quimica general i

QUIMICA GENERAL I Carreras de Enfermería y Fisioterapia

Ingeniería Industrial. UPAP

Filial Villeta Este material servirá a los alumnos y alumnas de las Carreras de Enfermería y Fisioterapia, y de Ingeniería Industrial de la Universidad Politécnica y Artística del Paraguay, a conocer y a interpretar los principios de la Química, que serán de utilidad en su vida y actividades profesionales el día de mañana. Esperando que el presente material sea de utilidad para ellos, lo preparé con el cariño que se merecen. Lic. Quím. Jorge Blas Ramírez González mayo de 2013

Filial Villeta.

Prof. Lic. Quím. Jorge Blas Ramírez González. Tel: 0961 421483 / 0981 528208 E mail: [email protected]

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FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUD.

CARRERAS: ENFERMERIA Y FISIOTERAPIA. INGENIERIA INDUSTRIAL. ASIGANTURA: QUIMICA GENERAL I

FUNDAMENTACIÓN DE LA ASIGANTURA:

Este curso está orientado hacia la búsqueda de un modelo estructural de la materia partiendo de datos que la realidad inmediata nos proporciona y tomando la experimentación como base de cualquier discusión o información teórica. Los tópicos tratados en este programa incluyen la Química como parte de las ciencias exactas, composición y estructura de la materia, propiedades de la materia, el enlace químico, hibridización y teoría de orbitales moleculares.

OBJETIVOS GENERALES.

Entender los procesos químicos fundamentales y plantearse el estudio analítico de los mismos, así como adquirir conocimiento general de la química del ambiente.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS.

Describir conceptos fundamentales de la Química.

Entender las características medibles de la materia y sus escalas de medición

COMPETENCIAS BÁSICAS.

Plantear el estudio analítico de la materia a partir de una simbología y formulaciones básicas.

METODOS DE CONDUCCION DEL APRENDIZAJE - METODOLOGIA:

- Sesiones de exposición y discusión teórica, relativas a temas fundamentales del contenido programático, complementadas con ejercicios.

- Trabajo Práctico individual sobre el contenido teórico del programa.

MEDIOS AUXILIARES:

- Proyección multimedia. - Pizarra.

METODOLOGIA DE EVALUACION:

Total de puntos de la asignatura: 100 puntos Examen Final: 70 puntos Habilitación: 30 puntos (Promedio para habilitar al Examen) Queda a criterio del docente determinar la distribución del puntaje entre Trabajo práctico y trabajo parcial, u optar por uno de los sistemas de evaluación Porcentaje mínimo de asistencia, requerido para el examen final es de 75%. Puntaje Acumulado mínimo para acceder al examen final es de 18/30 puntos. Puntaje mínimo para aprobar la asignatura en el examen final es de 42/70 puntos.

ESCALA:

De 0 a 59 =1; De 60 a 69 =2;

De 70 a 79 =3; De 80 a 90 =4;

De 91 a 100=5

Carrera de Ingeniería Industrial. Carrera de Enfermería – Fisioterapia.


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Índice UNIDAD I. .....................................................................................................................................11

Fundamentos de Química .............................................................................................................11

Introducción..............................................................................................................................11

Definición de Química. ..............................................................................................................11

¿Por qué estudiar química? ...................................................................................................12

Materia y energía. Ley de conservación. Estados de la materia (sólido, líquido, gas, plasma). ....12

Materia. ................................................................................................................................12

Energía. .................................................................................................................................12

Ley de conservación. .............................................................................................................13

Estados de la materia (sólido, líquido, gas, plasma) ...............................................................13

Propiedades físicas y químicas. Cambios físicos y químicos. Ejemplos. .......................................15

Propiedades físicas y químicas. ..............................................................................................15

Propiedades generales. .....................................................................................................16

Extensión. ......................................................................................................................16

Impenetrabilidad. ..........................................................................................................16

Masa. ............................................................................................................................16

Inercia. ..........................................................................................................................16

Peso. .............................................................................................................................16

Indestructibilidad. ..........................................................................................................16

Divisibilidad. ..................................................................................................................17

Propiedades particulares o específicas. .............................................................................17

Propiedades físicas. .......................................................................................................17

Estado de agregación. ................................................................................................17

Cambio de estado físico. ............................................................................................17

Fusión. ...................................................................................................................17

Vaporización. .........................................................................................................18

Condensación. .......................................................................................................18

Sublimación. ..........................................................................................................19

Constantes físicas. ..................................................................................................19

Punto de fusión. .................................................................................................19

Filial Villeta.


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Punto de ebullición. ...........................................................................................20

Densidad. ...........................................................................................................20

Dureza. ..............................................................................................................20

Solubilidad. ........................................................................................................21

Conducción del calor y la electricidad. ................................................................21

Propiedades organolépticas. ..............................................................................21

Propiedades químicas. ...................................................................................................22

Propiedades funcionales. ...................................................................................................22

Propiedades extensivas e intensivas. .................................................................................22

Cambios físicos y químicos. Ejemplos. ...................................................................................23

Fenómeno. ........................................................................................................................23

Fenómenos físicos. ........................................................................................................23

Fenómenos químicos. ....................................................................................................23

Diferencia entre fenómenos físicos y químicos. .............................................................23

Clasificación de la materia: sustancias, mezclas, elementos y compuestos. Ejemplos. ...............23

Clasificación de la materia: sustancia, mezcla, elementos y compuestos. Ejemplos................23

Átomos y moléculas. .................................................................................................................25

Átomos. ................................................................................................................................25

Moléculas..............................................................................................................................25

Medición científica: el sistema métrico, unidades de longitud, volumen, masa y subdivisiones. 26

El sistema métrico. ................................................................................................................27

Unidades. ..............................................................................................................................27

Unidades SI .......................................................................................................................27

Longitud y masa.............................................................................................................28

Densidad y peso específico. Calor y temperatura. .....................................................................28

Densidad y peso específico. ...................................................................................................28

Densidad. ..........................................................................................................................28

Peso específico. .................................................................................................................29

Calor y temperatura. .............................................................................................................29

Calor. ................................................................................................................................29

Temperatura .................................................................................................................29

Escalas termométricas. .............................................................................................................30



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Transferencia de calor y determinación del calor. Calor específico, capacidad calorífica y caloría.

.................................................................................................................................................30

Transferencia de calor y determinación de calor....................................................................30

Modos ...............................................................................................................................31

Determinación del calor. ...................................................................................................31

Calor específico, capacidad calorífica y caloría. ......................................................................31

Calor específico. ................................................................................................................31

Capacidad calorífica. ..........................................................................................................32

Caloría. ..............................................................................................................................32

UNIDAD II......................................................................................................................................33

Estequiometria, Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones .........................................................................33

Introducción..............................................................................................................................33

Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas. ...............................................................................33

Símbolos. ..............................................................................................................................33

Fórmulas. ..............................................................................................................................34

Ecuaciones químicas..............................................................................................................34

Cálculos a partir de las ecuaciones químicas ......................................................................35

El número de Avogadro y el concepto de Mol. ..........................................................................36

Número de Avogadro. ...........................................................................................................36

Mol. ......................................................................................................................................36

Peso atómico, peso fórmula, peso molecular y moles................................................................37

Peso atómico. .......................................................................................................................37

Controversia en el nombre ................................................................................................38

Determinación de los pesos atómicos ................................................................................39

Peso fórmula. ........................................................................................................................39

Peso molecular. .....................................................................................................................39

Porciento de composición y fórmulas de compuestos. Derivación de fórmulas..........................40

Deducción de las fórmulas de los compuestos. ......................................................................40

Fórmula empírica. .............................................................................................................40

Fórmula molecular. ...........................................................................................................42

Composición centesimal deducida a partir de la fórmula. ..................................................43

Cálculos basados en ecuaciones químicas. ................................................................................44

Concepto de reactivo limitante. ................................................................................................44

Filial Villeta.


