonces V m0iar= — = = 22,4 litros 8 1,96 g / i

Al repetir estos cálculos siempre da como resultado que un mol de un gas, en CNPT.ocupa un volumen de 22,4 litros. Lo que representa un valor constante. Los químicos han demostrado que esto es así experimentalmente, por lo que se define volumen molar como el volumen que ocupa un mol de cualquier sustancia gaseosa.

Principio de Avogadro

En 1811 el químico italiano Amadeo Avogadro enunció el principio que hoy lleva su nombre. Este principio le permitió a ios químicos conocer la cantidad de partículas que intervienen en una reacción. El principio fue enunciado así: volúmenes i g u a l e s d e g a s e s d i f e r e n t e s , e n l a s m i s m a s c o n d i c i o n e s d e presión y t e m p e r a t u r a , p o s e e n e l m i s m o número d e partículas.

Con el tiempo se pudo establecer que en un mol de sustancia hay presentes 6,02 x 10 2 3 moléculas o sea 602.000.000.000.000.000.000.000 moléculas.

Utilizando este nuevo concepto se definió al MOL, como una cantidad de materia que contiene 6,02 x 10 2 3 partículas, sean éstas: átomos, moléculas, electrones, etc. De modo que esta cantidad representa un número determinado de partículas, así como la docena de naranjas significa doce naranjas, la centena de botones representa cíen botones y la gruesa contiene doce docenas de algún cuerpo.

m Como: 8 =

V

•


8 t

¡mica Básica para Conserva

Cuando decimos u n m o l d e átomos d e hidrógeno queremos decir 6,02 x 10 2 3 átomos de hidrógeno; u n m o l d e moléculas d e a g u a estamos diciendo 6,02 x 10 2 3 moléculas de agua y u n m o l d e i o n e s s o d i o son 6,02 x 10 2 3 iones de sodio.

© 2 0 0 3 Fundac ión Patr imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de in formación

j p f p p l i f

Ciase 15

f m I I121 4 O u l C l I %J

Estequiometría 2 Vimos que para poder escribir las ecuaciones correspondientes a una

reacción química necesitamos conocer las fórmulas de las sustancias que intervienen en la reacción.

En esta guía analizaremos algunas ecuaciones para ir practicando un poco. Para esta guía los materiales necesarios se limitan a lápiz y papel.

Si tenemos un medio ácido, para eliminar esta acidez, necesitamos neutralizar el sistema con una base.

Supongamos que el sistema es ácido porque se encuentran presentes 10g de ácido sulfúrico. Podemos neutralizarlo con hidróxido de sodio. Pero, ¿cuánto hidróxido hay que agregar?

Vemos que las sustancias que intervienen son un ácido -e l sulfúrico- y una base: el hidróxido de sodio. Para que se manifieste su basicidad y acidez deben estar disueitos en agua.

Las fórmulas de las sustancias que van a reaccionar son: • El ácido sulfúrico: H2SO4 • Ei hidróxido de sodio (soda cáustica): NaOH.

Sabemos que la neutralización se produce cuando los cationes hidrógeno liberados por el ácido se combinan con los aniones oxidrilo liberados por la base y que el ácido sulfúrico libera dos cationes hidrógeno ai disolverse en agua, según la ecuación de disociación:

Y que el hidróxido de sodio libera un anión oxidrilo al disolverse en agua según la ecuación

Para que se neutralicen, hacen falta dos oxidrilos que se unan con los dos cationes hidrógenos para que se forme agua ya que:

H2SO4 + H + + H + + [S0 4] ' [-2

NaOH Na + + O H -

OH' + H + -• H 2 0

© 2 0 0 3 Fundac ión Pat r imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de in formación

. . . — •

i n t e r n e t — — — >


Entonces, vamos a necesitar dos moléculas de hidróxido de sodio para que aporten dos aniones oxidrilo y neutralizar así una molécula de ácido sulfúrico que libera dos cationes hidrógeno según la ecuación:

H2SO4 + 2 NaOH * N a 2 S 0 4 + 2 H 2 0

Observe que el sodio reemplazó al hidrógeno en su unión con el ácido formando la sal y el hidrógeno se unió con el oxidrilo formando el agua.

Si se cuentan los átomos antes y después de la reacción se ve que se conservan la calidad y ia cantidad.

Ahora necesitamos conocer las masas moleculares de las sustancias presentes en la ecuación, como lo vimos en la clase 14.

M H 2 S 0 4 = 98, MNaOH =40, M n a 2 S 0 4 = 142, M H 2 0 = 18

Entonces según la ecuación podemos saber que:

f H 2 S 0 4 + 2 NaOH • N a 2 S 0 4 + 2 H 2 0

98 se combinan con 2 x 4 0 para dar 142 y 2 x 1 8 98 se combinan con 80 para dar 142 y 36

En total 178 dan 178

En gramos una Mol de H 2 S 0 4 = 98 g se combina con dos Moles de NaOH = 80 g (ya que cada mol de NaOH = 40 g). Por lo que se necesitan una mol de ácido por cada dos moles. Por lo tanto, 98 g de ácido son neutralizados por 80 gramos de hidróxido para dar 142 gramos de sal y 36 g de agua.

Para saber cuánto hidróxido se combina con los 10 g de ácido hacemos: sí 98 g de ÍH 2 S0 4 — — — 80 g de NaOH

entonces 10 g de H 2 S 0 4 X

10 g de H 2 S 0 4 x 80 g de NaOH X = = 8,16 g de NaOH

98 g de H 2 S 0 4

Con lo que se necesitan 8,16 g de hidróxido de sodio para neutralizar 10 g de ácido sulfúrico.

¿Se anima a seguir un razonamiento similar en el caso siguiente para ver cuánto ácido nítrico (HN0 3 ) hace falta para neutralizar 50 g de hidróxido de calcio [Ca(OH) 2 ]?


i Cursos en Internet Q'im--i LÍ.T--U-3 ncin Cninorvadnr

Ciase 15


1) En las ecuaciones de la guía calcule el número de moléculas de cada sustancia expresada en moles que forman parte de las ecuaciones (reactivos y productos).

2) En la siguiente ecuación calcule la masa molecular, la cantidad de moles y , la cantidad de partículas para cada sustancia y, si una de ellas es un gas, calcule el volumen molar

NaHCCb + H 2 0 = C 0 2 + Na OH + H 2 0 ea <- ts ^ +• 3* * i*

Esta es la ecuación de descomposición del bicarbonato de sodio al disolverse en agua, con desprendimiento del gas dióxido de carbono.

3) Además de los cálculos anteriormente solicitados, explique la ecuación de descomposición.

5 A


JT H lüWlfr .ti"»- -^aü # E K T 1 fc 1 f3 C£ Q " i *% I €*H '%jr _jy ¡f

P nf OCJ uos

Es importante que podamos apreciar que ia cantidad denominada mo! es un cierto número de moléculas -e l número de Avogadro- y que, si moléculas de diferentes compuestos tienen diferentes masas, el mol de diferentes compuestos también tendrá diferentes masas. Y esto es así simplemente porque hay una relación entre estas dos cantidades que es la siguiente: cuando expresamos en gramos la masa molecular, que se ha calculado usando las masas atómicas de los elementos que forman ias moléculas de dichas sustancias, el número de moléculas presentes es una cantidad fija para cualquier sustancia.

Por eso, una ecuación balanceada nos informa primeramente qué número de moléculas reaccionan y qué cantidad de moléculas se producen durante una reacción; pero al poder expresar estas cantidades tan pequeñas por un múltiplo de esas cantidades de moléculas expresado en gramos, permite controlar exactamente los números de moles de cada compuesto que interviene en la reacción con una simple balanza.

© 2 0 0 3 Fundac ión Pat r imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de In formación

Rosario, 27 de octubre de 2004 Estimada Cecilia: ¡Buenos días! Como verás estoy muyyyy atrasado. Tuve una larga serie de inconvenientes entre ellos 20 días que mi maquina se resistía a íuncionar no se saoe muy bien por que. Pero buen aquí estoy poniéndome al día. Veamos la clase.


Informe clase N° 14 Alumno: C E C I L I A M : Sabbatini


P R U E B A E S P E J O Y RECAPITULACIÓN P E R S O N A L

1 - E s c r i b a l a ecuación deformación d e l a g u a . C a l c u l e l a s masas m o l e c u l a r e s de r e a c t i v o s y p r o d u c t o s , y si c u m p l e n c o n l a ley de l a masa.

H20 • H - y O Realmente es así: 2H 2 + 0 2 = 2 H 2 0 H /

H= masa 1 0= masa 16 Masa Molécula de H20 =18 Cumple con la ley de conservación.

2- R e a l i c e l o mismo c o n l a ecuación de neutralización de l a c l a s e N° 13 +

H20 = o sea 2H + O = 2 H catión - 1 O Anión

3- E s c r i b a l a ecuación deformación d e l óxido de h i e r r o t r e s .

F e ^ O

2Fe + 3 0 = Fe2 03 Bien

Fe = 0

4- Si l a h o j a de h i e r r o de u n c u c h i l l o se o x i d a , su masa deberá a u m e n t a r o d i s m i n u i r ? Primeramente ia masa aumenta porque el oxido provoca dicha alteración, pero luego la corrosión misma hace al desgaste, reducción y pérdida de gran parte de la masa original. Es cierto pero el cuchillo con el óxido adherido debe pesar más porque a la masa del hierro hay que agregarle la del oxígeno. Muy bien

5- Si l a h o j a t i e n e u n a masa de 2 0 0 g r . Y se h a o x i d a d o u n 5% ¿Cuánto h i e r r o se h a o x i d a d o y c u a n t o oxígeno se h a c o m b i n a d o ?

Fe2 03 = 2 fe + 3 O 160 gr. = 112gr.+ 48gr.

160 gr. da 160 gr.

Si para 5% ^ 200 gr. deFe203 Para 112gr X

X= 5 x 200grFe2O3 = 8,928 gr. hierro oxidado 112gr. 2Fe03

X = 5 x 200grFe2O3 = 20,83 gr. Oxígeno combinado 48 gr. O

Muy bien

Bueno fnp onrtitn nuestro encuentro Hasta nrnntn Mario

Rosario, la misma fecha. ¡Hola, viste que pronto

L tirso: química p a r a conservaaores



PRUEBA E S P E J O Y RECAPITULACIÓN PERSONAL

1- E n ¡as ecuaciones de l a guía c a l c u l e Número de Moléculas.

H2So4 1 mol H + lmol So4 y también una mol de ácido sulfúrico antes de la reacción.

Na O H lmol Na + lmol O H y también una mol de hidróxido de sodio antes de la reacción.

2- C a l c u l e M a s a M o l e c u l a r , c a n t i d a d de moles y partículas, si es u n gas V o l u m e n m o l a r . -

NaHC03 + H20 = C02 +Na O H +H20

D m ^ = m 8 3 . = d 18,60

1 mol NaHC03 + 1 mol H20 = 1 mol C02 + 1 mol NaOH + 1 mol H20

Faltarían los cálculos de las masas.

3- E x p l i q u e l a ecuación de descomposición + - +

Na HC03 +H20 • Na H 3CO + H20 = C02 + Na O H +H20

En palabras.

Bueno llegamos al final una vez más en el año del III congreso de la lengua española que espero

que tormine pronto, t i congreso no el año.

Hasta pronto, Mario

C l a s e 1 6

F i t* h si 1 fi

Velocidad de las reacciones


• Velocidad de las reacciones. • Teoría de los choques. • Factores que modifican la velocidad de reacción.

Las diferentes reacciones químicas no se producen con igual velocidad. La neutralización de los ácidos y las bases es generalmente instantánea; en cambio, un trozo de hierro reacciona lentamente con el oxígeno dei aire. Una misma reacción química, inclusive, puede ocurrir a distintas velocidades.

La cinética química estudia las velocidades a las que ocurren las distintas reacciones y los factores que influyen sobre éstas.

La teoría de ias colisiones

Para que se produzca una reacción química, las moléculas, átomos o iones tienen que chocar entre sí. Cuando más rápido se mueven las partículas, mayor es la probabilidad de que choquen. Estos choques provocan ia rotura de las uniones existentes entre los elementos de las sustancia que reaccionan y la formación de nuevas uniones químicas, generando así nuevas sustancias o productos de la reacción.

Una reacción entre dos gases o dos líquidos se logra fácilmente porque las . partículas tienen mayor movilidad que en los sólidos. Las reacciones entre los sólidos se pueden verificar sólo en las superficies de contacto entre los reactivos, lo que determina que la reacción se haga extremadamente lenta o imposible. Si ios sólidos se disuelven en un solvente adecuado -por lo general, agua- las partículas de los reactivos disueitos se mueven libremente y la reacción se vuelve posible.

No siempre que existan colisiones entre moléculas, átomos o iones ocurrirán reacciones químicas. Para que las reacciones ocurran es necesario que los choques tengan suficiente energía. En este caso se origina un compuesto intermedio, llamado "complejo de activado", de corta existencia. Este complejo



activado tiene una estructura diferente de la que presentan los reactivos y los productos y una mayor energía que ellos. Inmediatamente se rompe este complejo activado y se forman los productos de la reacción.

Estado inicia! activado Estado final

• O

Factores que afectan !a velocidad de reacción

Estos factores encuentran su explicación en ¡a teoría de ¡as colisiones.

a) I n f l u e n c i a d e l a t e m p e r a t u r a . Al aumentar la temperatura aumentan los choques entre las partículas de reactivos y por lo tanto el número de colisiones eficaces que aceleran la velocidad de la reacción. Por eso al calentar el papel éste se oxida más rápidamente y si se sigue aumentando la temperatura entra en combustión.

b) I n f l u e n c i a d e l a l u z . La luz aumenta la velocidad de reacción de algunas reacciones. Estas reacciones reciben el nombre de fotoquímicas. Por ejemplo: el blanqueado de algunos colorantes por acción de la luz solar o el efecto de oxidación del papel expuesto a luz ultravioleta.

c) I n f l u e n c i a d e l g r a d o d e división d e l o s r e a c t i v o s . Los sólidos sólo pueden reaccionar en las superficies de contacto. Cuando están finamente divididos y mezclados íntimamente, aumentan las superficies de contacto y por lo tanto la posibilidad de colisiones, con lo que reaccionan más rápidamente. Por eso las reacciones se tratan de realizar con los reactivos disueltos.

d) I n f l u e n c i a d e i o s c a t a l i z a d o r e s . Algunas sustancias presentan la particularidad de influir en la velocidad de una reacción química, aumentándola o retardándola y permaneciendo inalterada al cabo de la misma. Estas sustancias se llaman catalizadores. Las enzimas son un ejemplo de estas sustancias, cada vez más utilizadas en limpieza. Los jabones que contienen enzimas aceleran miles de veces la velocidad con que las grandes moléculas de proteínas y carbohidratos son desarmadas por reacción con moléculas de agua; haciendo que estas grandes moléculas insoluoles que forman las manchas se convierten en una mezcla de moléculas solubles más pequeñas.

e) I n f l u e n c i a d e l a concentración. Como la velocidad de las reacciones depende de! número de choques, si la concentración de los reactivos es baja, ia reacción se vuelve más lenta. Si se aumenta ia concentración de uno o ambos reactivos, aumenta el número de colisiones y con esto, la probabilidad de que se active la reacción.