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Rendimiento de una reacción química. Porciento de pureza. .....................................................44

Rendimiento de una reacción química. ..................................................................................44

Porciento de pureza. .............................................................................................................45

UNIDAD III.....................................................................................................................................47

Estructura Atómica .......................................................................................................................47

Introducción..............................................................................................................................47

Teoría atómica de Dalton. .........................................................................................................47

Partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones. ...................................................48

Partículas fundamentales. .....................................................................................................48

Electrones. ............................................................................................................................48

Protones. ..............................................................................................................................48

Neutrones. ............................................................................................................................49

Teoría de Rutherford. ................................................................................................................49

Número atómico y peso atómico. Escalas. .................................................................................49

Conceptos de isótopo e isóbaro. Ejemplos. ...............................................................................50

Isótopos. ...............................................................................................................................50

Tipos de isótopos ..............................................................................................................50

Isóbaros. ...............................................................................................................................51

Isótonos. ...............................................................................................................................51

Radioactividad natural. Estabilidad nuclear. Fusión y fisión nucleares........................................52

Radiactividad natural.............................................................................................................52

Estabilidad nuclear. ...............................................................................................................52

Fusión y fisión nucleares........................................................................................................52

Fusión nuclear. ..................................................................................................................52

Fisión nuclear. ...................................................................................................................53

Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis, de Broglie. .....................................................53

Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis. Ecuación de Broglie....................................53

Radiación electromagnética. Espectro de radiación. ..................................................................54

Radiación electromagnética. .............................................................................................54

Espectro de radiación. .......................................................................................................54

Espectros atómicos y teoría de Böhr. ........................................................................................54

Espectros atómicos............................................................................................................54

Espectro de absorción....................................................................................................55

Espectro de emisión. .....................................................................................................55

Teoría de Böhr. ..................................................................................................................55



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8

La mecánica cuántica y el modelo atómico. Números cuánticos. ...............................................55

La mecánica cuántica y el modelo atómico. ...........................................................................55

Números cuánticos................................................................................................................56

Orbitales atómicos. ...................................................................................................................56

Distribución electrónica de los átomos. Principio de Aufbau. Ejemplos y discusión de

excepciones en la configuración electrónica. .............................................................................57

Distribución electrónica de los átomos. .................................................................................57

Principio de Aufbau. ..............................................................................................................57

Ejemplos y discusión de excepciones en la configuración electrónica. ...................................58

ANEXO. .........................................................................................................................................59

Análisis dimensional ..................................................................................................................59

Biografía de los grandes Químicos de la Historia. ..........................................................................61

Antoine Lavoisier ......................................................................................................................61

John Dalton. ..............................................................................................................................63

Primeros años .......................................................................................................................63

El daltonismo ........................................................................................................................64

Leyes de los gases .................................................................................................................64

La teoría atómica ..................................................................................................................65

Pesos atómicos .....................................................................................................................65

Los cinco puntos principales de la teoría atómica de Dalton ..................................................66

Teoría de Dalton....................................................................................................................67

Jöns Jacob Berzelius ..................................................................................................................68

Ley de las proporciones definidas ..........................................................................................69

Nuevos términos químicos ....................................................................................................69

Biología .................................................................................................................................69

Familia ..................................................................................................................................69

Obra ......................................................................................................................................70

Publicaciones ........................................................................................................................70

Bibliografía ...................................................................................................................................71

PÁGINAS WEB CONSULTADAS. ......................................................................................................71

Índice de Ilustraciones. Ilustración 1. Antoine Lavoisier, el gran químico del siglo XVIII. .....................................................13

Ilustración 2. Esquema de clasificación de la materia. En el nivel químico, toda la materia se

clasifica en última instancia como elementos o compuestos. ........................................................24

Filial Villeta.


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Ilustración 3. Modelos moleculares. Las esferas blancas, gris oscuro y rojo representan átomos de

hidrógeno, carbono y oxígeno, respectivamente. ..........................................................................26

Ilustración 4. Las unidades métricas se están haciendo cada vez más comunes en Estados Unidos,

como lo ejemplifica el volumen impreso en este recipiente. .........................................................27

Ilustración 5. Muchos países emplean la escala de temperatura celsius en la vida cotidiana, como

pone de manifiesto este sello de correo australiano. ....................................................................30

Ilustración 6. Comparación de las escalas de temperatura kelvin, celsius y fahrenheit. ..................30

Ilustración 7. Primeros símbolos de los elementos en la antigüedad. ............................................33

Ilustración 8. Diagrama del espectro electromagnético, mostrando el tipo, longitud de onda con

ejemplos, frecuencia y temperatura de emisión de cuerpo negro. ................................................54

Índice de Tablas. Tabla 1. Unidades S.I. fundamentales. ...........................................................................................27

Tabla 2. Prefijos selectos empleados en el sistema S. I. .................................................................28

Tabla 3. Abundancia isotópica del Silicio. ......................................................................................39

Filial Villeta.


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UNIDAD I.

Fundamentos de Química

Definición de Química. Materia y energía. Ley de conservación. Estados de la materia (sólido, líquido, gas, plasma). Propiedades físicas y químicas. Cambios físicos y químicos. Ejemplos. Clasificación de la materia: sustancias, mezclas, elementos y compuestos. Ejemplos. Átomos y moléculas. Medición científica: el sistema métrico, unidades de longitud, volumen, masa y subdivisiones. Densidad y peso específico. Calor y temperatura. Escalas termométricas. Transferencia de calor y determinación del calor. Calor específico, capacidad calorífica y caloría.

Introducción.

La ciencia se esfuerza por conseguir que el universo físico sea comprendido por la mente humana, procurar hallar la respuesta a las preguntas que nos hacemos sobre nuestro mundo. La química es quizá, la más abstracta de todas las ciencias, en el sentido de que no suele entender el tipo de cuestiones que los químicos tratan de responder.

La esencia verdadera de la química está contenida en el planteamiento hecho por Lavoisier sobre la naturaleza de la fermentación del mosto de uva, es decir, el proceso que deduce la formación del vino.

Desde la época de Lavoisier los químicos han tratado de relacionar las propiedades observadas – antes, durante y después de la transformación química – con algún modelo de la naturaleza de la materia, estudios que han conducido a la teoría atómica, al descubrimiento de las partículas subatómicas y a diversas teorías sobre cambios que las partículas experimentan en el transcurso de las reacciones químicas. (SIENKO, MICHELL J.; PLANE, ROBERT A., 1976)

Definición de Química.

La química es el estudio de la materia y de los cambios que experimenta. Es muy frecuente que a la química se le considere la ciencia central, ya que para los estudiantes de biología, física, geología, ecología y otras disciplinas, es esencial tener un conocimiento básico de química. En efecto, la química es fundamental para nuestro estilo de vida; sin ella, tendríamos una vida más efímera en el sentido de vivir en condiciones primitivas: sin automóviles, electricidad, computadoras, discos compactos (CD) y muchos otros satisfactores cotidianos.

Aunque la química es una ciencia ancestral, sus fundamentos modernos se instituyeron en el siglo XIX, cuando los avances tecnológicos e intelectuales permitieron a los científicos separar sustancias en componentes aun más pequeños y, por consiguiente, explicar muchas de sus características físicas y químicas. El rápido desarrollo de una tecnología cada vez más sofisticadas a lo largo del siglo XX, ha proporcionado incluso más medios para estudiar cosas que no pueden verse a simple vista. Mediante el uso de computadoras y microscopios electrónicos, los químicos pueden analizar, por ejemplo, la estructura de los átomos y las moléculas, unidades fundamentales en las que se basa el estudio de la química, así como diseñar nuevas sustancias con propiedades específicas, como fármacos y productos que hagan más agradable el ambiente del consumidor.

A medida que avanza el siglo XXI, es conveniente preguntarse ¿qué parte de la ciencia fundamental tendrá la química en este siglo? Es casi seguro que conservará una función fundamental en todas las áreas de la ciencia y la tecnología. (CHANG, 1999)

Resumiendo entonces, la química es el estudio de la materia, su composición, su estructura y sus transformaciones. Su campo, es bastante amplio, y los límites que la separan de la física, la geología, la ingeniería, la farmacia y las ciencias biológicas son a menudo indefinidos. (RESTREPO M., FABIO, RESTREPO M., JAIRO, VARGAS H., LEONEL, 1978)



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¿Por qué estudiar química?

La química permite obtener un entendimiento importante de nuestro mundo y su funcionamiento. Se trata de una ciencia eminentemente práctica que tiene una influencia enorme sobre nuestra vida diaria. De hecho, la química está en el centro de muchas cuestiones que preocupan a casi todo mundo: el mejoramiento de la atención médica, la conservación de los recursos naturales, la protección del entorno, la satisfacción de nuestras necesidades diarias en cuanto a alimento, vestido y albergue. Con la ayuda de la química, hemos descubierto sustancias farmacéuticas que fortalecen nuestra salud y prolongan nuestra vida. Hemos aumentado la producción de alimentos mediante el desarrollo de fertilizantes y plaguicidas. Hemos creado plásticos y otros materiales que se usan en casi todas las facetas de nuestra vida. Desafortunadamente, algunos productos químicos también pueden dañar nuestra salud o el entorno. Nos conviene, como ciudadanos educados y consumidores, entender los profundos efectos, tanto positivos como negativos, que las sustancias químicas tienen sobre nuestra vida, y encontrar un equilibrio sobre su uso. (BROWN. T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)

Materia y energía. Ley de conservación. Estados de la materia (sólido, líquido, gas, plasma).

Materia.

El concepto de materia es hasta cierto punto intuitivo y algo difícil de definir. La definición más común de materia es que es todo aquello que ocupa un espacio y tiene masa1. La propiedad de ocupar espacio es fácilmente perceptible por nuestros sentidos de la vista y el tacto.

El concepto de masa, en cambio, no es perceptible por apreciación directa.

Un cuerpo que esté en reposo tiende a permanecer en este estado, o si está moviéndose tiende a conservar dicho movimiento en la misma dirección, a no ser que haya alguna fuerza que actúe sobre él. Esta propiedad se llama INERCIA y es directamente proporcional a la masa. Así por ejemplo, para arrancar un automóvil de tamaño grande se requiere más fuerza (más trabajo del motor) que para un automóvil tipo compacto. Lo mismo ocurre para acelerarlos a partir de una misma velocidad. Esto nos indica entonces que el automóvil grande tiene más masa que el compacto.

Energía.

El concepto de energía, como el de materia, nos es también bastante familiar, pero algo intuitivo. La energía se define generalmente como la capacidad para realizar un trabajo,, siendo trabajo el movimiento de materia contra una fuerza opuesta. Así entonces, cuando levantamos un cuerpo del suelo hacemos trabajo, ya que estamos moviendo materia contra la fuerza de gravedad, que actúa en sentido contrario (hacia abajo); cuando deslizamos un bloque de madera sobre una mesa, también hacemos trabajo, pues al movimiento del bloque se opone la fuerza de fricción.

La energía se presenta en tantas y tan diversas formas que no es fácil construir un esquema de clasificación como base de discusión. Algunas de estas formas son las siguientes:

ENERGÍA CINÉTICA: es la que un cuerpo posee en virtud de su movimiento. Tal es el caso de la energía de una bala o flecha, por ejemplo.

ENERGÍA POTENCIAL: es la que un cuerpo posee en virtud a su posición, configuración (estructura) o composición. Un martillo, por ejemplo, en el momento de empezar a descender tiene energía potencial (por su posición). La

1 La energía comparte con la materia la propiedad de tener masa según las teorías de Einstein (1905).

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energía eléctrica es un tipo de energía potencial resultante de la posición relativa de las cargas (eléctricas). Un resorte comprimido tiene almacenada energía potencial, dada su configuración. La energía química de un combustible es también una clase de energía potencial, debida a su composición.

ENERGÍA RADIANTE: es una radiación electromagnética que se propaga en forma de ondas a la velocidad de la luz. Una clase importante de energía radiante es la luz misma, denominada a veces energía lumínica, y corresponde a aquellas ondas perceptibles por el sentido de la vista.

ENERGÍA TERMICA: es una clase de energía íntimamente relacionada con la temperatura de un cuerpo. Mientras más caliente esté un cuerpo, es decir, mientras mayor temperatura tenga, mayor será su energía térmica. (RESTREPO M., FABIO, RESTREPO M., JAIRO, VARGAS H., LEONEL, 1978)

Ley de conservación.

La estequiometria se basa en el entendimiento de las masas atómicas y en un principio fundamental, la ley de conservación de la masa: la masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción. Un científico francés, miembro de la nobleza, llamado Antoine Lavoisier (París, 26 de agosto de 1743 — 8 de mayo de 1794) (Ilustración 1) descubrió esta importante ley de la química a fines del siglo XVIII. En un libro de texto de química publicado en 1789, Lavoisier planteaba la ley de esta elocuente manera: “Podemos asentar como axioma incontrovertible que, en todas las operaciones del arte y la naturaleza, nada se crea; existe una cantidad igual de materia tanto antes como después del experimento.”

Con el advenimiento de la teoría atómica, los químicos comenzaron a entender las bases de la ley de conservación de la masa: los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. La misma colección de átomos está presente antes y después de una reacción. Los cambios que ocurren durante cualquier reacción simplemente reacomodan a los átomos. Iniciaremos nuestro tratamiento del tema de este capítulo viendo cómo se usan las fórmulas y ecuaciones químicas para representar los reacomodos de los átomos que tienen lugar en las reacciones químicas. (BROWN. T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)

Estados de la materia (sólido, líquido, gas, plasma)

Una muestra de materia puede ser gaseosa, líquida o sólida. Estas tres formas de materia se denominan estados de la materia. Los estados de la materia difieren en algunas de sus propiedades observables. Un gas (también llamado vapor) no tiene volumen ni forma fijos; más bien, se ajusta al volumen y la forma del recipiente que lo contiene. Podemos comprimir un gas de modo que ocupe un volumen más pequeño, o expandirlo para ocupar uno mayor. Un líquido tiene un volumen definido independiente del recipiente pero no tiene forma específica; asume la forma de la porción del recipiente que ocupa. Un sólido tiene forma y volumen definidos; es rígido.