Clase 16

Guía 16

Modificando la velocidad de una reacción química

Vimos que la temperatura y el grado de división de las sustancias son factores que aumentan la velocidad de reacción.

Las sustancias que forman los comprimidos efervescentes son capaces de reaccionar y producir gas. Si las dos sustancias constitutivas se mezclan en estado sólido, la reacción entre ellas no es posible. Pero si se las disuelve en agua, entonces las partículas disueltas pueden moverse y se produce la reacción fácilmente.

Materiales

• Cuatro pastillas de sales efervescentes. • Dos vasos.

Coloque en los dos vasos cantidades iguales de agua hasta un poco menos de la mitad. Pero en uno agua fría y en el otro, agua caliente. Deje caer una pastilla efervescente en cada vaso. Tome el tiempo que tarda en terminar la reacción en cada caso. ¿Qué variables utilizará para determinar cuándo finalizan la reacciones?

Coloque nuevamente en dos vasos la misma cantidad de agua como en la actividad anterior. Muela finamente sólo una de las pastillas. Arroje ambos cuerpos efervescentes uno en cada vaso y mida el tiempo que tarda en finalizar la reacción en los dos vasos.

Realice un breve comentario para cada caso referente a las velocidades de reacción. , ,

© 2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información f a *¿ s ¿ /

ÍX^^SK c o n o \ j o . \ \ <pc e. c^ito - £-4 ^ ^ V ?*( '\ > h ^ , rStjá. •



1) A un clavo de hierro que pesa 5 g se le agrega 3,35 g de ácido clorhídrico. ¿Cuándo termina la reacción? La ecuación correspondiente es

2Fe + 6HCI = 2 FeCb + 3 H 2

2) A un vaso que contenía ácido clorhídrico se lo colocó sobre una balanza. Se agregaron con cuidado unos pequeños fragmentos de mármol al recipiente. Desde ese momento se registró cada minuto el peso del vaso con su contenido.

Tiempo Masa (minutos) (gramos)

0 130,13 1 129,98 2 129,91 3 129,85 4 129,79 5 129,74 6 129,69 7 129,66 8 129,63 9 129,61 10 129,61 11 129,61

a) ¿La reacción se acelera o se frena a medida que pasa el tiempo? b) ¿Por qué cambió la velocidad de la reacción? c) ¿Cómo será la reacción con la misma cantidad de mármol?: i) en un solo trozo, ii) finamente dividido.

C i f a c í a *f £

f " n f o f i i i P S •»•> I I I V r v i M V V

Un ejemplo de reacciones con distinta velocidad

En su tratado // l i b r o d e l l ' a r t e , Cennino D'Andrea Cennini, en e! apartado correspondiente a "Ei método y sistema para trabajar sobre una pared, o sea, en Fresco" describe la preparación de la pasta base de este modo:

"Cuando se quiere trabajar sobre una pared (sic) primero de todo, tome una cantidad de cal y de arena, previamente bien tamizadas y humedézcalas con agua, mezclando bien los componentes y mantenga suficientemente mojada la pasta por dos o tres semanas".

Si tenemos en cuenta los materiales para confeccionar la pasta, que después se coloca sobre ia pared: cal (óxido de calcio), arena (óxido de silicio) y agua; pero si después de muchos años se analiza químicamente una muestra de un fresco, se encuentra que está formada por carbonato de calcio y arena. Obviamente algún tipo de reacción química ha tenido lugar para que se produzca el cambio observado.

Al mezclarse la cal con el agua se ha producido una rápida reacción con desprendimiento de mucho calor al pasar el óxido de calcio a hidróxido de calcio cuando se combina con el agua, según la ecuación:

CaO + H 2 0 = Ca(OH) 2

Una vez confeccionado el fresco, éste se seca lentamente dejando una superficie porosa, ai evaporarse el agua en exceso que forma la pasta o arricio. Por esta porosidad, el aire se difunde dentro de la pared. A lo largo de muchos años el dióxido de carbono, presente en el aire, se combina con el hidróxido de calcio del fresco, convirtiéndose lentamente en carbonato de calcio.

Ca(OH) 2 + C 0 2 = C a C 0 3 + H 2 0

La arena (óxido de silicio) no participa de ningún cambio químico, por lo que permanece inalterada a lo largo de los años.

© 2 0 0 3 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de Información

E I1IM11M

Clase 17

¡cha 17

Energía de las rea colones químicas


• La energía en las reacciones químicas. • Reacciones endotérmicas y exotérmicas

La energía ocupa un lugar importante en todos los procesos naturales. En los cambios químicos de cualquier índole existe siempre una determinada cantidad de energía involucrada. Por este motivo creemos que es importante dedicar una clase a este aspecto de la química vinculado con ¡os cambios de energía en las reacciones químicas.

Energía y reacciones químicas

En la sección denominada enfoques de ia clase anterior mencionamos que cuando se mezcla la cal con el agua el sistema se calienta; cuando se prepara un adhesivo en base a resinas epoxi, al mezclar los componentes y durante el proceso de curado de la mezcla ésta también se calienta. También son conocidos los efectos de deterioro provocados por ¡a radiación ultravioleta sobre la celulosa y por consiguiente sobre todo objeto del que forme parte.

La energía se manifiesta en ios procesos donde ocurren cambios de algún tipo. Las reacciones químicas son un tipo de cambio por lo que siempre están acompañadas por manifestaciones de energía. En cualquier proceso la energía t o t a l d e u n s i s t e m a s e c o n s e r v a .

Cuando calentamos una olla con agua, tanto el agua como la olla se calientan. Esta energía, almacenada por cierto tiempo en el agua se puede usar, por ejemplo, para cambiar las proteínas de ia ciara de huevo que se endurecen. Este fenómeno, la coagulación de las proteínas de la clara de huevo, era utilizado antiguamente como adhesivo para las porcelanas y otros objetos.



Reacciones endotérmicas y exotérmicas

Las reacciones químicas pueden ser de dos tipos:

- Cuando ia energía almacenada en las sustancias en forma de energía química potencial es liberada durante una reacción química, se dice que se trata de una re^ciójn_ew(é^roca. Por ejemplo, en el proceso de "apagado" de la ca! viva, en el cual el oxido de calcio reacciona con el agua, formándose hidróxido de calcio según la ecuación:

CaO + H 2 0 = Ca ( OH )2 + Calor

- Si para que ocurra una reacción química es necesario suministrarle energía se dice que la reacción es endotéjrnica. Por ejemplo, el proceso de deshidratación de ia celulosa por efecto del calor donde algunos grupos hidroxilo de ia cadena se condensan con la formación de agua que se desprende. Las consecuencias de esto es que las cadenas lineales de la celulosa se convierten en una red.

La energía que desprenden o que requieren para producirse las reacciones químicas, tiene importancia a la hora de establecer tratamientos de conservación donde se puede afectar a otros materiales que componen ei objeto sobre el que se realiza una intervención. Por ejemplo, si una reacción ocurre demasiado velozmente, puede liberarse una gran cantidad de energía y la mezcla de reactivos puede generar productos indeseables al subir mucho la temperatura. En ei caso de las masillas de dos componentes, si son preparadas sin un control de las cantidades adecuadas de los reactivos, el proceso de curado se produce demasiado velozmente, solidificándose demasiado rápido. Como consecuencia de esto, la masilla se resquebraja y desprende de las superficies a! poco tiempo.

-



Clase 17 Guía 17

¿"Apagamos" un poco de cal?

La ca! viva fue empleada en construcción desde la antigüedad. Químicamente es, como ya hemos visto, oxido de calcio. Se la obtiene por una reacción endotérmica a partir del la calcinación de piedra caiizaa a la que se la caliente a 1000° C.

La cal viva es un óxido básico que reacciona enérgicamente con el agua en una reacción exotérmica dando su correspondiente hidróxido: la cal apagada o cal hidratada. En esta reacción se desprende gran cantidad de calor que evapora parte del agua utilizada. Simultáneamente, la cal viva desterrona y expande. El hidróxido de calcio ocupa tres veces más volumen que el de la cal viva primitiva.

El hidróxido de calcio es poco soluble en agua: apenas 1 gramo/litro. Su solución se denomina "agua de ca!". Agitando la cal apagada en agua, el polvo queda en suspensión llamándose lechada de ca!, la que se utiliza para e! blanqueo de paredes, con la ventaja adicional de ser desinfectante.

En esta guía les proponemos que usted apague un poco de ca! viva.

Materiales ) i

Un poco de cal viva u oxido de calcio. Un frasco de boca ancha. Una varilla de madera para revolver Un termómetro.

• Paciencia.

Coloque la cal viva uniformemente triturada dentro del frasco.

Agregue lentamente agua, revolviendo constantemente, formando uní pasta. Una vez bien mezclada, agregue agua hasta que cubra la pasta. Medir la altura del agua y la temperatura. Repetir estas mediciones cada media hora, varias veces. Dejar reposar 48 horas. Medir nuevamente la altura y la temperatura.

Q Describa sus observaciones. „ .


Clase 17


' • ¿Ha detectado reacciones endotérmicas o exotérmicas en su actividad habitual? ¿Cuáles?

-•*'- • Escriba la reacción de "apagado" de la cal viva.

3 ! ~y • Calcule las masas de las sustancias que reaccionan y la cantidad de

producto obtenido estequeométricamente.

«¿I • ¿Cuántos moles de moléculas de hidróxido de calcio habrá en 20 kilogramos de cal hidratada, es decir, en una bolsa como las que se utilizan para la construcción?

^ I C e o - v - 4 , ^ ^ o u

*> e s o *



¿Por qué se ponia tanto cuidado en la preparación de los f rescos?

El apagado de la cal se debe realizar cuidadosamente. Mientras se agrega el agua sobre la cal se remueve constantemente ía pasta. Después se cubre con agua el producto y se lo estaciona cuarenta y ocho horas o más. Así se tiene la seguridad de que todo el óxido de calcio reaccionó con el agua. Un grano que no lo hiciera se apagaría más adelante con la humedad del aire. El consiguiente aumento de volumen originaría globos y ampollas en los revoques que afectaría a los frescos.

Con cal apagada, arena y agua se hace la mezcla para revocar paredes al fresco. Esta mezcla endurece gradualmente al secarse. El fraguado demora alrededor de treinta días, siendo un fenómeno complicado en el que intervienen: la cristalización del hidróxido de calcio y su posterior carbonatación con el dióxido de carbono del aire.




P R U E B A ESPEJO Y RECAPITULACION PERSONAL Experiencia apagado de cal. Se procedió a realizar la experiencia de acuerdo a lo solicitado. En los primeros segundos de colocar el agua sobre la cal viva arrojó una decantación casi instantánea. En el frasco se colocaron 5,5 cm. De agua siendo esta una altura constante, no asi la de la cal, que luego de haber sido una pasta, comenzó a ir disminuyendo su tamaño considerablemente, finalizando la prueba con la cal a una altura de 1,5 cm, siendo inicialmente la misma medida que el agua. A esto se suma que el agua no solo no varió su altura pero si visualiza en tres capas, la primera donde se depositó el sedimento, la segundo del medio, la más pura, donde solo permanece el agua, y la tercera, la superficial con una película blancuzca y muy delgada como cuajada. Además cabe destacar que la temperatura inicialmente del agua fue de 20 °, pero mientras duró el proceso de apagado, o sea de mayor ebullición, llegó a los 110 °,pero ya 24 hs, más tarde bajó a 40° para terminar el ultimo día de la experiencia con 18° casi la temperatura del ambiente, en realidad del taller donde se realizó la experiencia. Es de mencionar que mientras dura el proceso de apagado, que lleva casi un día, de acuerdo a la calidad de la cal y del batido que se le efectuó la temperatura iba subiendo segundo segundo, esto quiere decir mientras el sistema en cuestión hasta no alcanzar su punto de pagado total no iba a dejar de bajar la - i * i j_/ s.' L Cl t 1 vi-., J \ J i . \ J VUUiivtV vdkv A W V J v k5 ^ & \ , % A \ J íZix-JÍX j iVuiVüiU K s J i Vviwii VvittiivíV 1C4- iVilifjVi UIU1 ti. OvVjti,,

mientras tanto el calor producido por la reacción hace que esta sea aún más efectiva. M u y buen relato de l a experiencia. Por tu descripción l a reacción de apagado de l a cal o sea l a transformación d e l o x i d o ue c a l c i o en hidróxido es u n a reacción exotérmica como habíamos a f i r m a d o desde u n p r i n c i p i o .

1) ¿Ha detectado reacciones endotérmicas y exotérmicas? ¿Cuáles? Uso de masillas epoxi, donde se produce una reacción Endotérmica, por lo general cuando he usado resinas de este tipo noto que l a masa se calienta lo que es característico de las reacciones exotérmicas y no endotérmicas Alumbre de potasio. Reacción Endotérmica, Sol. Sulfato de Cobre y de Hierro, reacción Exotérmica.} 2) Escriba la reacción de apagado de cal viva Reacción química lixotermica, donde se expulsa calor y energía.

3) Calcule las masa de las sustancias que reaccionan y la cantidad de producto obtenido CaO + H20 Ca O H 2 + calor

56 Ü + 18 g 40 s. 18g p o r l o t u n t o deben ser 3 4 g r de Ofí no 1 8 c o n l o que se cumpliría l a ley de conservación de l a masa produciéndose 74g de hidróxido de calcio.

X = 40 g x 18 H2Q = 12,8 g CaO 56g de L a O que se combinan con 18g de H2Oproduciéndose 56 g CaO 74g de Ca(OH)2y calor que se desprende

H) ¿v^ucunu» iiiuics uc iiiuieuuia» uc IUUIUAIUU uc eaieiu iiauia cu z.u K. I>C eai muiataua, t CaO+2° a O H 2

Ca HO 2 6,42 gr = 20 Ca x 18H20 56 CaO

Según l a ecuación se produce u n mol de hidróxido cuya masa es de 74g por lo que en 2 0 . OOOg de hidróxido habrá: 1 m o l / 74g x 2 0 . OOOg - 2 7 0 , 3 moles de hidróxido. H a s t a aquí l l e g a m o s Nos mantenemos en contacto. M a r i o

¿Comenzamos con la clase? Informe cíase N° 17

Fecha de entrega 03 de Octubre

C l ü i ü s e U S


• Soluciones, dispersiones y mezclas. • Composición centesimal de un sistema.