Ni los líquidos ni los sólidos pueden comprimirse de forma apreciable. (BROWN. T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)

Ilustración 1. Antoine Lavoisier, el gran químico

del siglo XVIII.



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Resumiendo un poco podemos decir que los estados básicos de la materia son:

a. Sólido: Los sólidos como el aluminio, el cobre, el sodio, la plata, el oro, etc. tienen forma y volumen propio y podemos decir que son incompresibles (no se los puede comprimir o sea no se puede reducir el volumen de una cantidad determinada de materia sólida).

b. Líquido: Los líquidos, como el alcohol, el agua el mercurio, no tienen forma propia sino que adquieren la forma del recipiente que los contiene y son muy poco compresibles. Esto significa que tienden a mantener constante su volumen.

c. Gaseoso: Los gases no tienen forma propia y tienden a ocupar todo el espacio que los contiene (expansión).

Un gas es aquella sustancia que bajo condiciones normales de presión y temperatura2.

Como ejemplo, podemos nombrar al oxígeno, al nitrógeno, al hidrógeno, etc.

El término Vapor se reserva comúnmente para indicar el estado gaseoso de una sustancia que a temperatura ambiente es líquida.

Una misma sustancia puede encontrarse en cualquiera de los tres estados mencionados, dependiendo esto de la temperatura y de la presión.

Por ejemplo: El agua, a presión normal (1 atm) y por debajo de 0 °C es sólida; por encima de 0 °C es líquida y por encima de 100 °C es gaseosa. (Alonso de Rivas, Inés; Vera Mineur de Torres, Sara; Princigalli Silva y A., Juan, 1995)

Además hoy en día se conoce un cuarto estado de la materia conocido como plasma.

En física y química, se denomina plasma al cuarto estado de agregación de la materia, un estado fluido similar al estado gaseoso pero en el que determinada proporción de sus partículas están cargadas eléctricamente y no poseen equilibrio electromagnético, por eso son buenos conductores eléctricos y sus partículas responden fuertemente a las interacciones electromagnéticas de largo alcance.

El plasma presenta características propias que no se dan en los sólidos, líquidos o gases, por lo que es considerado otro estado de agregación de la materia. Como el gas, el plasma no tiene una forma definida o un volumen definido, a no ser que esté encerrado en un contenedor; pero a diferencia del gas en el que no existen efectos colectivos importantes, el plasma bajo la influencia de un campo magnético puede formar estructuras como filamentos, rayos y capas dobles. Los átomos de este estado se mueven libremente; cuanto más alta es la temperatura más rápido se mueven los átomos en el gas, y en el momento de colisionar la velocidad es tan alta que se produce un desprendimiento de electrones.

Calentar un gas puede ionizar sus moléculas o átomos (reduciendo o incrementado su número de electrones para formar iones), convirtiéndolo en un plasma. La ionización también puede ser inducida por otros medios, como la aplicación de un fuerte campo electromagnético mediante un láser o un generador de microondas, y es acompañado por la disociación de los enlaces covalentes, si están presentes.

El plasma es el estado de agregación más abundante de la naturaleza, y la mayor parte de la materia en el Universo visible se encuentra en estado de plasma, la mayoría del cual es el

2 CONDICIONES NORMALES DE PRESION Y TEMPERATURA (CNTP) corresponden a 760 mm de Hg o 1 atm de presión y a 0 °C o 273 K de temperatura.

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enrarecido plasma intergaláctico (particularmente el medio del intracluster) y en las estrellas. (Estado de Plasma)

Propiedades físicas y químicas. Cambios físicos y químicos. Ejemplos.

Propiedades físicas y químicas.

Hay propiedades comunes a todos los tipos de materia y hay también determinadas propiedades que lo caracterizan y que permiten identificarlos o distinguirlos uno de otros.

En química es útil establecer una clasificación de las propiedades de la materia.

Una de las clasificaciones más usadas de las propiedades de la materia es la que se esquematiza seguidamente:



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Propiedades generales.

Las propiedades generales son las que se manifiestan en todo tipo de materia, sin distinción alguna. Ellas son:

Extensión.

Es la propiedad que tiene la materia de ocupar un lugar en el espacio. Todos los cuerpos son extensos. El volumen de un cuerpo representa su extensión.

Impenetrabilidad.

Propiedad de la materia por la cual dos cuerpos, al mismo tiempo, no pueden ocupar el mismo lugar. Como todos los cuerpos son extensos, resulta evidente que el lugar ocupado por uno de ellos, no podrá ser ocupado por ningún otro.

Así, para ubicar un coche en un estacionamiento completo, se necesita la salida de algún otro.

Masa.

La masa de un cuerpo es la medida de la cantidad de materia que posee el cuerpo.

Así, un huevo de avestruz tiene mayor masa que otro de gallina.

Un litro de agua tiene una masa mayor que un litro de aire.

Una mesa tiene una masa mayor que una silla.

La masa determina dos propiedades muy importantes de la materia, que son la INERCIA y el PESO.

Inercia.

Es la resistencia que opone un objeto cuando se intenta variar su estado de reposo o de movimiento.

Un objeto en reposo tiende a permanecer en reposo y un cuerpo en movimiento tiende a continuar en movimiento, con velocidad constante.

Es la inercia del cuerpo en movimiento del pasajero la que lo lleva hacia adelante cuando se detiene bruscamente el ómnibus.

Peso.

Es la fuerza con que la Tierra o cualquier otro planeta atraen un objeto hacia su centro.

Los términos masa y peso suelen ser usados indistintamente, conviene aclarar que eso es incorrecto. En efecto, la definición de masa implica que la masa de un objeto es constante, no importa dónde esté el objeto. Pero el peso de un objeto varía de un planeta a otro y varía también en diferentes lugares de la Tierra. Esto último sucede porque la Tierra no es una esfera perfecta y la fuerza de atracción que ella ejerce sobre un objeto depende de la distancia de éste con el centro de ella.

Indestructibilidad.

El principio de la conservación de la materia nos dice que toda materia no se destruye, sino que se transforma.

Por ejemplo, si se quema alcohol, esta sustancia no desaparece, sino que se transforma en anhídrido carbónico y agua.

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Divisibilidad.

Es la propiedad de los cuerpos materiales que permiten obtener partes más pequeñas o fracciones de ellas.

Hay muchos procedimientos para fraccionar la materia. Estos pueden ser FISICOS o QUIMICOS. Así, podemos dividir un trozo de carne cortándolo en pedazo mediante un cuchillo; también podemos dividir un trocito de azúcar disolviéndolo en agua; también podemos dividir una gotita de agua haciéndola evaporar por medio de calentamiento. Los procedimientos citados son procedimientos físicos de división.

Si utilizamos procedimientos químicos, es posible llegar al átomo.

Antiguamente se creía que el átomo era la mínima porción de materia que podía ser obtenida. Hoy se sabe que aún el átomo puede ser dividido en otras partículas aún más pequeñas: llamadas PARTICULAS SUBATOMICAS.

Propiedades particulares o específicas.

Son las propiedades que hacen que se pueda diferenciar una sustancia de otra.