Entender la complejidad de los sistemas materiales y las propiedades que esta complejidad trae aparejada es importante para analizar y tomar decisiones en los trabajos de conservación y restauración de bienes muebles que pertenezcan al patrimonio cultural de una comunidad.

En esta parte de nuestro curso comenzaremos un camino en este sentido. En esta clase veremos los distintos tipos de mezclas posibles que componen los materiales con los que se realizan los objetos y algunos cálculos necesarios para trabajar en forma cuantitativa con las distintas mezclas que se presenten.

De mezclas, dispersiones y soluciones

Ya vimos que en la naturaleza y en los materiales con los que trabajamos habitualmente nos encontramos con mezclas de varias sustancias. El papel, las aleaciones, los pigmentos, los revoques son algunos ejemplos de estas mezclas complejas.

Estos sistemas de varios componentes presentan propiedades diferentes de las sustancias que los componen. Encontramos que estos sistemas pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, pero existen otros que no podemos clasificar fácilmente en uno de estos tres tipos.

Existen sistemas; como las emulsiones y las suspensiones, que son inestables y sus componentes se separan al cabo de cierto tiempo. Otros, como ciertas^oluciones, pueden permanecer estables durante mi lesWaños.

Para comprender las propiedades de un sistema con varios componentes necesitamos saber en qué forma están distribuidos esos componentes, qué tamaño tienen sus partículas y cuáles son las atracciones entre ellas.

« • - h

\ © 2 0 0 3 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Araentina de información

Vimos que hay dos casos extremos: los sistemas homogéneos y los heterogéneos.

En los sistemas homogéneos hay una distribución pareja de las diferentes clases de moléculas, átomos o iones que forman el sistema. En este caso, ias propiedades del sistema dependen de las atracciones_entre las ^partículas solamente. Las atracciones se producen individualmente entre las moléculas, iones o átomos. Todas las mezclas homogéneas son soluciones.

En los sistemas heterogéneos, también llamados dispersiones o sistemas dispersos, por el contrario, las moléculas, átomps„gipjñis_están"djsjribuidos irregularmente, formando zonas (fases) donde predominan las partículas de uña ciase separadas de ¡as otras zonas del sistema donde hay partículas de otra clase. Las propiedades del sistema dependen de tres factores: a) las atracciones entre las partículas, b) de sus agrupaciones y c) del tamaño de estas agrupaciones. Las atracciones no sólo se producen entre las partículas sino también entre éstas y las interfases (superficies de separación entre las distintas regiones con diferente composición del sistema).

Interfases

Sistema heterogéneo

En los sistemas heterogéneos casi siempre hay una fase que está en mayor proporción llamada f a s e d i s p e r s a n t e y fases que están en menor proporción denominadas f a s e s d i s p e r s a s .

Las fases dispersas pueden ser de tamaños muy distintos. El tamaño de estas fases se suele expresar en micrones. Un micrón es la milésima parte de un milímetro. 1 u. = 0,001 mm.

Teniendo en cuenta los tamaños de las fases dispersas, los sistemas heterogéneos pueden ser de tres tipos diferentes: dispersiones groseras, djspiersjones finas y dispersiones coloidales.

Dispersiones groseras

Son sistemas donde sus fases se distinguen a simple vista. El tamaño de las fases dispersas es mayor a 50 u.. Los mármoles graníticos sorTún ejemplo.

TY\ y (¿Si m a rp^vlT cLL CO m i l i rvtíVo .


Dispersiones finas

Las fases dispersas de en estos sistemas tienen un tamaño menor a 50 u. y mayores a 0,1 u.. Se observan con ia ayuda de una lupa, o un microscopio.

Dispersiones coloidales

Estos sistemas marcan el Ifmite conjos homogéneos. Las fases dispersas tienen un tamaño que va entre los 0,1 u. y 0,001 u.. Estas partículas se llaman m i c e l a s . Las partículas que forman sus fases dispersas pueden observarse al ultramicroscopio. Por ejemplo, las gelatinas o las proteínas de la clara de huevo en agua.

En los coloides^ la continua agitación de las moléculas de la fase \ dispersante mantienen en movimiento a las partículas de la fase dispersa. Esta característica hace difícil que aumente el tamaño de la fase dispersa, por ¡o que resulta difícil que sedimenten,. Otra causa de estabilidad de los coloides está determinada por la afinidad entre la fase dispersa y la fase dispersante. Si son afines, sus moléculas se atraen mucho; por el .contrario si se atraen poco, resultan poco afínes. Cuando las fases son afines el sistema es muy estable,Talase

^dispersa se mantiene distribuida y no hay sedimentación apreciable< Algunos coloides se forman cuando se dispersan partículas de elevada

afinidad con el agua. Pueden así inmovilizar gran cantidad de moléculas del líquido y formar g e l e s (sistemas que se comportan como un sólido, pues no fluyen al inclinar el recipiente que los contiene). Este fenómeno es muy característico de las micelas macromoleculares largas y flexibles, como las del almidón o la de algunas proteínas como el colágeno de las gelatinas y varios tipos de polímeros sintéticos. Aquellos coloides que__se comportan como si fueran líquidos se denominan soles. Si el medio dispersante es agua, se llaman h i d r o s o l e s , si es alcohol, a l c o h o l s o l e s y si es aire, a e r o s o l e s .

i...;::-:;, dispersiones y ios estados de agregación de sus tm>es

Según el estado de agregación de sus fases se clasifican en: 1 J S u s p e n s i o n e s : cuando la fase dispersa es sólida y se encuentra

-* / finamente dividida y la fase dispersante es líquida. Por ejemplo la tinta r \ china o las pinturas.

El engrudo, hecho con harina y agua o las pomadas de lustrar, por \ ejemplo. /

3/ E s p u m a s : donde un gas se encuentra disperso en un sólido o en un [ líquido. Por ejemplo, el poiiuretano expandido, la clara de huevo batida o l cuando se bate agua con un tensoactivo como los jabones o \ detergentes.

- ción 'Patr imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de Información

4. tiiimos: en los cuales un sólido molido muy fino se dispersa en un gas. Como ejemplo tenemos partículas de carbón en aire.

/ 5. E m u l s i o n e s : son sistemas donde tanto la fase dispersa como la L. dispersante son líquidas.

Por lo general, todos estos sistemas sedimentan, ya que son muy inestables por el tamaño de las partículas de la fase dispersa.

:.,dS sed i

El estudio de las soluciones tiene gran Importancia, ya que la mayoría de~1 £«?r f

las reacciones químicas son reacciones entre soluciones. ^"s^kcn Recordemos que las soluciones son sistemas homogéneos fraccionables

formados por dos o más sustancias miscibies, que no reaccionan entre sí. Podemos considerar a las solucjones como dispersiones homogéneas, es

decir que son mezclas de varias sustancias que tienen el aspecto de una sola. Cuando la solución está constituida por dos sustancias puras, una de ellas

suele hallarse en menor proporción (susjajTdadispersa), a ésta se la denomina s o l u t o . La otra es la sustancia dispersaTtteTllamada solvéntelo djsojyente^

Los términos goluto y solvente^ n ^ ^ ^ p j c ^ n ^ u a n d ^ j a ^oJucjón^pj^ta_de| igua|c^ntjda£t4asu$tancias enje[ jn jsxw^ A

Las soluciones tien&ipTopiedades específicas idénticas en todas partes. Su densidad, color, viscosidad, etc. son iguales cualquiera sea la porción del sistema que se examine. Pero estas propiedades específicas de las soluciones dependen de la relación entre las masas del soluto y solvente. Por ejemplo, si se evapora el agua de una solución de agua y sal, la densidad de ésta aumenta.

Realmente no es estrictamente cierto que el solvente disuelva al soluto; para que la solución se forme es necesario que interactúen las partículas del solvente con las del soluto.

Las interacciones entre soluto y solvente se producen cuando el tipo de unión en los componentes de la soluciones es semejante. Si las atracciones entre el soluto y el solvente son debidas a cargas eléctricas permanentes (como las fuerzas existentes entre dipolos o iones) se establecerá entonces una atracción entre soluto y solvente. Tratándose de sólidos iónicos en solución, como el cloruro de sodio, los dipolos de las moléculas de agua originan poderosas fuerzas de atracción electrostáticas que vencen a ias fuerzas de atracción entre los iones. Los aniones cloruro quedan rodeados por moléculas de agua cuyos extremos positivos se agrupan junto al anión cloro. Con los cationes sodio sucede algo similar: son rodeados por el extremo negativo de las moléculas de agua.

Se forman así iones hidratados que se mueven libremente en el seno del agua.


E! dibujo siguiente trata de esquematizar e! caso propuesto para e! anión cloro.

Ion hidratado de cloro

Si las atracciones entre las moléculas del soluto y las de! solvente son de! tipo Van der Waal 1 , también se formará solución. Este es el caso de las soluciones donde las moléculas son no polares.

i ciu O I I ci uaou uc Un 01 ci itco I I J J O O uc an ai^uui ico ci i i ic ouiuiu y O O I V O I ilc (por ejemplo ai mezclar partículas cargadas y no cargadas), no se formará solución, en este caso se dice que son no miscibles.

El proceso de formación de una solución puede ser endotérmico o exotérmico. En ambos casos el estado de! soluto es más estable del que tenía antes de disolverse.

Las soluciones pueden presentarse como líquidas, sólidas o gaseosas. Esto dependerá del estado de agregación del solvente.

Composición centesimal de un sistema materia!

Es importante determinar en muchos casos el porcentaje de cada una de las fases que constituyen un sistema heterogéneo o de los componentes de un sistema homogéneo, o bien de ios elementos que constituyen una sustancia compuesta.

1Las sustancias covalentes con moléculas no polares se mantienen unidas por fuerzas muy débiles del tipo electrostáticas denominadas fuerzas de Van der Waal. Estas fuerzas se originan en desequilibrios transitorios en las cargas eléctricas de este tipo de moléculas, que se producen con el movimiento de los GiGCtfOHGS CíG GíiiGCG.


Por ejemplo, una muestra de peltre ley contiene 20 gramos de estaño y 5 gramos de plomo. Para saber su composición porcentual, calculamos la masa total del sistema, que resulta ser de 25 gramos.

20 g de estaño + 5 g de plomo = 25 g «¡

Conocida la masa de! sistema, se calcula el porcentaje de cada uno de los componentes por proporción.

25 g 1100 g = 20 gJ x entonces x = 100 g . 20 g / 25 g = 80 g

25 o /100a - 5 a / x entonces x - 100 a . 5g / 25 g = 20 a

La composición centesima! es: 80% de estaño y 20% de plomo para 100 g de peltre ley.


A 1

G • - 1 1 ;

Detectando coloides Los coloides y las emulsiones tienen la capacidad de dispersar la luz. Si un

haz luminoso atraviesa una dispersión coloidal lateralmente, se observa el mismo efecto que cuando un rayo de sol penetra por una rendija en una habitación oscura; el camino del rayo de luz será perfectamente visible porque ¡as partículas de polvo atmosférico la reflejan. Este fenómeno se conoce como efecto Tyndall. En las soluciones, este efecto no sería apreciado porque las partículas de! soluto son muy pequeñas y no difunden ¡a luz.

Le propongo un sencillo experimento que le permitirá diferenciar un sistema coloidal de una solución.

Materiales

• Dos vasos o frascos chicos. • Una linterna. . • Un trozo de cartulina negra. • Un gotero. • Azúcar o sal. • Leche.

Prepare en uno de los vasos una solución de azúcar o sal y en el otro agregue agua y dos gotas de leche con la ayuda del gotero. Agite bien ambos vasos.

Cubra el vidrio de la linterna con la cartulina negra donde se ha practicado un pequeño orificio en el centro. Al encenderia obtendrá un haz delgado de luz.

Disponga los dos vasos y la linterna como en la figura, de modo tal que el haz de luz llegue lateralmente primero al vaso con la solución y luego al que contiene la dispersión coloidal.

© 2 0 0 3 Fundac ión Pat r imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de In formación

Describa sus observaciones.

Linterna Cartulina

Solución Coloide Vasos

Esquema del dispositivo experimenta! I

•o <3- "í^ivc^ÓV

€5 2 0 0 3 Fundac ión Patr imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de in formac ión

J ¿Cuáles son las características que diferencian una solución verdadera de un sistema que no lo es?

Cuando se mezcla gelatina en polvo con agua fría se forma un coloide líquido que no se endurece al enfriarse. Si se mezcla el polvo con agua caliente y luego se enfría, se forma el gel característico. ¿Cómo se explica esto sabiendo que la gelatina es una proteína?

La leche es un sistema que además de agua contiene sales, azúcares y dos tipos de proteínas. ¿Cuáles de estos componentes forman solución en la leche?

^•V" ••• « , a ~ - f - u i i , i >

© 2 0 0 3 Fundac ión Patr imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de In formación

Preparación de la pasta cruda para ia fabricación de lozas y porcelanas

No es sencillo generalizar los procedimientos para la fabricación de cerámicas. Para cada producto hay uno distinto. Entre las principales etapas, en ei caso de las lozas y porcelanas, encontramos la preparación de la pasta cruda.

Para prepararla se seleccionan las materias primas, se muelen finamente y se amasan con agua para homogeneizar la mezcla, o pasta cruda. Dos sustancias son imprescindibles: caolín y arcillas grasas, pero también se necesitan otros componentes: de 10 a 20% de feldespato que, ablandado a baja temperatura, favorece la cocción y da una masa compacta y bien aglutinada, y de 10 a 20% de arena o de cuarzo, que actúan como "desgrasante", disminuyendo la contracción de volumen durante la desecación y cocción por eliminación de agua. Sin desgrasante aparecen grietas y rajaduras.

La pasta cruda "madura" cuando se estaciona por largos períodos -que pueden durar meses- mejorando sus propiedades. Se dice, probablemente sin exageración, que las porcelanas chinas del siglo XV se confeccionaban con materia prima "madurada" durante 50 años.

€ ) 2 0 0 3 Fundac ión Patr imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de in formac ión

Rosario, 24 de noviembre de 2004 Hola Cecilia, buenas tardes. ¡Al fin terminó el congreso de la lengua!

Veamos esta clase.




E x p e r i e n c i a

La solución logra refractar el haz de luz sobre el sistema coloidal, pero este queda allí contenido sin poder dispersar el haz lumínico. Al existir la leche arroja un color blancuzco que impide que la refracción de la luz pueda ser continua ya que la absorbe. Por el contrario la solución es no solo refractaria sino su transparencia favorece esta proyección de la luz. Buena experiencia.

P R U E B A E S P E J O Y RECAPITULACIÓN P E R S O N A L

1- Es solución cuando existen dos o más sustancias irascibles y que no reaccionan, sino que se compatibilizan entre sí. Situación que no siempre se da en un sistema donde solo existe un componente. Además en la solución existe un soluto y un solvente o disolvente.

Muy bien solo agregaría que las partículas en la soluciones tiene un tamaño de! orden de la milésima de micrón. 2- Porque algunas proteínas tienen partículas que reaccionan con el calor y logran consolidarse

con los cambios de temperatura, conformado como en el caso de la gelatina " en un Geí" . Muy bien 3- Las sales y azúcares de la leche forman soluciones ya que son solutos y logran mezclarse con

un solvente/ disolvente el agua, en este caso. Mientras que las proteínas forman coloides al no disolverse íntegramente en el agua.

Muy buena la respuesta.

Bueno me despido hasta la próxima.

Mario

nr


• Solubilidad. • Concentración de las soluciones. • Dilución.

-

T a i d e a d e l a e x a c t i t u d t o m a posesión d e e s t e m u n d o y e l m u n d o

d e l a precisión l l e g a a s u s t i t u i r a l m u n d o d e l a aproximación a través

d e l i n s t r u m e n t o d e l a medición". Alexander Koyré

En las tareas de conservación se trabaja habitualmente con soluciones de distinto tipo. En muchos casos es necesario prepararlas a partir de una receta y, en otras, diluir las ya preparadas. En esta clase hablaremos de estos temas.

Concentración de las soluciones

Vimos que las soluciones guardan una relación entre soluto y solvente. Esta relación puede expresarse numéricamente, del mismo modo que ¡o hicimos para ia composición centesimal.

Para expresar la composición de una solución en forma cuantitativa se utiliza la noción de concentración.

© 2 0 0 3 Fundac ión Pat r imonio Histórico y S o c i a d a d Argent ina de in formación

Dicha relación puede establecerse entre masas o entre masas y volúmenes, o entre volúmenes.

Se presentan, por lo tanto, cuatro formas de expresión de la concentración:

Masa de soluto Masa de solvente

Entre masas

Masa de soluto Masa de solución

Masa de soluto Volumen de solvente

• Entre masa y volumen

Masa de soluto Volumen de solución

Volumen de soluto Volumen de solución

Entre volúmenes

Volumen de soluto Volumen de solvente


una relación volumen de soluto/volumen de solución. En este caso se habla de porcentaje volumen/volumen (% VA/).

Por ejemplo, se ha agregado a 40 cm 3 de alcohol etílico agua suficiente hasta completar 1 litro (1000 cm3). Para calcular la concentración se puede proceder así:

Si en 1000 cm 3 de solución hay 40 cm 3 de alcohol etílico entonces en 100 cm 3 de solución habrá X de soluto.

X = 100 cm 3 x 40 cm 3 /1000 cm 3 = 4 cm 3 e lo que significa 4 % V / V

Como en el caso anterior se pueden resolver dos tipos de problemas similares.

c) Muchos productos químicos, como es el caso del ácido sulfúrico cuya densidad es de 1,84 g / cm 3 , se expenden por peso ya que como su densidad es mayor que la del agua la relación peso/volumen está a favor del peso y no del volumen. En un litro hay más cantidad de solución que en un kilo. En estos casos la concentración se expresa como porcentaje de masa de soluto/masa de solución (% m/m). Para calcular la concentración se procede de un modo similar a los casos anteriores.

d) En química, se acostumbra a expresar las concentraciones en moles de soluto por cada litro de solución. Esta manera de representar la concentración se llama m o l a r i d a d (M). En este caso se establece una relación entre moles de soluto y volumen de solución. Para poder conocer la masa de soluto por cada litro de solución hay que recordar que un mol de cualquier sustancia está contenido en una cantidad de gramos equivalente a la masa molecular.

Por ejemplo, si se tiene una solución de ácido clorhídrico cuya concentración es 0,5 molar, significa que hay disueltos 0,5 moles de ácido en 1 litro de solución. Como la masa molecular del ácido clorhídrico es de 36,5 g, entonces 1 moi de ácido clorhídrico tendrá una masa de 36,5 g. Como la concentración es 0,5 molar se puede calcular la masa contenida de ácido con la ya conocida regla de tres simple:

Si 1 mol de HCI tiene una masa de 36,5 g entonces 0,5 moles tendrán una masa X

X = 0,5 moles x 36,5 g /1 mol = 18,25 g

Solubilidad

Con el mismo soluto y el mismo solvente podemos preparar soluciones de distinta concentración. Pero existe un límite a la cantidad de soluto sólido que se puede disolver en un solvente líquido. A este límite se lo llama solubilidad. La

solubilidad es la c a n t i d a d máxima de soluto que se puede disolver en una cantidad


De todas las posibilidades, para los fines de este curso, nos interesan sólo cuatro:

a) Expresar las concentraciones de una solución cuando el soluto es sólido y el solvente es líquido. Lo más conveniente en este caso es trabajar con concentraciones expresadas en porcentaje masa/volumen (% m/v), ya que resulta más sencillo medir el volumen de la solución. Como vemos, se trata de una relación masa de soluto/volumen de solución.

Por ejemplo, para calcular la concentración cuando se han disuelto 20 q de sal colocados en un recipiente y agregado agua hasta completar los 300 cm" de solución, podemos proceder del siguiente modo:

Si en 300 cm 3 de solución hay presente 20 g de NaC!

Entonces cada 100 cm 3 de solución habrá X

20 g x 100 cm 3

X = = 6,67 g 300 cm 3

> 6,67 % m / V

Con los datos de la concentración se pueden resolver dos tipos de problemas:

1) ¿En qué volumen de solución se encuentra contenida una determinada masa de soluto? Por ejemplo, si se necesitan 5 g de cloruro de sodio ¿en qué cantidad de ia solución anterior está contenida esa cantidad de gramos de sai común?

Si 6,67 g de NaCI están contenidos en 100 cm 3 de solución Entonces 5 g estarán en X

5 g x 100 cm 3 / 6,67 g = 74.9 cm 3 de solución

2) ¿Cuánto soluto se encontrará disuelto en 900 cm 3 de solución?

Si en 100 cm 3 de solución hay 6,67 g de soluto En 900 cm 3 habrá X

X = 9 0 0 c m 3 x 6,67 g / 100 cm 3 = 60,03 g

b) Cuando el soluto y el solvente son líquidos es conveniente trabajar con


de solvente determinada, a una presión y temperatura dada. Para este tipo de soluciones, la solubilidad depende de la naturaleza del soluto y el solvente, y de la temperatura. Por lo general, la solubilidad aumenta con la temperatura, si bien existen unos pocos casos en que disminuye o bien no se modifica sensiblemente.

La solubilidad se expresa en gramos de soluto por cada 100 g de solvente a una temperatura dada. Por ejemplo a 40° C la solubilidad del nitrato de potasio es de 63,9 g en 100 g de agua, mientras que a 20° C es de 31,7 g en 100 g de agua; a esas temperaturas la solubilidad del cloruro de sodio es de 36 g y de 36,6 g en 100 g de agua. Las solubilidad de una sustancia en un solvente determinado y a una temperatura establecida, se encuentra en tablas o en forma de gráficos cartesianos en manuales de química.

Diluciones

Cuando se agrega solvente a una solución, ésta se d i l u y e . En muchas situaciones, en los tratamientos de conservación es necesario diluir algún producto que se esté por utilizar. Diluir no es lo mismo que disolver. Disolver es formar una solución mezclando sus componentes; diluir es agregarle más solvente a una solución ya preparada.

Al agregarle más solvente a una solución se disminuye su concentración. El volumen de la solución será mayor, también será mayor su masa, pero la cantidad^ de soiuto seguirá siendo la misma. Si por ejemplo tenemos 500 cm 3 de una solución al 96 % VA/ de alcohol y agua, el volumen de alcohol será de 480 cm 3 .

Si se agrega agua hasta 1000cm 3 como la cantidad de alcohol no ha variado, la concentración final es de:

Si en 1000 cm 3 de solución hay 480 cm 3 de alcohol entonces en 100 cm 3 de solución habrá X = 48 % V/V.

Con lo que la concentración ha variado de 96% VA/ a 48% VA/.

© 2 0 0 3 Fundac ión Patr imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de información

Soluciones por tocios lados

Ordenando el taller o el botiquín de la casa, en la cocina o en el lavadero es posible que encuentren soluciones. Detenga su atención en los diferentes líquidos. Seguramente algunos rótulos brindan información, otros tiene prospectos adjuntos para tal fin y en otros no encuentra información de manera inmediata.

Haga una lista de aquellos líquidos de los que puede afirmar si contiene uno o varios componentes y, en este último caso, consigne cuál es componente que se encuentra en mayor proporción.

Realice un cuadro donde consigne: nombre de la solución, soluto, solvente, concentración.

Analice el cuadro.

¿Hay alguna información que le llame la atención?

~i5£b>^ " f, a i

C M Í " & ézS

S e * -

- V;.

•e—o. - W O f c ¿

L l Y » *

Cte»Q Co^tt >u| O b ^ t i/*%-r>« j>

ser

9HOY


T i

Clase 19

1) ¿Será lo mismo preparar una solución colocando primero el soluto y luego agregando el solvente hasta completar un litro, que si a un litro de solvente se le agrega la misma cantidad de soluto? Explique su respuesta.

2) El rótulo de una botella de agua de lavandina indica que contiene: 55g de Cl /1 (55 gramos de cloro activo por cada litro de solución se puede leer en otra parte del mismo rótulo). Para preparar una solución desinfectante se recomienda diluir una taza (250 cm ) de lavandina en 5 litros de agua. ¿Cuál será la nueva concentración del cloro activo?

3) Se quiere preparar una solución de fluoruro de magnesio disolviendo 50 g de la esa sai en un litro de agua. Calcule su concentración expresada en m/V. (Esta solución se recomienda como funguicida de madera ya que es 1 incolora y no la mancha ni la altera. Se recomienda preparada en bateas de madera ya que ataca ¡os metales.)

4) ¿Cómo puede preparar una solución 1 molar de ácido sulfúrico?

éJ g h ^ f a y ¡ Í S C ^ S cok, <g^^ % a u ^

, ^ Mié £ ^ L

í * - s . l o ^ , 3 ^ ^ ^

••e—. loo c vs J FC ^ '


Simplificación del calculo de soluciones En su obra La conservación d e antigüedades y o b r a s d e a r t e Plenderleith

recomienda el siguiente método para simplificar el cálculo de diluciones: Al comenzar el apartado indica el siguiente cuadro al que llama: "Cuadro de

Pearson para la simplificación del calculo de diluciones".

Ejemplos: X = B - C Y = A - B

Entonces propone varios ejemplos. Uno de ellos es el siguiente:

¿Qué cantidad de agua hay que agregarle a una solución ai 12% para hacer una solución ai 5%?

Sea: A = 12%, B = 5%, C = 0% (agua).

Entonces: X = B - C = 5 - 0 = 5 partes de la solución al 12% (A) Y = A - B = 12 - 5 = 7 partes de agua (C).

Respuesta: mezclar 5 partes de la solución al 12% en 7 partes de agua.

Lo que resulta una práctica y curiosa regla nemotécnica para aplicar a la preparación de diluciones.


Rosario, 2004-11-25 Buenas tardes Cecilia, ¿Cómo estás? Veamos la clase

Informe ciase N° 19


Guía: Listado de soluciones.



Nombre Soluto Solvente Concentración Observación

Adhesivo Paraioid

Perlas Paraioid Acetona

Técnicamente . Pura

85 % Acetona

La concentración de perlas o acetona permite que este adhesivo se emplee para distintos sistemas materiales

Tintura natural Flores de Piquillín

Agua Caliente 80 % Agua Líquido Amarillento para teñir telas y papel.

Curador de madera Aceite de Lino

Vinagre de Manzana, esencia de Trementina

50 % Aceite Lino

Los solventes suman en proporción la misma cantidad que el soluto, pero este es más fuerte, por las características del aceite.

Goma Laca Escamas de Goma laca Alcohol Etílico 70 % alcohol

Funguicida Nipajil, Nipasol Alcohol Etílico 90 % Alcohol

Solución empleada como conservante en tinturas, y preparados orgánicos, como también en la conservación pinturas y tejidos.

Procenex Cloruro de

Benzalconio 80 %Butilglicol Con Aromatizante de limón. A l 5%

Barniz Dánmar Resina Colofonia Esencia de Trementina 80% Trementina Líquido Viscoso

En todos los casos para que se trate de soluciones líquidas el solvente lleva la mayor concentración, o en el mejor de los casos el resultado arrojado contiene mayor cantidad de solvente, aunque no sea la concentración más alta, caso curador de madera que posee partes iguales. Cabe mencionar que de acuerdo a la necesidad de ia solución, la cantidad de solvente es mayor o menor, pero esto determina también ciertos problemas mecánicos a futuro, en los objetos donde se aplican estas soluciones. Muy buen trabajo con las soluciones

Recapitulación y prueba espejo:

1) Depende de la naturaleza de las sustancias. Si soluto/ solvente son líquidos se obtiene la solución sin inconvenientes. Ahora si el soluto es sólido o requiere de ciertas procedimientos previos como ebullición o alcanzar cierta temperatura ( caso cola de conejo = agua) no es lo mismo colocar primero el solvente y luego el soluto, en muchos casos requiere de que se esté revolviendo constantemente para evitar que se formen grumos o pelotas con los solutos. Respecto a si es lo mismo completar un litro Soluto / Solvente que agregar la misma cantidad de soluto al solvente el resultado no es el mismo ya que varía considerablemente la concentración de la solución, (observación ya detallada en la guía sobre problemas a futuro). Ej. 1 litro de H C L sería demasiado fuerte y corrosiva la solución en un litro de agua, provocando en el metal a tratar daños irreversibles.

Muy bien

2) Si por 55 gr 1 hay 1000 Cm3 de H20

En 250 cm3 x 55 g Cl = 2,75 Cl Activo

5000 cm3 H2o Muy bien

3) - 1000cm3H2o 50 g Floruro de Magnesio

lOOcml x 50» = 5 % M / V 1000 cmH2O

Muy bien 4) - 1 mol de HS cuya masa es de 33,06 gr en 1000 cm 3 H2o

si en 1000 cm 3 H2o hay 33,06 gr Acido Sulfúrico en 100 cm3 x

X = 33,06 grx 100 cm3 = 3,3 gr. Ácido Sulfúrico

1000 cm3

Muy bien

Bueno terminamos.

Hasta pronto. Mario


• Disociación. • Reacciones entre iones en solución. • Cálculos con reacciones en solución.

Disociación

En ciases anteriores hemos mencionado que una sustancia iónica es capaz de formar solución con un compuesto polar por ¡as atracciones entre los iones y las cargas de los dipolos. En cada solución de cloruro de sodio (Na Cl) en agua, por ejemplo, cada ion N a + 1 está rodeado de moléculas de agua orientadas con su extremo negativo hacia ese ion. Cada ion C r 1 también se encuentra rodeado de moléculas de agua orientadas, en este caso, con el extremo positivo hacia este anión.

El proceso de separación de iones, antes ordenado en la red, se llama disociación.