Si el estudio de un sólido de color amarillo nos permite saber que funde a 114 °C, que es insoluble en agua y soluble en sulfuro de carbono, que al quemarla el olor que despide el gas que se produce es sofocante, fácil sería reconocer que se trata del azufre.

En Química, por lo general se necesita determinar un gran número de propiedades específicas para poder caracterizar una sustancia.

Las propiedades particulares o específicas podemos dividirlas en FISICAS y QUIMICAS.

Propiedades físicas.

Son aquellas propiedades que pueden ser apreciadas sin que varíe la naturaleza de la misma, la composición química o composición de la estructura molecular.

Estado de agregación.

Los estados de agregación de la materia son fundamentalmente tres: sólido, líquido y gaseoso. Tal como lo vimos anteriormente.

Cambio de estado físico.

El estado físico de las sustancias depende de la presión y de la temperatura. Así sustancias que normalmente se presentan como sólidos, líquidos o gases a la temperatura ambiente, pueden cambiar de estado por acción de la temperatura y/o la presión.

Fusión.

Se produce cuando al calentar un sólido, las partículas que lo forman (moléculas) adquieren energía cinética suficiente para vencer las fuerzas que las mantienen muy unidas

EN EL LIMITE DE LA DIVISION FISICA DE LA MATERIA SE HALLA LA MOLECULA, PARTICULA

PEQUEÑISIMA, INVISIBLE AL SER VISTO CON MICROSCOPIOS OPTICOS.

ATOMO ES LA MENOR PARTICULAR QUE PUEDE OBTENERSE POR METODOS QUIMICOS.

FUSIÓN: ES EL PASO DEL ESTADO SÓLIDO AL ESTADO LÍQUIDO (LAT. FUNDERE = DERRETIR,

FUNDIR).



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(fuerzas de cohesión). Las fuerzas de cohesión son las responsables de que los sólidos mantengan su forma y su volumen constantes. El color suministrado al sólido se consume íntegramente en producir el cambio de estado y mientras dura la fusión, la temperatura no varía.

Se produce por disminución de temperatura del líquido. El enfriamiento hace que disminuya el movimiento que poseen las partículas del líquido (molécula) y tiendan a agruparse, adquiriendo formas definidas.

Vaporización.

Este proceso se puede realizar de dos formas: EVAPORACIÓN y EBULLLICIÓN.

a. Evaporación:

Se debe a la existencia de partículas (moléculas) que llegan a la superficie del líquido con suficiente energía para escapar del mismo.

La velocidad de evaporación depende de la superficie del líquido, de la temperatura y de su propia naturaleza.

El viento ayuda a la evaporación sacando las moléculas que se escaparon del líquido y evitando que puedan volver a él.

EJEMPLO: Las ropas mojadas se secan más rápidamente cuando hay viento, por evaporación del agua que las empapa.

b. Evaporación:

Tiene lugar cuando la fuerza dispersiva (energía cinética de las partículas llamadas moléculas), se hace aproximadamente igual a la fuerza de cohesiva, que depende de la distancia entre las nombradas partículas.

Un gas puede licuarse disminuyendo la energía cinética de las moléculas, lo que equivale a enfriar el gas, o bien, aumentando la fuerza de cohesión de sus moléculas, es decir, comprimiendo el gas por aumento de la presión exterior.

Conviene aclarar que entre las moléculas de un gas también existen fuerzas de repulsión, que actúan solamente a distancias muy pequeñas, llegan a superar a las fuerzas de atracción.

Condensación.

Los vapores de agua se condensan en las paredes frías. Esto lo podemos observar muy frecuentemente en el verano, cuando se deja cierto tiempo sobre la mesa (o en otro lugar) un

EL PROCESO INVERSO A LA FUSIÓN SE CONOCE COMO SOLIDIFICACIÓN QUE ES EL PASO DEL

ESTADO LIQUIDO AL SOLIDO.

ES EL PASO DE UN LIQUIDO AL ESTADO DE VAPOR, QUE SE PRODUCE EN LA SUPERFICIE DEL

LÍQUIDO Y A CUALQUIER TEMPERATURA.

(DEL LAT. BULLA, BURBUJA) ES EL PASO DE LIQUIDO A VAPOR QUE TIENE LUGAR EN TODA LA

MASA DEL LÍQUIDO.

EL PROCESO INVERSO SE DENOMINA LICUEFACCIÓN O LICUACIÓN, ES EL PASO DE GAS A

LIQUIDO.

Filial Villeta.


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vaso con agua helada. Su superficie exterior aparece cubierta de gotitas de agua, formadas por condensación del vapor de agua atmosférico.

Sublimación.

Ejemplos: el alcanfor y la naftalina se subliman.

Al proceso inverso, cambio de del estado de vapor al sólido se lo llama también

SUBLIMACIÓN.

Constantes físicas.

Hay ciertas constantes físicas relacionadas con los cambios que son propias de las sustancias; ellos son:

Punto de fusión.

A la temperatura en que tiene lugar el proceso inverso, paso del líquido al sólido se la llama PUNTO DE SOLIDIFICACIÓN.

La temperatura de fusión y de solidificación es la misma para una sustancia y bajo las mismas condiciones.

Comúnmente se habla de punto de fusión de una sustancia cuando ella es sólida en condiciones ambientales.

LA SUBLIMACIÓN ES UN PROCESO FISICO POR EL CUAL UNA SUSTANCIA QUIMICA, PASA

DIRECTAMENTE DEL ESTADO SOLIDO AL DE VAPOR SIN PASAR POR LA ETAPA INTERMEDIA DEL

LIQUIDO.

Sublimación

Fusión Ebullición

Solido Líquido Gaseoso

Solidificación Licuefacción

Sublimación

PUNTO DE FUSIÓN ES LA TEMPERATURA EN LA CUAL UN SOLIDO, BAJO CONDICIONES

NORMALES DE PRESIÓN Y TEMPREATURA, PASAR AL ESTADO LÍQUIDO.



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Ejemplo: el punto de fusión del cloruro de sodio (sal de cocina) es de 801 °C.

Si la sustancia es líquida en condiciones ambientales, se habla de punto de solidificación.

Ejemplo: el punto de solidificación del agua es 0 °C.

Punto de ebullición.

El punto de ebullición y el punto de licuefacción es el mismo para una sustancia dada, bajo las mismas condiciones.

Comúnmente se habla de punto de ebullición cuando la sustancia, en condiciones ambientales, es líquida.

Ejemplo: el punto de ebullición de la acetona es 56 °C.

Si en condiciones ambientales la sustancia se presenta como gas, se habla de PUNTO DE LICUEFACCIÓN O LICUACIÓN.

Ejemplo: el punto de licuefacción del oxígeno es – 183 °C.

El gas que se utiliza en la cocina se halla dentro de una garrafa. ¿Cuál es el estado físico en que se encuentra?

Densidad.

Es la relación o cociente que existe entre la masa y el volumen en determinadas condiciones de presión y temperatura. En otros términos, es la masa que posee un cuerpo por unidad de volumen.

La DESNSIDAD ABSOLUTA o MASA ESPECÍFICA se mide en g/cm3.

m d = v

Dureza.

Existe una escala de dureza entre minerales, que lleva el nombre del autor: MOHS.

ESCALA DE DUREZA

1. TALCO 4. FLUORITA 7. CUARZO 10. DIAMANTE

2. YESO 5. APATITA 8. TOPACIO

3. CALCITA 6. FELDESPATO 9. CORINDON

PUNTO DE EBUILLICIÓN ES LA TEMPERATURA EN LA QUE UNA SUSTANCIA LÍQUIDA PASA AL

ESTADO GASEOSO, BAJO CONDICIONES NORMALES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA.

DUREZA ES LA CAPACIDAD QUE TIENE UNA SUSTANCIA DE RAYAR A OTRA.

Filial Villeta.


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El diamante es la sustancia más dura hasta el momento conocido (dureza 10 en la escala de Mohs), mientras que el talco es la más blanda (dureza 1 en la escala de Mohs).

Ejemplo: la dureza del cloruro de sodio está entre 2 y 3, por lo que raspará al talco y al yeso pero no a la calcita.

Solubilidad.

Ejemplo: el etanol (alcohol etílico) es soluble, en todas las proporciones, en el agua, mientras que la gasolina es insoluble en agua.

Conducción del calor y la electricidad.

Hay sustancias que son buenas conductoras del calor y la electricidad. Tal es el caso de los metales:

El cobre se usa para conducir la electricidad. Los cables que se utilizan para instalaciones eléctricas con el cobre.

El isopor y el asbesto son malos conductores de calor, por lo que se los utiliza como material aislante.

Propiedades organolépticas.

Muchas de las propiedades físicas pueden ser apreciadas con el concurso de nuestros sentidos sin auxilio de instrumentos. Son las propiedades organolépticas.

SON PROPIEDADES ORGANOLÉPTICAS:

a. Color: las sustancias químicas pueden no tener color o tienen colores característicos. Por ejemplo: el agua es incolora, el azufre es amarillo, el carbón grafito es negro. En los pigmentos y colorantes que dan color a las plantas, a las paredes, a los vehículos, a las telas, etc., es posible apreciar una enorme variedad de colores, tanto naturales como artificiales.

b. Sabor: hay sustancias con sabor dulce, como el azúcar; con sabor ácido, como el vinagre (ácido acético); o con sabor salado, como la sal común (cloruro de sodio).

c. Olor: algunas sustancias se pueden caracterizar por su olor. Las flores aroman el ambiente con su agradable olor, mientras el ácido sulfhídrico tiene un olor a huevos podridos.

Otras propiedades físicas también son: EL ÍNDICE DE REFRACCIÓN, la TENSIÓN SUPERFICIAL, la DENSIDAD RELATIVA, la VISCOSIDAD, etc.

SOLUBILIDAD ES LA PROPIEDAD QUE TIENE UNA SUSTANCIA (SOLUTO) DE DISOLVERSE EN

OTRA (SOLVENTE).

SON LLAMADAS ORGANOLÉPTICAS TODAS AQUELLAS PROPIEDADES QUE SE PUEDEN

DETERMINAR MEDIANTE NUESTROS SENTIDOS, EN OTRAS PALABRAS, SON TODAS AQUELLAS

PROPIEDADES QUE PUEDEN IMPRESIONAR NUESTROS SENTIDOS.



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Propiedades químicas.

Ejemplo: el alcohol, al quemarse (oxidación por combustión), se transforma en anhídrido carbónico y agua.

Son propiedades químicas: la OXIDACIÓN, REDUCCIÓN, COMBUISTIÓN, POLIMERIZACIÓN, SAPONIFICACIÓN, ESTERIFICACIÓN, DEGRADACIÓN, etc.

Propiedades funcionales.

Las principales funciones en la Química Inorgánica son las llamadas, Ácidos, Bases y Sales.

Algunas funciones de la Química Orgánica son: Hidrocarburos, Éteres, Alcoholes, Aldehídos, Cetonas, Ácidos carboxílicos, Aminas, Amidas, Esteres, Nitrilos, Halogenuros de alquilo, etc.

Propiedades extensivas e intensivas.

A las propiedades físicas podemos agruparlas, según otro criterio, en Propiedades Extensivas e Intensivas.

a. Propiedades extensivas:

Ejemplo: la masa, la longitud, el volumen, la capacidad calorífica, etc.

b. Propiedades intensivas:

Ejemplo: a 4 °C la densidad de 10 ml o de 100 ml de agua sería la misma.

Otras propiedades intensivas son el punto de fusión, el punto de ebullición, el brillo, el color, la dureza, la solubilidad, el índice de refracción, la maleabilidad, la ductilidad, la conductividad, el calor específico, etc. (Alonso de Rivas, Inés; Vera Mineur de Torres, Sara; Princigalli Silva y A., Juan, 1995)

PROPIEDAD QUÍMICA ES LA PROPIEDAD QUE TIENE LA SUSTANCIA DE PODER

TRANSFORMARSE EN OTRA, MEDIANTE DETERMINADAS REACCIONES. ESTA

TRANSFORMACIÓN IMPLICA VARIACIÓN DE LA NATURALEZA DE LA SUSTANCIA ORIGINAL.

SON PROPIEDADES QUE CARACTERIZAN A DETERMINADOS GRUPOS DE SUSTANCIAS PURAS Y

QUE SON COMUNES A ELLOS. CONSTITUYEN LAS LLAMADAS FUNCIIONES QUÍMICAS.

SON AQUELLAS QUE PARA QUEDAR DEFINIDAS DEPENDEN DE LA CANTIDAD DE MATERIA.

SON AQUELLAS QUE PARA QUEDAR DEFINIDAS NO DEPENDEN DE LA CANTIDAD DE MATERIA.

Filial Villeta.


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Cambios físicos y químicos. Ejemplos.

Fenómeno.

En ciencias, se entiende por fenómeno cualquier transformación que pueda experimentar la materia. La porción del Universo que nos interesa en el momento de la observación se denomina sistema.

Fenómenos físicos.

Son los cambios temporales o pasajeros que pueden experimentar una sustancia o un sistema material, sin alterar su estructura molecular, no dan origen a la formación de nuevas sustancias.

Ejemplos: un cuerpo en caída libre, hielo fundido, naftalina sublimada.

Fenómenos químicos.

Son cambios que alteran la naturaleza de las sustancias, transformándolas en otras. Los productos obtenidos poseen propiedades y estructuras diferentes a las sustancias que dieron origen.

Los fenómenos químicos son, por tanto, de naturaleza más compleja que los fenómenos físicos, ya que se los denomina reacciones químicas, que son representadas a través de las combinaciones químicas.

Ejemplos: formación de agua a partir del hidrógeno y del oxígeno, combustión del madera, fermentación del vino (transformándose en vinagre).

Diferencia entre fenómenos físicos y químicos.

Las principales diferencias son:

a. Los fenómenos químicos alteran las sustancias, modificando sus propiedades; los fenómenos físicos no modifican las propiedades de las sustancias.

b. Los fenómenos químicos no pueden ser repetidos con las mismas porciones de materia; los fenómenos físicos pueden ser repetidos con las mismas porciones del material. (Ramírez González, 2000)

Clasificación de la materia: sustancias, mezclas, elementos y compuestos. Ejemplos.

Clasificación de la materia: sustancia, mezcla, elementos y compuestos.

Ejemplos.

Toda la materia se puede clasificar como sustancia pura o como mezcla. Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto, y su composición es definida y fija. Por ejemplo, el agua pura es un compuesto; contiene siempre 11% de hidrógeno y 89% de oxígeno en masa. El oro puro (de 24 quilates) es un elemento; es 100% oro.