Es importante destacar que en la solución cada ion se comporta, según sus características, en forma totalmente independiente. Por ejemplo, las soluciones con iones cobre (Cu + 2) tienen coior turquesa, típico de este ion, sin importar que provengan de distintas sales, y por lo tanto, acompañados por diferentes aniones.

La disociación no se produce sólo en el caso de cristales iónicos, sino también es compuestos polares. En particular, los ácidos y las bases.

El modelo de ácidos que utilizamos en el curso dice que los iones hidrógeno (protones) son los que dan a los ácidos sus propiedades. Por ejemplo:

Para el ácido nítrico, H N 0 3 + H 2 0 = N0 3 " + H +

Para el ácido sulfúrico, H 2 S 0 4 + 2 H 2 0 = S 0 4 " 2 + H +


Como en estos casos se forman soluciones iónicas, cada uno de los iones quedará rodeado de moléculas de agua, como en el dibujo de la clase 18.

Las bases o hidróxidos son compuestos iónicos que se disocian liberando cationes del metal y aniones oxhidrilo (OH").

Por ejemplo:

El hidróxido de sodio, NaOH = Na + + OH"

Si estas soluciones se mezclan con la de un ácido, producen una molécula de agua.

O H + H + = H 2 0

Al unirse, estos iones desaparecen de la solución y los ácidos y bases pierden sus características. Este proceso es el que llamamos neutralización.

Otras soluciones, como la de! amoníaco ( N H / , amonio), los óxidos metálicos o los carbonatos son básicas como vimos en clases anteriores y por lo tanto anulan el efecto de los ácidos.

Reacciones entre iones en solución

En las soluciones de las sustancias iónicas, los iones individuales se mueven entre las moléculas del solvente y se acercan de vez en cuando a otros iones.

Cuando se mezclan dos soluciones que contienen diferentes iones, es posible que éstos se atraigan entre sí más intensamente que con el agua, formándose un sólido incapaz de disolverse, que sedimenta en el fondo del recipiente.

Se dice que se ha formado un precipitado. A estas reacciones se las llama de precipitación

Para saber si se formará un precipitado nos podemos orientar con la siguiente información:

1. Los carbonatos (C0 3" 2), cromatos (Cr0 4" 2), oxalatos (C 2 0 4 " 2 ) y fosfatos ( P O 4 3 ) , excepto los de los elementos del grupo 1 de ia tabla periódica y los del amonio (NH 4

+).

2. Los sulfures (S"2), excepto los de los elementos del los grupos 1 y 2 y los del (NH 4

+).

3. Los hidróxidos y los óxidos, excepto los de los elementos de los grupos 1 y 2.

V I I U >J> 11 I I }*S I 1 1 1 1 , 1 V / U U V V I V I I « l « W i U i l i V t l I Q

Cálculos con reacciones en solución

Muchas reacciones químicas se llevan a cabo con ios reactivos disueltos en agua u otros solventes, ya que el medio líquido permite la movilidad de las moléculas e iones, facilitando su encuentro.

En esta ouía tendrá ciue utilizar muchos de los conocimientos anteriores. A no asustarse y ¡adelante, siempre adelante! como dice el cuento.

¿Cómo averiguar la cantidad de gramos de un ácido presente en una muestra?

¿Cómo averiguar la concentración dei ácido?

Antes de intentar resolver estos interrogantes es preciso que recuerde qué es neutralizar, la técnica que empleó para lograrlo y el concepto de molaridad.

Materiales

• Un vaso (si es posible alto). • Dos frascos como los de dulce. • Una jeringa descartable de 20 mililitros o más (sin la aguja). • Un farmacéutico amigo (o habrá que buscar la amistad de alguno) a

quien pedirle que pese una de las sustancias con precisión. • Hidróxido de sodio de buena calidad (e! farmacéutico amigo pude

tenerlo). • Ácido clorhídrico.

• Extracto de jugo de repollo colorado (col roja) como indicador.

Como es una experiencia cuantitativa va a medir volúmenes con un Ü Idu ui i iwi no ouüvuauv. (a it »yc4.

Antes de comenzar con la experiencia propiamente dicha tiene que escribir ia ecuación de neutralización del ácido con ia base indicados (en alguna parte debe estar escrita) y calcular la masa molecular de cada sustancia que interviene, así como el número de moles en que ocurre la reacción. Esto le dará una idea de las cantidades de sustancias que intervienen en la reacción.


1. Los compuestos con elementos del grupo 1.

2. Los compuestos con amonio.

3. Los cloruros (Cl"), bromuros (Br") y yoduros (I"), excepto los de plata (Ag+), mercurio (Hg + 2) y plomo (Pb + 2).

4. Los nitratos (NCV), acetatos (CH3CO"), cloratos (CICV) y percloratos (CIO/).

5. Los sulfatas (S0 4" 2), excepto los de calcio (Ca + 2), estroncio (Sr + 2), bario (Ba + 2), plomo (Pb + 2), mercurio (Hg + 2) y plata (Ag+).

A partir de esta información sabemos que el sulfato de calcio (CaS0 4 , tiza) es insoluole en agua y que si mezclamos una solución que contenga C a + 2 con otra que tenga iones S 0 4 " 2 , se formará un precipitado.

003 f u n d a c i ó n Patr imonio y S o c i e d a d Argent ina de in formación

Prepare en uno de los frascos una solución con el ácido de! siguiente modo: coloque agua hasta la mitad y agregúele alrededor de dos mililitros de ácido medidos con la jeringa (no importa la precisión).

En otro frasco prepare una solución de concentración conocida, uno molar, de hidróxido de sodio. Una solución uno molar contiene un mol de hidróxido de sodio en un litro de solución. Como un mol de ese hidróxido tiene una masa equivalente a su peso molecular, pero medido en gramos, hay que preparar la solución disolviendo esa masa de hidróxido en agua y completando hasta un litro de solución. Para no tener que preparar un litro, se puede calcular una proporción equivalente. Por ejemplo: si se tiene que disolver 40 g y completar un litro de solución; es lo mismo 20 g y completar 1/2 litro, o 10 g en 1/4 litro, etc.

Ahora, ya tiene todo listo para trabajar. Coloque midiendo cuidadosamente, 10 mililitros de solución del ácido de concentración desconocida en uno de ios vasos y agregúele solución indicadora gota a gota hasta que tome un bello color rosado.

Lave cuidadosamente la jeringa desarmándola y cargúela con la solución de hidróxido de sodio de concentración conocida. Vierta lentamente el contenido de la jeringa sobre la solución del ácido y el indicador hasta el momento preciso en que vea que el indicador cambia su color a uno azul suave, ligeramente verde. ¿Qué volumen de hidróxido de sodio fue necesario? Anote ese volumen.

¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio hay en ese volumen? ¡Ahora los quiero ver! Recuerde que ya conoce la concentración del hidróxido.

¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico son necesarios para neutralizar esa cantidad de hidróxido de sodio? Use la relación determinada por la ecuación.

De acuerdo con esto, calcule la concentración del ácido clorhídrico.

A la concentración de una solución se la suele llamar título y a la técnica que se acaba de realizar, titulación.

1. El cloruro de hidrógeno (HCI) es un gas que se disuelve en agua. Este gas no conduce la corriente eléctrica, pero su solución acuosa sí. ¿Cómo se explica este comportamiento?

2. Decida si se formará o no un precipitado si se mezclan soluciones de: a) nitrato de potasio (KN0 3) y sulfato de cobre, b) cloruro de cinc (ZnCI) e Hidróxido de sodio.

3. Al mezclar 25 cm 3 de solución de HCI 0,8 molar con 300 cm 3 de solución de hidróxido de calcio 0,12 molar ¿cuál reactivo está en exceso y cuántos moles sobran?

r

Cuando se realizan cálculos estequeométricos, siempre se utilizan datos sobre una sustancia que participa en la reacción para averiguar acerca de otra sustancia participante.

Para los cálculos que involucran sustancias en solución, es necesario conocer:

1. Cuál es la sustancia sobre la que existe información. 2 Cuál es la sustancia que se quiere medir. 3. Qué relación de moles hay entre las dos sustancias a partir de lo indicado

por la ecuación correspondiente.

A partir de:

Primero hay que convertida a

r Luego traducimos a

r

Información de la sustancia conocida

Y finalmente expresarlos en unidades que respondan a la pregunta

Moles de sustancia conocida

Moles de la sustancia que se quiere decir

© 2 0 0 3 f u n d a c i ó n Patr imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de in formación


Alumno: C E C I L I A M : Sabbatini

Rosario, 29 de noviembre de 2004 Buenas tardes Cecilia Veamos la clase 20 ¿te parece?



Recapitulación personal y prueba espejo:

/. E l c l o r u r o de hidrógeno es u n gas que se d i s u e l v e en a g u a . Este no c o n d u c e l a c o r r i e n t e eléctrica, p e r o en solución a c u o s a si, como se e x p l i c a esto?

Porque el agua es polar y el gas no, a esto además se suma la presencia del oxigeno en la molécula de agua Y esto le confiere esa calidad. El ácido clorhídrico como todo ácido cuando se disuelve en agua se disocia en Cl e H + por lo que entonces puede conducir la corriente eléctrica.

2. D e c i d a si se f o r m a u n p r e c i p i t a d o o no a l m e z c l a r s o l u c i o n e s de:

Kno3 + sulfato de Cu si forma precipitado

ZnCl + Hidróxido de Na No forma precipitado porque el Na pertenece al grupo I Muy bien

3. A l m e z c l a r 25 cm3 de solución de H C I 0,8 m o l a r c o n 3 0 0 cm3 de solución de Hidróxido de c a l c i o 0,12 m o l a r ¿ C u a l es e l r e a c t i v o en exceso y c u a n t o s moles s o b r a n ?

25 cnú de HCI = 0,8 molar 300 cm3 de Hidróxido de Ca = 0,12 molar

La sustancia en exceso es el Hidróxido de Ca y los moles sobrantes son 0,4 molar. Muy bien

¡Buen trabajo!

Hasta pronto con la 21.

Mario

Cías© 21

Ficha 21

Reacciones en solución 2


• Equilibrio químico • Equilibrio de ácidos y bases en solución.

Reacciones reversibles

En este curso vimos que los ácidos y las bases son sustancia que, disueltas en agua, se ionizan. Si tomamos como ejemplo los ácidos, éstos se ionizan separándose en cationes hidrógeno (protones, H+) y aniones, formados por los radicales ácidos. Este proceso se cumple en ambos sentidos, es decir que al mismo tiempo que se forman iones a partir del ácido, éste se regenera constantemente por la unión de los cationes y los aniones.

Los procesos de esta naturaleza se denominan r e v e r s i b l e s y se los indica con el símbolo: •

4

Por ejemplo, en el caso de la disociación del ácido nítrico:

H N 0 3 - — • N O3 + H +

Las reacciones reversibles son, entonces, aquellas que se producen simultáneamente en ambos sentidos. Muchas reacciones son de este tipo, en mayor o menor grado. El proceso de producción de la cal viva es otro ejemplo de reacción reversible.

©2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad Argentina de información

Equilibrio químico

Las ecuaciones químicas nos permiten conocer las cantidades de productos esperados a partir de las cantidades de reactivos utilizados. Pero en las transformaciones reversibles los cálculos no coinciden con los resultados experimentales.

En las reacciones reversibles inicialmente la velocidad de transformación en un sentido es máxima y la inversa es prácticamente cero. Pero al cabo de cierto tiempo esta primera velocidad de formación disminuye, ya que la concentración de los reactivos también lo ha hecho y la velocidad de la reacción inversa aumenta porque la concentración de los productos, que ahora se comportan como reactivos, también ha aumentado. Finalmente, llega un momento en que ambas velocidades son iguales: se ha llegado a un e s t a d o d e e q u i l i b r b .

Este equilibrio se caracteriza por ser dinámico: el proceso no se detiene, pero ambas reacciones continúan desarrollándose con la misma velocidad por lo que no puede observarse cambios.

Existen otros procesos de equilibrio similares. En una botella cerrada con alcohol, por ejemplo, el líquido se encuentra en equilibrio con su vapor. Mientras las partículas de la superficie de la fase líquida se separan y forman vapor, éstas se atraen y regresan a la fase líquida. En este ejemplo, el equilibrio se da cuando la velocidad con que las partículas de un estado físico pasan al otro es igual a la velocidad con que se produce el proceso inverso.

En la formación de una solución saturada ocurre algo similar. Los iones que forman el cristal se separan al ser atraídos por el solvente y quedan disueltos y rodeados de moléculas de solvente. Al aumentar el número de iones en la solución aumentarán las posibilidades de choques y algunos iones volverán al cristal. Cuando las velocidades de ambos procesos son iguales, la solución se habrá saturado y estará en equilibrio.

En una reacción química en equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos no cambia con el tiempo, es decir permanecen constantes. Esta condición se expresa matemáticamente:

Concentración de productos ~ K equilibrio

Concentración de reactivos

Equilibrio de ácidos y bases en solución

Los ácidos y las bases pueden ser fuertes o débiles según si, al disolverse en agua, se disocian totalmente o presentan una reacción reversible.

© 2 0 0 3 Fundac ión Pa t r imon io Histór ico y S o c i e d a d Argen t ina de in fo rmac ión

Acidos fuertes

Al disolverse, las moléculas de los ácidos fuertes se separan totalmente en iones. Las reacciones de este tipo son irreversibles.

Son ejemplos de ácidos fuertes: el sulfúrico (H2 SO4), el nítrico (H N O3), el clorhídrico (H Cl).

Ácidos débiles •' 1 v

Los ácidos de este tipo no se disocian completamente y liberan una cantidad menor de protones que los ácidos fuertes. Esta reacción al ser reversible alcanza el equilibrio.

Por ejemplo el ácido hipocloroso (H Cl O) es un ácido débil y en agua se disocia parcialmente:

HCIO « 1 CIO" + H +

A partir de mediciones experimentales se ha calculado su constante de equilibrio que tiene un valor de 3,5 x 10"8 (0,000000035), que corresponde a:

[CIO-][H + ] = 3,5x10- 8= 3 5

[HCIO] 100.000.000

Este valor significa que hay 3,5 moléculas disociadas por cada 100.000.000 de moléculas sin disociar.

• • • - - < • • • •


C l a s e 21

Gula 21

Una base fuerte y un ácido débil

Cuando se produce una reacción de neutralización ésta generalmente va acompañada por una reacción en sentido contrario llamada hidrólisis.

Hidrólisis significa "descomposición por acción del agua". Cuando una sal se hidroliza libera iones H + y OH\

Hidrólisis de una sal de ácido débil y base fuerte

Durante la hidrólisis del una sal formada por un base fuerte y un ácido débil, ésta se ioniza totalmente según la ecuación:

C H 3 - C O O N a = CHs-COCr + Na +

Los iones acetato ( C H 3 - COO) se combinan con los cationes H + del agua para formar moléculas de ácido acético (poco ionizado) eliminando cationes H + del agua y dejando en exceso aniones OH -. Los cationes Na + no se unen con los OH" por ser el hidróxido de sodio una base fuerte (muy ionizada).

Materiales j . ' ' '

• Una pequeña cantidad de acetato de sodio. • Un frasco de vidrio o un vaso. • Agua.

• Indicador de extracto de repollo colorado.

Disuelva completamente una cucharada de acetato de sodio en agua.

Vierta una pequeña cantidad del indicador en la solución.

¿Qué color adquiere la solución?

¿Cómo puede explicar el resultado? ¿Qué debería suceder en el caso inverso, al tratarse de una base débil y un ácido fuerte?

© 2003 Fundac ión Pa t r imon io Histór ico y S o c i e d a d Argen t ina de In formac ión

Kecapituiacion personal y prueoa espejo

• Si a una solución saturada de cloruro de plata se le agrega solución de cloruro de sodio, aparece un precipitado blanco de cloruro de plata (AgCI). Trate de explicar qué ocurre.

• ¿Qué quiere decir que el ácido acético 0,1 molar está disociado en un 1*3%?

rüíííV '"'2--'- ft \ o nr~ i - " ' : • : ' . ' v í , ' :

-

• • ' : • . . .

0 1 i J j

•


Enfoque

Al yeso natural o piedra de yeso se lo suele llamar y e s o c r u d o . Este yeso crudo es un sólido blanco cuyo componente principal es el sulfato de calcio bihidratado: CaSo 4 2H 20. En esta sal, cada mol de sulfato de calcio está asociado a dos moles de agua.

El alabastro es una variedad cristalina, compacta y de grano fino del yeso crudo, confundible con el mármol.

El yeso crudo no tiene aplicaciones directas, excepto en la fabricación de cemento Portland. El yeso más utilizado es el y e s o c o c i d o o simplemente yeso. Se lo obtiene cuando se calienta yeso natural a 120°C. En estas condiciones se produce la deshidratación parcial del yeso crudo donde éste pierde el 75% del agua de cristalización. Después de este proceso, el sulfato de calcio permanece unido a medio mol de agua, con lo que el yeso cocido se encuentra hemihidratado.

La temperatura debe ser cuidadosamente controlada ya que si se pierde la totalidad del agua de cristalización, el yeso anhidro, anhidrita o y e s o m u e r t o no fragua.

El yeso cocido, molido y amasado con agua, fragua hidráulicamente, transformándose en un sólido. El fraguado es la reacción inversa de la deshidratación parcial. El yeso cocido recupera el agua perdida por calentamiento y regenera los cristales bihidratados.

© 2 0 0 3 Fundac ión Pa t r imon io Histór ico y S o c i e d a d Argen t ina de In formac ión

* Raí. ^1 %


• La disolución del agua. • Los valores del pH. • Soluciones reguladoras.

L a c e l u l o s a e s s e n s i b l e a l a t a q u e d e l o s ácidos... E l q u e s e m a n t e n g a r e s t r i n g i d a a l a s r e g i o n e s a m o r f a s o s e e x t i e n d a también a l a s

p a r t e s c r i s t a l i n a s d e p e n d e d e l tipo y l a concentración d e l ácido, l a t e m p e r a t u r a y l a

duración d e l a hidrólisis. Agnes Timar Baiazsy

Disociación del agua

El agua, aunque en una proporción muy leve, se encuentra disociada. El proceso se representa:

H 2 0 <=> H + + OH"

Esta reacción es reversible y su constante de equilibrio equivale a 10" 1 4. Este valor es el resultado de multiplicar la concentración de cationes hidrógeno (protones) por la concentración de aniones oxidrilo.

K W = [H.+ ] [Or-T]= 1G" 1 4

Dicho valor indica que solamente una molécula de agua se encuentra disociada porcada 10.000.000 de moléculas sin disociar.

Si el agua no contiene ni ácidos ni bases, las concentraciones de los respectivos cationes y aniones son iguales. La concentración de cationes


hidrógeno resulta ser, por lo tanto, de 10 Para no expresar los resultados como potencias de 10 negativas, se utiliza el logaritmo negativo de esas concentraciones. Así se define pH como el -log [H+] que para el agua pura tiene un valor de 7.

El pH y los grados de acidez o alcalinidad de las soluc iones

Vimos que cuando la concentración de protones (H+) es mayor que la oxidrilos (OH-), la solución es acida. En este caso su pH será menor que 7. Por el contrario, si la concentración de oxidrilos es mayor que la de cationes hidrógeno la solución es básica o alcalina y su pH será mayor que 7.

Los valores de pH pueden oscilar entre 0 ( muy ácido ) y 14 ( muy alcalino).

Nota: Los valores de pH resultan de la aplicación del -log a un número, por lo que a medida que disminuye dicho número, ei valor del -log crece.

Por ejemplo:

1. -log 10~1 =-log 0.1 = 1 2. -log 10"2 =-log 0,01 =2 3. -log 10'3 =-log 0,001 =3 4. -log 10 7 = -log 0,0000001 = 7 5. -log 10"14 = -log 0,00000000000001 = 14

Entonces, valores de pH altos implican concentraciones de H+ bajas y viceversa.

Los ácidos fuertes, como vimos, están muy disociados por lo que las concentraciones de cationes hidrógeno son muy altas: por lo tanto los valores de pH serán bajos. Por ejemplo, una solución de ácido clorhídrico 0,01 molar tendrá un pH igual a 2, mientras que el ácido acético disuelto en agua tiene un pH igual a 3. Estos valores indican que el ácido clorhídrico es más fuerte que el ácido acético.

Cuando estamos en presencia de una solución alcalina, el pH tendrá valores superiores a 7. Cuanto más próximos a 14 resulten los valores de las concentraciones de aniones oxidrilo, más básicas resultarán las soluciones. Y por consiguiente, más fuerte resultará la base.

Por ejemplo, una solución 0,1 molar de hidróxido de sodio tendrá un pH iguala 13.

Soluc iones reguladoras

Existen ciertas soluciones que tienen la capacidad de no permitir ia variación de pH cuando se les agrega ácidos o bases en concentraciones pequeñas. Estas soluciones se llaman a m o r t i g u a d o r a s , r e g u l a d o r a s o buffers.


Química Básica para Conservadores Dichas soluciones pueden estar formadas por un ácido débil y una sal

soluble de éste. Por ejemplo, una solución de ácido acético y de acetato de sodio.

El efecto regulador se produce porque el ácido de la solución reguladora es capaz de anular el efecto de una base y la sal que lo acompaña libera un anión que es capaz de anular el efecto de un ácido. Por ejemplo, si se agrega un ácido, éste hará que aumente la concentración de cationes hidrógeno, pero como en la solución se haya presente una sal de un ácido débil, estos cationes se unirán a los radicales de este ácido débil y la concentración de los cationes hidrógeno no variará.



C l a c i

Como el camaleón E/ camaleón, m a m a ,

e l camaleón c a m b i a d e c o l o r e s según l a ocasión.

Para determinar si una solución es acida o alcalina, como ya vimos, se emplean indicadores. Los tres indicadores más comunes son:

- el t o r n a s o l que en medio ácido toma color rojo y en medio alcalino, azul. - el a n a r a n j a d o d e m e t i l o que en medio ácido vira a! rojo y en el alcalino, a!

amarillo. - La fenoiftaleína que en medio ácido es incolora y rosada en medio alcalino.

Para conocer el grado de acidez o alcalinidad se emplea una mezcla de indicadores llamada i n d i c a d o r u n i v e r s a l . Este último adquiere diferentes colores según las diferentes concentraciones de cationes hidrógeno o aniones oxidrilo presentes al estar en solución. Esto permite crear una escala de colores en relación al pH de esas soluciones, teniéndose de esta manera un método para medir con muy buena precisión el grado de acidez o alcalinidad del medio.

Vamos a observar este efecto en nuestro archiconocido y nunca bien ponderado indicador, casi "universal", extraído del repollo colorado (col roja).

Materiales

• Extracto de repollo colorado (obviamente). • Varios frasquiíos transparentes. • Ácido acético (vinagre de alcohol). • Ácido clorhídrico. • Hidróxido de sodio. • Bicarbonato de sodio.

Coloque en cada frasco soluciones concentradas de las sustancias indicadas anteriormente. Agregue indicador "repollo universal" y observe la coloración que adoptan.

© 2003 Fundac ión Pat r imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de Información

Confeccione una escala de colores aproximada con lápices de colores.

Ahora, prepare soluciones de distinta concentración de ácido clorhídrico y de bicarbonato. Colóquelas en diferentes frascos y agregúele el súper indicador. ¿Cómo son ¡as coloraciones que adoptan? ¿Qué relación tienen con la escala de colores que confeccionó con anterioridad?



^• 1 Hjjíjii? «ÉEM á&i

1. El bicarbonato de sodio es una sal. Explique por qué se comporta como un álcali y si se trata de una base fuerte o débil.

2. Si medimos con el indicador universa! una solución y determinamos que tiene un pH 4. ¿Qué tipo de solución es: acida o básica? ¿Corresponden a un ácido o una base fuerte? Justifique sus respuestas.

3. ¿Qué colores adoptaría el indicador "repollo universal" si se tiene una solución de ácido débil y una de base fuerte?


*¡ÍA\ ? c t f i » i t l i l i y i t o Química Básica para Coiiservadores

r i a c a 0 0

E n f o q u e !

Sales normales, acidas y básicas

Algunos ácidos contienen en sus moléculas más de un átomo de hidrógeno, por ejemplo, el ácido sulfúrico. En e! caso de que todos los átomos de hidrógeno sean reemplazados mediante una reacción química determinada, se forma una s a l n o r m a l . Por ejemplo, el sulfato de sodio. Pero si solamente algunos de los hidrógenos del ácido son reemplazados durante la reacción, se forma una s a l a c i d a , como es el caso de! bicarbonato de sodio (NaHCOs) en el que solamente un átomo de hidrógeno ha sido reemplazado por el meta! sodio. Una sal acida se forma cuando la cantidad de base ha sido insuficiente para neutralizar completamente al ácido.

Una s a l básica se forma cuando para neutralizar una base se emplea una cantidad insuficiente de ácido. Por ejemplo, el cloruro básico de magnesio o hidróxi-cloruro de magnesio (MgOHCb).

Por lo que se debe ser cuidadoso si se desea neutralizar completamente una solución, agregando la cantidad de ácido o base necesarias, hasta que el indicador acuse que el pH es 7.


Rosario, 30 de noviembre de 2004

¿Vemos la clase?





1 - Si a una solución saturada de plata de le agrega solución de cloruro de sodio, aparece un precipitado blando de plata. Trate de explicar que ocurre.

No se produce precipitado porque estamos en presencia del cloruro de plata, pero sucede que como ambas soluciones poseen el ion cloro en su formación es más sencilla su atracción y dilución por tratarse de iones semejantes.

Si se produce un precipitado blanco de cloruro de plata ya que el cloruro de sodio se disocia completamente pero como la ion plata tiene es una base débil se une al cloro formando un compuesto insoiuble que precipita.

2- ¿ Que quiere decir que el ácido acético 0,1 molar está disociado en un F3 %?

Quiere decir que 0,1 molar es el valor del ácido acético disuelto en un 1,3 % de agua.

No quiere decir que si disuelvo 0,1 moles de ácido acético en un litro de solución solamente de esos 0,1 moles (o sea 6 gramos de ese ácido en 1000 cm3 de solución) 1,3% estarán disociados el resto no (de los 6g solo 0.078g estarán disueltos)

Ecuación de disociación : CH3COOH ===== Solo el 1,3% del total se encuentra bajo la forma en verde

Bueno hasta la próxima y no dudes en consultarme que tarde pero seguro voy a tratar de explicarte lo que no esté claro.

Mario

Rosario, 30 de noviembre de 2004 Hola Cecilia, nuevamente yo. Pero ahora de tarde, veamos la clase. Informe clase N° 22

Fecha de entrega 05 de Noviembre



Recapitulación personal v prueba espejo:

1- E l bicarbonato es una sai. Explique por que se comporta como un álcali y si se trata de una base fuerte o débil.

D e acuerdo a l a experiencia con el indicador y l a coloración obtenida es un álcali porque en l u g a r de dirigirse h a c i a los colores rojos-violetas que son los ácidos se t o r n a h a c i a los verdes que son los álcalis. a l mismo tiempo se t r a t a de u n a base fuerte, un álcali débil está más cerca del azul-verdoso y no es este caso. Muy buena respuesta.

2- Si medimos con el indicador universal una solución y determinamos que tiene P H 4, ¿ Que tipo de solución es acida o básica ¿Corresponden a un ácido o una base fuerte? Justifique sus respuestas.

L a solución es acida, y el número i n d i c a que es un ácido débil porque está más cerca de ser neutro, recordemos que el medio es 7 p a r a determinar ambas alcalinidad-acidez.

Muy bien 3- Que colores adoptaría el indicador "repollo universal" si se tiene una solución de ácido débil y

una de base fuerte?

F r e n t e a u n a solución de ácido débil como podría ser el Ácido Acético deja un color violeta. M i e n t r a s que l a base fuerte t a l como el Bicarbonato de Sodio deja un color verde oliva bien oscuro.

Muy bien

¡Eh...! ya terminamos.

Bueno, hasta pronto.

Afectuosamente.

Mario

«Pw- 1 : í ~'

Química Bastea para Conservadores

• • i I S^l # «E,


• Las reacciones químicas y la electricidad. • Reacciones redox en solución.

L a técnica estándar q u e s e u s a c o n l o s o b j e t o s d e h i e r r o

c o n s i s t e e n a p l i c a r l o s métodos d e reducción c u a n d o s e a p o s i b l e , . ,

H. J. Plenderleith

Cuando dos metales humedecidos se encuentran en contacto forman una pila electroquímica. En esta pila el metal químicamente más activo hace de polo negativo (ánodo) y el menos activo, de polo positivo (cátodo). Como consecuencia, el metal más activo se corroe más rápidamente, protegiendo así al menos activo.

En la clase 7 vimos que las reacciones químicas pueden clasificarse en dos grandes grupos:

• Reacciones en las que no hay transferencia de electrones. • Reacciones en las que se transfieren electrones de un átomo a otro.

Las reacciones del segundo grupo se conocen como reacciones de óxido y r & d u c a o n .

También vimos que la oxidación y la reducción son dos procesos que se cumplen simultáneamente. Por ejemplo cuando la plata se oxida pierde electrones que son ganados por el oxigeno del aire que se reduce.