Las mezclas son homogéneas o heterogéneas. El prefijo hetero significa “diferente”. Una mezcla heterogénea no presenta propiedades uniformes. Una parte (o fase) difiere de la



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Ilustración 2. Esquema de clasificación de la materia. En el nivel

químico, toda la materia se clasifica en última instancia como

elementos o compuestos.

composición de otra parte (o fase). Una mezcla de aceite y agua es un ejemplo de mezcla heterogénea.

Una mezcla homogénea es toda igual. Una solución es una mezcla homogénea; tiene una composición y apariencia uniforme. Los sólidos, como la sal y el azúcar, se disuelven en agua para dar soluciones. Las mezclas de líquidos, como el alcohol y el agua, son soluciones. El aire es una mezcla homogénea que contiene nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono y otros componentes.

Para poder entender utilizaremos la Ilustración 2 para graficarlo mejor.

De esta forma la materia puede comportarse como “mezcla homogénea” o “mezcla heterogénea” dependiendo de la uniformidad del material.

Asimismo si la “mezcla es homogénea”, uno deberá preguntarse si tiene o no composición variable, de no poseer entonces estamos ante una “sustancia pura” que a su vez deberá satisfacer la consulta de si puede o no descomponerse en sustancias más simples y llegaremos a obtener o un elemento o un compuesto.

Ejemplos:

Materia: todo aquello que posee masa, tiene peso, volumen.

Mezcla heterogénea: aquella que forma dos o mas fases. Agua con hielo, arena y sal, aserrin y arena, etc.

Mezcla homogénea: aquella que forma una sola fase. Sal disuelta en agua, aire, bronce, acero, etc.

Sustancia pura: aquella que mantiene propiedades fisicas estables. Cloruro de sodio, hierro, latón, etc.

Compuesto: aquella formada por dos o mas especies que puede ser separados por procesos químicos. Cloruro de sodio, sulfato de calcio, ahídrido carbónico, etc.

Elemento: aquel que no puede ser descompuesto en especies mas simples. Hierro, cobre, oxigeno, etc. (Ramírez González, 2000)

Filial Villeta.


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Átomos y moléculas.

Átomos.

El átomo es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades químicas bien definidas, que mantiene su identidad. Cada elemento químico está formado por átomos del mismo tipo (con la misma estructura electrónica básica), y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Está compuesto por un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. El núcleo está formado por protones, con carga positiva, y neutrones, eléctricamente neutros. Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza electromagnética.

Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga su núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico, y el número de neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se denomina ion.

El nombre «átomo» proviene del latín «atomum», y este del griego «ἄτομον», «sin partes»; también, se deriva de «a» (no) y «tomo» (divisible); no divisible. El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.

Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y masa son del orden de la billonésima parte de un metro y cuatrillonésima parte de un gramo. Solo pueden ser observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto túnel. Más de un 99,94% de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El núcleo de un átomo puede ser inestable y sufrir una transmutación mediante desintegración radioactiva. Los electrones en la nube del átomo están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y determinan las propiedades químicas del mismo. Las transiciones entre los distintos niveles dan lugar a la emisión o absorción de radiación electromagnética en forma de fotones, y son la base de la espectroscopia. (Átomos)

La química también proporciona antecedentes para entender las propiedades de la materia en términos de átomos, los bloques de construcción casi infinitesimalmente pequeños de la materia. Cada elemento se compone de una sola clase de átomos.

Veremos que las propiedades de la materia se relacionan no sólo con las clases de átomos que contiene (composición), sino también con la organización de dichos átomos (estructura).(BROWN. T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)

Moléculas.

En química, se llama molécula a un conjunto de al menos dos átomos enlazados covalentemente que forman un sistema estable y eléctricamente neutro.

Casi toda la química orgánica y buena parte de la química inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química física y, especialmente, la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad de las moléculas. La bioquímica está íntimamente relacionada con la biología molecular, ya que ambas estudian a los seres vivos a nivel molecular. El estudio de las interacciones específicas entre



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moléculas, incluyendo el reconocimiento molecular es el campo de estudio de la química supra molecular. Estas fuerzas explican las propiedades físicas como la solubilidad o el punto de ebullición de un compuesto molecular.

Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en gases enrarecidos y en los gases nobles. Así, pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de las moléculas de H2O en el hielo o con interacciones intensas pero que cambian rápidamente de direccionalidad, como en el agua líquida. En orden creciente de intensidad, las fuerzas intermoleculares más relevantes son: las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno. La dinámica molecular es un método de simulación por computadora que utiliza estas fuerzas para tratar de explicar las propiedades de las moléculas. (Moléculas)

Los átomos se pueden combinar para formar moléculas, en las que dos o más átomos se unen en estructuras específicas. En todo este texto representaremos las moléculas con esferas coloreadas para mostrar cómo se enlazan sus átomos constituyentes (Ilustración 3). El color sólo es una forma conveniente de distinguir los átomos de diferentes elementos. Las moléculas de etanol y etilenglicol, representadas en la Ilustración 3, difieren en su composición. El etanol contiene una esfera, que representa un átomo de oxígeno, mientras que el etilenglicol contiene dos.

Medición científica: el sistema métrico, unidades de longitud, volumen, masa y subdivisiones.

Muchas propiedades de la materia son cuantitativas; es decir, están asociadas a números.

Cuando un número representa una cantidad medida, siempre debemos especificar las unidades de esa cantidad. Decir que la longitud de un lápiz es 17.5 no tiene sentido. Decir que mide 17.5 centímetros (cm) especifica correctamente la longitud.

Las unidades que se emplean para mediciones científicas son las del sistema métrico.

Ilustración 3. Modelos moleculares. Las esferas blancas, gris oscuro y rojo representan

átomos de hidrógeno, carbono y oxígeno, respectivamente.

Filial Villeta.


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El sistema métrico.

El sistema métrico, que se desarrolló inicialmente en Francia a fines del siglo XVIII, se emplea como sistema de medición en casi todos los países del mundo. En Estados Unidos se ha usado tradicionalmente el sistema inglés, aunque el empleo del sistema métrico se ha hecho más común en los últimos años. Por ejemplo, el contenido de casi todos los productos enlatados y bebidas gaseosas en las tiendas de abarrotes ya se da en unidades tanto métricas como inglesas, como se aprecia en la Ilustración 4.

Unidades.

Unidades SI

En 1960 se llegó a un acuerdo internacional que especificaba un grupo de unidades métricas para emplearse en las mediciones científicas. Estas unidades se denominan unidades SI, que es la abreviatura de Système International d’Unités. El sistema SI tiene siete unidades fundamentales de las cuales se derivan todas las demás. En la Tabla 1 se presentan dichas unidades fundamentales y sus símbolos. En este capítulo consideraremos las unidades fundamentales de longitud, masa y temperatura.

Tabla 1. Unidades S.I. fundamentales.