La reacción se describe según la ecuación:

2Ag + 0 2 = A g 2 0 •


L~fe Química Básica para Conservadores

Los procesos parciales de oxidación y reducción se expresan, según vimos en la clase antes mencionada, por medio de semiecuaciones iónicas. En nuestro ejemplo son:

Ag = A g + + e" (oxidación)

O + 2e" = O"2 (reducción)

Los procesos de oxidación-reducción provocan transferencia de electrones, lo cual puede ser aprovechado para construir dispositivos que generen comente eléctrica. El más sencillo es la p i l a v o l t a i c a , que convierte la energía química en elecirica.

La circulación de corriente eléctrica entre los extremos de un conductor ocurre cuando entre esos puntos existe una diferencia de potencial. Esta diferencia de potencial se denomina, para el caso de las pilas voltaicas, p o t e n c i a l d e oxidación. Ei potencial de oxidación mide la tendencia que tiene el elemento a oxidarse, es decir, a perder electrones.

Numerosos experimentos se han llevado a cabo con el fin de determinar la facilidad con que los distintos elementos pierden sus electrones. Como resultado

i fi UUv.

química- en la que el puesto que ocupa cada elemento indica que pierde electrones con más facilidad que todos los elementos que quedan por debajo de él, en otras palabras es químicamente más activo como metal.

Potasio Sodio Calcio Magnesio Aluminio Zinc Hierro Estaño Plomo Hidrógeno Cobre Mercurio f i a i a

Oro

K Na Ca Mq Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Au

Todos los metales que aparecen por encima del hidrógeno en esa lista reaccionan con los ácidos dejando hidrógeno en libertad, mientras que los que están por debajo no reaccionan.


j *OI j *- Ü

Un sacapuntas y la oxidación de los metales

En este trabajo comprobaremos cómo cuando hay dos metales en contacto uno de ellos actúa como protector contra ia corrosión del otro. Vimos un ejemplo de conservación provocada por este efecto de una lámpara de aceite de plata en contacto con lámparas de cobre en un ambiente húmedo.

Como todos sabemos, los sacapuntas o afilalápices son pequeñas maqulnitas de plástico o metal que tienen una cuchilla de acero (hierro).

Materiales

• Dos sacapuntas uno de plástico y otro metálico. • ¿. VCtOU».

• Sal.

Prepare en cada vaso una solución de agua con bastante cantidad de sal.

Sumerja cada uno de los sacapuntas en un vaso con ia solución salina.

Describa lo que ocurre en cada vaso. Pasados unos minutos, saque los sacapuntas del agua salada, séquelos y

observe el estado en que ha quedado tanto el metal como las hojas de acero.

Vuelva a Introducir los dos sacapuntas en el agua salada, dejándolos

© 2003 Fundación Patrimonio Histórico y Sociedad .Argentina de Información


La tendencia que tiene un elemento a reducirse (a captar electrones) está medida por su p o t e n c i a l d e reducción. Los potenciales de reducción son los mismos que los de oxidación pero tomado en sentido inverso (con signo contrario).

Ai comienzo de esta clase mencionamos que dos metales humedecidos en contacto forman una pila y que el metal más activo se corroe más rápidamente que el menos activo, protegiendo así al menos activo. Este tipo de protección se llama protección anódica y el metal que hace de ánodo se llama letal de sacrificio. Por ejemplo cuando el hierro se recubre de una capa de zinc, aunque este último se raye o deteriore, esta capa sirve de protección. Lo mismo ocurre cuando está en contacto hierro con magnesio.

Como muestra la tabla de actividad química para metales, si tenemos un \rCY7<~\ riÍP H U i r or* r*r>r\\'jr*\r\ r n n m í j ^ f i & o i r \ a n ^jn* ¡a c o b r l o r*r\<ty°\r\ p e t a i'ii4irvir\ p e i t u ¿ . w ü w I H U I ¡ u Csi i w v i U y v t w w v i i ü t u ^ i i v O i w w i i u ^ u u O u i u u u , W M I V O>_'Lv_. U H I I i iv- / wv?

más activo químicamente, se oxidará primero antes que el hierro y mientras haya magnesio en contacto con el hierro, éste no se verá afectado por la corrosión.


s ¡BSk áfáiBk '^¡j?

Recapitulación personal y prueba espejo 1. Un ma! menor sucedido en un museo sirve como anécdota para visualizar

el tema de la corrosión y los tratamientos por reducción electroquímica. En un armario había una bandeja de plata corroída sobre la que se había colocado una etiqueta de zinc. ES armario debió estar húmedo y después de algunos años se comprobó que la etiqueta se había desagregado transformándose en cloruro de zinc. Ai limpiar la bandeja se descubrió que en ei punto de contacto, ei cloruro de plata de ia otrora corroída bandeja se había convertido en una zona de brillante plata pura. Trate de dar una explicación de lo ocurrido utilizando la tabla de actividad química.

2. Si se encuentra en contacto cobre con hierro sumergidos en una solución salina ¿cuál metal se oxidará y por qué?

i .


****

^ | Hy | ^ p | HWü fijflS'

La corrosión de Sos metales

En presencia del oxígeno gaseoso de la atmósfera muchos metaies pueden ^ApUHintif iicn p i u u c a u o i O U U A O í Í u i u u a i p i ^ f u ^ i i ct í íouwHGo y o v - . I U J L Í Ü I I O M W Í O Ü d i

oxígeno. Estos átomos del meta! se convierten en iones positivos que se unen con los aniones del oxígeno formados. Paulatinamente el metal expuesto al aire se transforma en óxido.

En algunos casos, el óxido formado está fuertemente adherido y hace de barrera protectora impidiendo el avance del proceso, como en el caso del cobre y sus aleaciones, en el que se convierte en una bella pátina protectora. Hay otros óxidos que no se adhieren ai meiai base y ai desprenderse dejan libre su superficie, que continúa reaccionando con el oxígeno del aire. El hierro es un ejemplo de este último caso, cuyo proceso de oxidación continúa hasta que todo el metal se ha convertido en óxido. Este proceso es llamado corrosión y sus efectos debilitan completamente el metal.


Contenido temático

• La química como ciencia experimental

Todo tiene un final. Todo termina.

Vox Dei

Esta es nuestra última clase de química. Es entonces un buen momento para recordar cosas, evaluar lo que se hizo, pensar en lo que queda por hacer. ¿Recuerdan lo que decíamos en la introducción?

1_I I U U I I I I S l I t O U I O I l i l i ¡ U U C ¿ 3 U t I U U l I j U I H U U C C A f J l l l ^ a W l U l I C O O U U I C I ( C U l U O ,

objetos y procesos que se apoyan en fenómenos observables, que pueden ser indicios o evidencias. Sin ideas que los expliquen, una lista de hechos no es más que mera información; sin hechos que ias apoyen, las ideas son especulaciones sin confirmar".

A lo largo de! curso hemos tratado de introducir algunas de estas explicaciones de cómo funciona el mundo natural e intentamos aplicarlas a algunas situaciones senciüas, con materiales sencillos y preguntas aparentemente e s ñ r * É ! í 2 i © M n r\r\r e s r e i m n ! a e r>sr¿^r^ís¡rt H a i o r \ r r v f i i n H i r l o H ñ ü r c i e ^ H Q r i 5 r 3 Y*\r\r\ar

apropiarse de esta apasionante ciencia. Transferirlo al de la conservación de los bienes culturales es tarea de ustedes.

La observación, la experimentación y la formulación de hipótesis son métodos necesarios para abordar los problemas que nos plantea nuestro trabajo. Pl rnaneio de datos y el reconocimiento de variables es fundamenta! para tener una mirada científica sobre los objetos con los que trabajamos.

Es importante tener en cuenta que los objetos rara vez están hechos de C i i G T - Í 2 n \ £5 C : f \ \ i T í j £~: d i ¡ ñ f Q ñ m 5 \ / ñ r i 3 C A F i f T ( £ i > f ' ! C H ¿ S iY\C¿~/ C \ p Q r i i i u \ / 3 n a n tóñ C; ? i

composición por múltiples razones: procedimientos de fabricación, procedencia de los materias primas, etc. Estas mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.


Todo lo que nos rodea está hecho de átomos y estos determinan el comportamiento químico de los objetos al unirse entre ellos formando moléculas, iones o macromoléculas. Es en su comportamiento donde se encuentran las h / u j u j U i j ia<j l ü i i w i w i i o o v^jut^ « I U I I I U O o o i u u i a u u . U A I U U O , u a j u o , a v i u u ' o y o a i b o . r o i u

aún faltan muchas más, las que corresponden al particular comportamiento del átomo de carbono, que posibilita la extensa cantidad de funciones orgánicas; con sus múltiples aplicaciones en el mundo de las operaciones de carácter preventivo (conservación) o curativo (restauración).

El ambiente en el que se encuentran los objetos también es un condicionante fundamental en la conservación de los mismos; por eso, variables como la humedad relativa - y a que ia humedad es una de las principales causas

dejar de tener en cuenta la composición del aire y los contaminantes dispersos que transporta, disueltos o en suspensión.

Dada la complejidad de los objetos con ios que se trabaja en conservación, decíamos, era fundamental abordarlos con una mirada sistémica, ya que lo que se hiciera sobre uno de los componentes del mismo afectaría irremediablemente ai resto.

"La ciencia de la conservación es comparativamente una disciplina joven" Hír-p i ir» fovfn nara r p n í o r u a H n r a e n a r a a n r a n a r "Uaw rolntiy amonto nr\r-a litprati ira

dedicada a ella". Esperamos que este curso haya colaborado en algo a llenar este vacío.

Al final estamos como al principio ¿Vemos ias cosas de otro modo?

Para terminar pasemos a la cocina.

Materiales

» Un clavo de hierro. • Un frasco de vidrio. • Sulfato de cobre.

\ En el frasco prepare una solución concentrada de sulfato de cobre,

Introduzca en la solución el clavo de hierro.

Observe atentamente y describa lo que ocurre.

¿Qué tipo de reacción química está ocurriendo?

Escriba la ecuación de lo que piensa que ocurre. Tengan en cuenta que los materiales reactivos son hierro y sulfato de cobre, el agua no participa de la reacción química.

Calcule las masas de las sustancias que intervienen en la ecuación, -pe — C o s 4 -12.6

¿Cómo procedería para calcular cuánto hierro se ha transformado?

4

fe«

© 2 0 0 3 f u n d a c i ó n Pat r imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de in formación

1. La siguiente lista contiene algunos ele los temas que estudiamos durante el curso. Léala atentamente y señale aquellos ítem que usted crea que lo ayudó a entender mejor ios problemas que enfrenta en su trabajo.

• Sistemas materiales. • Propiedades específicas y generales. • Cambios físicos y químicos. • Reacciones químicas. • Oxidación y reducción. « Funciones químicas. • Soluciones. • indicadores. • Reacciones en solución.

2. Qué le parece si aprovecha la oportunidad y evalúa el trabajo hecho durante el curso.

•003 Fundac ión Patr imonio Histórico y S o c i e d a d Argent ina de in formación

El conservado

Ray Bradbury, en su iibro R e m e d i o s p a r a melancólicos nos cuenta un cuento. En éi nos trasporta a muchos siglos de nuestra época en eí que hombres y mujeres son convocados a una plaza pública para manifestar su repudio a los testimonios de nuestra civilización actual. De todo se hurtan, todo lo desprecian. Saben que nosotros somos ios culpables de que ias ciudades hayan sido arrasadas y los campos convertidos en trigales radiactivos que brillan durante la noche. De pronto aparece un cuadro: La G i o c o n d a , milagrosamente Intacta. Todos se abalanzan sobre ella para destruirla. Un niño que observa perplejo es obligado a consumar la destrucción. Sus manos, mezclada con las de ios mayores, hacen a ñ i r s " . ¡ m a ñ s n es i n ¡ \ r - \ r - \ n p r r s H n m i & r t s s i n r ~ \ i i f \ - ~ > - 7 f ; H a ieu-a i^/lcie f s r r f o

cuando llega a su casa, se encierra en su cuarto y mientras oye las voces del pueblo enardecido, un rayo de luna cruza la ventana alumbrando su mano. En ella está ia sonrisa, esa sonrisa eterna que les dice a ios hombres que ei pasado existe, que está allí precisamente en las manos de un niño.

Rosario, 1 de diciembre de 2004

Buenos días Cecilia

Veamos la clase 23 ¿Te parece?


Informe clase N° 23 Alumno: CECILIA M: Sabbatini Fecha de entrega: 16 de Noviembre

Experiencia de los sacapuntas:

La experiencia se realizó varias veces debido a que el sacapuntas de metal utilizado en la primer prueba era de acero inoxidable y solo se observó sobre la cuchíllita presencia de sales que se podían retirar con facilidad, a su vez el resultado fue que en lugar de oxido la superficie quede aún más brillante y pulida. Por este motivo se procedió a realizarla de nuevo. El sacapuntas de plástico dejó visiblemente sobre la hoja de corte pequeñas partículas blancas, la sal solidificada y, en algunos sectores óxido rojo. Cabe mencionar que de acuerdo a la calidad del material en cuestión el resultado varía, en este caso, la hoja de corte es muy berreta y la oxidación se produjo casi instantáneamente. A la vez se observan tres tipos d e óxido, blanco con sales, rojo y negro . en el sacapuntas de metal es de notar que la cuchilla y el cuerpo son de la misma calidad de material, para esta oportunidad se obtuvo solo presencia de sales sólidas que se retiran con facilidad, es en el interior del sacapuntas donde hay mayor deposición de sales, cubriendo toda la superficie concéntrica. Si bien ambos sacapuntas son metálicos, o al menos las cuchillas, solo el de plástico ha sufrido un proceso de oxidación, esto como se mencionó depende de la calidad del metal en cuestión. Buena experiencia.


1- Lo ocurrido indica que el zinc se oxidó hasta desintegrarse, al punto que la superficie de contacto de ambos metales también sufrió estas consecuencias, o sea que la plata en este caso soporte si bien no se oxidó por ser químicamente más estable y no reaccionar con los ácidos o sales, tal como lo sucedido con el zinc.

Muy bien

2- E l hierro será el que sufrirá la oxidación, por ser menos estable y perder electrones con facilidad. Esto implica que el cobre se conserve ya que frente a las sales no reacciona debido a ser un metal activo.

Muy bien

Ya nos falta poco para el final.

Hasta prontito.

Mario

Rosario, 1 de diciembre de 2004 Hola nuevamente Bueno con esta clase termina el curso. ¿La VcmOS Í Informe clase N° 24 Alumno: CECILIA M : Sabbatini Fecha de entrega: 19 de Noviembre


Guía: Se produce una reacción exotérmica. Con desprendimiento de calor y energía.

La ecuación sería: •

Fe + Cu S04 = 2Fe> C u S 0 4 = F e C U S 0 2

Masa del Hierro: 56 g y para el Sulfato de Cobre: 160 g

Si lFe = 56 g = 0,35gr.

160 g

En este caso se produjo una Reducción del fe Muy buenas respuestas. Recapitulación personal y prueba espejo:

1-- sistemas materiales - propiedades específicas y generales - cambios físicos y químicas - reacciones químicas

oxidación y reducción - funciones químicas X - soluciones - indicadores - reacciones en solución X

En general uno sin entrar en detalles técnicos o definiciones como las planteadas, desde la práctica misma muchas veces las emplea sin saber que sucede. Quizás el proceso de oxidación-reducción es una constante que uno sabe se produce pero sin profundizar la parte teórica.

2 - Bueno, que interesante propuesta la sugerida. Esta es la parte en la que a uno se le complica un poco porque debe ser objetivo y crítico. E l curso realmente fue muy bueno y una manera de entender la química un poquito más, desde la cocina misma, no? Quizás no fue tan magistral, pero hace que uno desde la cotidianeidad pueda reconocer todo el trabajo ejecutado. Sin duda fue un poco un desafío para uno mismo creer que podía llegar a entender y resolver, situaciones y problemáticas iguales a las que la practica misma presenta, pero siempre existe como esa rigidez en el estudiar la teoría que nos sirve sin duda para fundamentar nuestras acciones, porque no para ser más profesionales en el área. Porque lamentablemente hay muchos que se las dan de restauradores-conservadores y no han hecho carrera, ni mínimas consideraciones. Sería muy bueno poder realizar un nuevo curso, con más contenidos y profundización en cuestiones más avanzadas. Creo que fue un desafío constante que nos hace replantear todo el tiempo ¿ •qué estamos haciendo y cómo? Y nos acerca una mirada más conciente del problema a tratar.

El objetivo del curso era ser una introducción a la química que permitiera otra mirada sobre los objetos y los procesos a que están sometidos. Espero que haya servido. En tu caso el trabajo ha sido muy bien hecho. Lamento los atrasos en las correcciones. Se las dificultades que esto conlleva. Te pido disculpas por ello. Espero tu examen. Mario

¡KV¡ M I \UM í i * u Química Básica para Conservadores

S I r í a r j r i i g h a o e r j p l r t r j a r s i fifis I ¡ 7 9 r

Hemos redactado esta última prueba espejo para evaluar el trabajo realizado a lo largo de todo el curso. Lo más importante es que ustedes se puedan responder a sí mismos si han aprendido o no las cuestiones fundamentales de las que éste trata. En esta prueba espejo se presenta una serie de cuestiones a resolver para las que cuentan con ayuda del material enviado. Consúltenlo todas las veces que sea necesario. La evaluación consta de diez preguntas, si responden bien a siete de ellas pueden darse por satisfechos... y nosotros también.

Cuestionario

1) En lo cotidiano ustedes se enfrentan a pequeños-problemas cuando trabajan con objetos. Tomen alguno de estos problemas y :

- Enuncien la serie de hechos que se presentan, como lo hicimos para el papel secante en la clase 1.

4: - Definan el sistema material bajo observación y describan sus , características.

- ¿El problema representa algún tipo de cambio en el material? ¿Estos ^ cambios son físicos o químicos?

c ] - Si se trata de cambios, ¿cuáies son las variables que les parecen útiles para trabajar el problema?

0 - Describan el o los materiales presentes y, si es posible, las sustancias involucradas y de éstas, los elementos que intervienen en su composición.

2) Describan si las sustancias que forman el objeto son inorgánicas u orgánicas y qué tipo de unión química mantiene unidos a los elementos que forman esas sustancias.

3) Las sustancias orgánicas están formadas principalmente por cuatro elementos: carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. Con la ayuda de una tabla periódica describan: sus símbolos, sus números atóitiicos y másicos (peso atómico), la cantidad de protones, electrones y neutrones, la carga atómica y nuclear y ia masa nuclear.

4) Busquen en el texto del curso cinco sustancias Inorgánicas que se forman como resultado de la unión entre algunos de los elementos mencionados en la pregunta 2. Indiquen si se trata de compuestos iónicos o covalentes y, de ser de este último tipo de unión, si el compuesto resulta polar o no (Esto último a partir de la información que posean. En caso de no tenerla, no).


5) Al oxidarse el cobre, forma un óxido que se fija a! material e Impide que continúe el proceso de oxidación (El cobre actúa con dos valencias I y II): ^ - Escriban las ecuaciones de formación de los óxidos correspondientes. 9 - Indiquen si los óxidos formados son ácidos o básicos y por qué. c) - Escriban las ecuaciones de formación de ambos óxidos a partir del cobre

metálico y el oxígeno del aire.

6) Sabemos que los ácidos y las bases se unen para formar sales. Un ejemplo de estas sales es el sulfato de hierro. Esta sal se puede formar a partir del hidróxido de hierro III y el ácido sulfúrico:

A - Escriban la fórmula de cada una de las sustancias mencionadas . anteriormente. Q - Determinen la ecuación de formación del sulfato de hierro. C - Calculen las masa moleculares que intervienen en ia reacción. 0 - Verifiquen si se cumple la ley de conservación de la masa,

c - ¿Cómo se llama este tipo de reacción?

7) La formación de! hidróxido de magnesio es similar a! proceso de apagado de la cal viva. De hecho, las pinturas a la cal se hacen con una proporción importante de este tipo de hidróxido. A - Escriban ¡a ecuación de formación de este hidróxido a partir del óxido

correspondiente y de agua. ° , - Calculen las masas de óxido, agua e hidróxido que intervienen en la

reacción. C - Si se combinan 200 gramos de óxido de magnesio con 100 gramos de

agua: ¿cuándo termina la reacción?

8) Indiquen cómo procederían para preparar una solución 2 molar de ácido nítrico.

9) Si se tiene cloruro de calcio y se lo quiere disolver en agua ¿esto será posible? ¿Con qué criterio lo pueden establecer? Si resultara soluble y se agregara sulfato de cobre ¿qué ocurriría?

10) a) ¿A qué llamamos solución reguladora o buffer? ¿Serviría este procedimiento para retardar o acelerar procesos de limpieza? b) Si se encuentran en contacto hierro y aluminio en un medio salino ¿cuál se oxidará?

11) Describan brevemente en qué y cómo los ha ayudado este curso en su actividad como conservadores. (Dijimos 10 preguntas, esta última es para evaluar el curso).

¡Buena suerte!


Rosario, 29 de diciembre de 2004

Llegamos a l final. ¿Parece mentira no?.


9 (nueve); Es un excelente trabajo.

U N A P R U E B A ESPEJO P A R A Y I S ^ * T IZAR

Alumno: Fecha de entrega.

C E C I L I A M : Sabbatíni 26 de Diciembre

1- Breve descripción de ia problemática

El objeto en cuestión es un mueble de madera de corta edad (quiero decir que no es longevo) que presenta numerosas grietas y resquebrajaduras a simpie vista. El mismo se encuentra en un medio ambiente totalmente seco en gran parte del año y en los períodos estivales de noviembre a enero con un porcentaje fluctuante de humedad entre el 70 y 90 %, pero que en suma es irrisorio frente a la media anual normal. Cabe destacar que estas es una constante en el lugar donde vivo y todos los muebles de madera presentan la misma problemática. Buena descripción d e l p r o b l e m a .

A) - En tal caso el sistema es madera, los cambios a simple vista son físicos ( aunque los químicos también se dan).

B) - En tal situación se dan ambos cambios Separación del sistema, ( físico) pérdida de masa y de higroscopicidad. (químico)

C) - Las variables en este caso son: • Sequedad del aire, variable dependiente • Polución, variable independiente • Exposición a temperatura, variable dependiente ( sujeta a las condiciones climáticas) • Pérdida de higroscopicidad, variable dependiente ( sujeta al medio en el que se encuentra) • Exposición a la luz solar, variable dependiente. ( esta se considera si el mueble está cerca de

un ventanal o puerta) • Manipulación incorrecta del objeto, variable independiente.

O)- Los materiales del sistema son madera, Sustancia: lignina, celulosa, Agua, hemicelulosa. Elementos: carbono, oxígeno, hidrógeno. Excelente. 2 - Ambas son orgánicas y en el caso de la celulosa se traía de una macromolécula cuyos átomos tienen uniones covalente polares. La misma es un polisacárido de cadena lineal fuertemente polar. Por lo general insoiuble en muchos solventes y hasta en el agua.

M u y bien.

Elemento Símbolo N° Atómico

N° Másico Neutrones Protones Electrones U M A

Carbono C 6 12 6 6 6 12 Hidrógeno H 1 1 1 1 1 1 Oxígeno O 8 16 8 8 8 16 Nitrógeno N 7 14 7 7 7 7

M u y bien. 4-Cloro, unión Covalente Polar Thinner, unión Covalente No Polar Sulfuro de Plomo, Unión Covalente Polar Sulfato de Mercurio enlace Iónico Sulfato de Plata enlace Iónico Plata esterlina enlace Iónico M u y b i e n . 5-A) - Cu 1 + O V I = Cu20 - óxido cúprico

Cu II + O VI = CuO óxido cuproso M u y bien. B) - Son básicos porque ei Cu es un metal y si bien el oxígeno no lo es, es el determinante para que exista un óxido, si el cobre no existiera sería ácido. M u y bien.

A) Hidróxido de Fe III + Ácido sulfúrico Fe3+ O H + H20 + S03 El hidróxido s e forma con t a n t o s oxidrilos com valencia tiene e l e l e m e n t o . Fe2 (OH)3

F e ( 0 H ) 3 -H2So4

B) SO Fe2 C) Fe20H3

163 urnas 2 x F e = 2 x 5 ó = 112 urnas 3 x H = 3 x l = 3 i¡mas 3 x 0 = 3 x 16= 48 urnas

H a y un error q u e s e arrastra + 194 urnas

2 x H = 2x1= 2 urnas 4 x S = 4 x 32 = 128 urnas 4 x 0 = 4 xl6= 64 urnas

163 urnas 194 urnas

H2So4

D ) si cumple con la ley de conservación de masa. M u y bien. E) La reacción es exotérmica, porque va eliminando calor y energía a medida que se produce la

reacción. M u y bien. 7-

A) - Óxido de Mg + Agua = Hidróxido M g O + M g = H20 M g ( 0 H ) 2

0 6+Mg2 =MgO

B) - Oxido M g = 24 urnas

O = 16 urnas

Agua H2 = 2 urnas 0 = 1 6 urnas

40 urnas 18 urnas

C) - Si = 200 gr. MgO + 100 g. H2Q =5,17gr. 58 urnas

La reacción termina cuando el agua queda reducida a un 5 % de la masa del Hidróxido.

M u y b i e n .

8-si 81grHN03

= 40,5 gr 2 molar

Quiere decir que se necesitan 81 gr, de HN03 para formar una solución 2 moar de HN03 hasta obtener 40,5 gr. Esa cantidad corresponde a V2 molar p a r a ser 2 molar s e necesita e l doble o s e 2 x 8 1 g = 1 6 2 g y completar hasta 1 litro d e solución.

9-CaCl + H20, es posible que se disuelva en agua., tal como se da en el uso de cloro en las piletas, donde este logra diluirse rápidamente.

Cloruro + Sal CaCl + CuS04 , Ambos, tanto el cloruro, como el sulfato, son sales, por tratarse de metales combinados a un no metal o grupo metálico. Por lo tanto una saí mas otra sal reacciona potenciando aún mas su poder. A l mezclar a m b a s soluciones el cobre desplazaría a l calcio y e s t e formaría con e l sulfato un precipitado blancuzco. 10-

• Son soluciones que tienen la capacidad de que no varíe el PH, el efecto se produce cuando el ácido puede contrarrestar el efecto de la base y la sal que lo acompaña eliminando un anión, siendo capaz de anular el efecto de un ácido.

• Dependiendo de la naturaleza del material puede tanto retardar como acelerar un proceso de limpieza.

• E l hierro se oxidaría, aumentando su volumen másico y, el aluminio obtendría un mayor pulimento en su superficie. Por lo tanto de ambos metales el que mayor oxidación obtendría es el Hierro.

M u y bien. 1 i I i -Aquí va la yapa, en que me ha ayudado el curso, en entender más la química desde lo práctico y su relación con las reacciones Esto de desmitificar la teoría o mejor dicho comprenderla aún más desde la experiencia hace que uno no le tenga tanto miedo a los cambios que se suscitan, en todo caso ahora entiendo como reaccionan algunos elementos y simplemente reforcé otros conocimientos que ya tenia. 1 an solo esto me permitió ver los oojeíos desde su universo real y ios procesos a los que están sometidos. Ya desde la práctica misma la posibilidad de saber que se está manipulando y que va a suceder en tal proceso. Ha sido muy interesante y productivo, aunque no me acuerde muy bien de todas las fórmulas de ciertas reacciones en las soluciones, pero la lectura de las mismas han sid o mas que provechosas.

Profesor, aprovecho la ocasión Ya para despedirme, haciéndole llegar los mejores augurios para este año que se avecina. Mucho éxito. Atte.

Cecilia Sabbatini H e m o s llegado a l final d e l curso. Tu trabajo a lo largo d e l año h a sido impecable, prácticamente n o tenía casi cosas q u e c o m e n t a r t e n i corregir. M e resultó m u y agradable trabajar contigo. Felicidades p a r a estas fiestas y q u e tengas un b u e n 2 0 0 5 .

Cursos en internet Quimit.;! Básica para Conse rvadores

Presentación

Los conceptos científicos, en particular los aportados por la química, son fundamentales para encarar tareas de conservación y restauración de bienes muebles de distinto tipo. Este curso establece las bases teóricas de la química general y está dirigido a conservadores, restauradores y estudiantes que no poseen formación en ciencias naturales.

¿Cómo está organizado este curso? Este curso está dividido en cinco capítulos para ser desarrollados en seis

meses: 1. La química, una ciencia experimental. 2. Los átomos. 3. Enlaces químicos de los materiales. 4. Reacciones químicas: transformación de los materiales. 5. Sistemas de varios componentes.

Contenidos de cada capítulo 1. La química, una ciencia experimental La química como ciencia experimental, un método para el análisis científico: observación, hipótesis, experimentación. Sistema material: un concepto para abordar los estudios en ciencia. Los estados de agregación: sólidos, líquidos y gases. Propiedades de los materiales. Heterogeneidad y homogeneidad de los materiales. Las mezclas y las sustancias. Elementos y compuestos.

2. Los átomos El modelo corpuscular de la materia: átomos y moléculas. Estructura atómica. Isótopos. Propiedades periódicas de los elementos. Iones: oxidación y reducción de los elementos.

3. Enlaces químicos Tipos de materiales: polares y no polares, iónicos, metálicos y macromoleculares. Uniones entre átomos: iónicas, covalentes y metálicas. Geometría de las uniones.

4- Reacciones químicas: transformación de los materiales . ' Modelo de reacciones químicas. Mol. Estequeometría. Velocidad de las reacciones. Energía de las reacciones.

5. Sistemas de varios componentes Soluciones, dispersiones y mezclas. Reacciones en solución. Ácidos y bases.

• • • '.'-r


química básica para conservadores

Documents