Cantidad física Nombre de la unidad Abreviatura Masa kilogramo kg Longitud metro m Tiempo segundo s3 Temperatura kelvin K Cantidad de sustancia mol mol Corriente eléctrica ampere A Intensidad luminosa candela cd

Se utiliza una serie de prefijos para indicar fracciones decimales o múltiplos de diversas unidades. Por ejemplo, el prefijo mili- representa la fracción 10-3 de una unidad: un miligramo (mg) es 10-3 gramos (g), un milímetro (mm) es 10-3 metros (m), etc. En la Tabla 2 se presentan los prefijos que se usan con mayor frecuencia en química. Al emplear el sistema SI y al resolver los problemas de este texto, es importante utilizar la notación exponencial. Aunque se está procurando dejar de usar gradualmente las unidades que no pertenecen al SI, todavía hay algunas que los científicos usan comúnmente. Cada vez que nos topemos con una unidad no SI en el texto, daremos también la unidad SI apropiada.

3 Se usa con frecuencia la abreviatura seg.

Ilustración 4. Las unidades métricas se están

haciendo cada vez más comunes en Estados

Unidos, como lo ejemplifica el volumen impreso

en este recipiente.



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Longitud y masa

La unidad SI fundamental para la longitud es el metro (m), una distancia un poco mayor que una yarda. Las relaciones entre las unidades del sistema inglés y del sistema métrico que usaremos con mayor frecuencia en este texto aparecen en la parte interior de la contraportada.

Tabla 2. Prefijos selectos empleados en el sistema S. I.

Prefijo Abreviatura Significado Ejemplo Giga G 109 1 gigametro (Gm) = 1 x 109 m Mega M 106 1 megametro (Mm) = 1 x 106 m Kilo k 103 1 kilómetro (km) = 1 x 103 m Deci d 10-1 1 decímetro (dm) = 0.1 m Centi c 10-2 1 centímetro (cm) = 0.01 m Mili m 10-3 1 milímetro (mm) = 0.001 m Micro µ4 106 1 micrómetro (µm) = 1 x 10-6 m Nano n 10-9 1 nanómetro (nm) = 1 x 10-9 m Pico p 10-12 1 picómetro (pm) = 1 x 10-12 m Femto f 10-15 1 femtómetro (fm) = 1 x 10-15 m

La masa5 es una medida de la cantidad de materia que hay en un objeto. La unidad SI fundamental para la masa es el kilogramo (kg), que es aproximadamente igual a 2.2 libras (lb). Esta unidad fundamental no es correcta en cuanto a que utiliza el prefijo, kilo-, en lugar de la palabra gramo sola, ya que obtenemos otras unidades de masa añadiendo prefijos a la palabra gramo.

Densidad y peso específico. Calor y temperatura.

Densidad y peso específico.

Densidad.

En física y química, la densidad (símbolo ρ) es una magnitud escalar referida a la cantidad de masa contenida en un determinado volumen de una sustancia. La densidad media es la razón entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa.

Si un cuerpo no tiene una distribución uniforme de la masa en todos sus puntos la densidad alrededor de un punto puede diferir de la densidad media. Si se considera una sucesión

pequeños volúmenes decrecientes (convergiendo hacia un volumen muy pequeño) y estén

centrados alrededor de un punto, siendo la masa contenida en cada uno de los volúmenes anteriores, la densidad en el punto común a todos esos volúmenes:

4 Esta es la letra griega mu.

5 Recordemos que: La masa y el peso no son términos intercambiables, aunque mucha gente piensa, incorrectamente, que son la misma cosa. El peso de un objeto es la fuerza que su masa ejerce debido a la gravedad. En el espacio, donde las fuerzas gravitacionales son muy débiles, un astronauta puede carecer de peso, pero no puede carecer de masa. De hecho, la masa del astronauta en el espacio es la misma que en la Tierra.

Filial Villeta.


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La unidad es kg/m3 en el SI.

Como ejemplo, un objeto de plomo es más denso que otro de corcho, con independencia del tamaño y masa. (Densidad)

Peso específico.

Se le llama Peso específico a la relación entre el peso de una sustancia y su volumen.

Su expresión de cálculo es:

siendo,

, el peso específico;

, el peso de la sustancia;

, el volumen de la sustancia; , la densidad de la sustancia; , la masa de la sustancia;

, la aceleración de la gravedad. (Peso específico)

Calor y temperatura.

Calor.

El calor está definido como la forma de energía que se transfiere entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas, sin embargo en termodinámica generalmente el término calor significa simplemente transferencia de energía. Este flujo de energía siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico (ejemplo: una bebida fría dejada en una habitación se entibia).

La energía puede ser transferida por diferentes mecanismos de transferencia, estos son la radiación, la conducción y la convección, aunque en la mayoría de los procesos reales todos se encuentran presentes en mayor o menor grado. Cabe resaltar que los cuerpos no tienen calor, sino energía térmica. La energía existe en varias formas. En este caso nos enfocamos en el calor, que es el proceso mediante el cual la energía se puede transferir de un sistema a otro como resultado de la diferencia de temperatura. (Calor)

Temperatura

Sentimos la temperatura como una medida de la calidez o frialdad de un objeto. En realidad, la temperatura determina la dirección de flujo del calor. El calor siempre fluye espontáneamente de una sustancia que está a una temperatura más alta hacia una que está a una temperatura más baja. Por ello, sentimos la entrada de energía cuando tocamos un objeto caliente, y sabemos que ese objeto está a una temperatura más alta que nuestra mano.



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Las escalas de temperatura que comúnmente se emplean en los estudios científicos son las escalas celsius y kelvin. La escala celsius también es la escala de temperatura cotidiana en la mayor parte de los países (Ilustración 5), y se basó originalmente en la asignación de 0 °C al punto de congelación del agua y 100 °C a su punto de ebullición en el nivel del mar (Ilustración 6).

Escalas termométricas.

La escala kelvin es la escala de temperatura SI, y la unidad SI de temperatura es el kelvin (K). Históricamente, la escala kelvin se basó en las propiedades de los gases. El cero en esta escala es la temperatura más baja que puede alcanzarse, -273.15 °C, a la cual llamamos, cero absoluto.

Ambas escalas, celsius y kelvin, tienen unidades del mismo tamaño; es decir, un kelvin tiene el mismo tamaño que un grado celsius. Por tanto, la relación entre las escalas kelvin y celsius es la siguiente:

K = °C + 273.15

El punto de congelación del agua, 0 °C, es 273.15 K (Ilustración 6). Adviértase que no usamos un signo de grado (°) con temperaturas en la escala kelvin.

La escala de temperatura común en Estados Unidos es la escala fahrenheit, que no se emplea generalmente en estudios científicos. En esa escala, el agua se congela a 32 °F y hierve a 212 °F. Las escalas fahrenheit y celsius están relacionadas como sigue:

(BROWN. T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)

Transferencia de calor y determinación del calor. Calor específico, capacidad calorífica y caloría.

Transferencia de calor y determinación de calor.

La transferencia de calor es el paso de energía térmica desde un cuerpo de mayor temperatura a otro de menor temperatura. Cuando un cuerpo, por ejemplo, un objeto sólido o un fluido, está a una temperatura diferente de la de su entorno u otro cuerpo, la transferencia de energía térmica, también conocida como transferencia de calor o intercambio de calor, ocurre de

Ilustración 6. Comparación de las escalas de temperatura kelvin,

celsius y fahrenheit.

Ilustración 5. Muchos países emplean la

escala de temperatura celsius en la vida

cotidiana, como pone de manifiesto

este sello de correo australiano.

Filial Villeta.


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tal manera que el cuerpo y su entorno alcancen equilibrio térmico. La transferencia de calor siempre ocurre desde un cuerpo más caliente a uno más frío, como resultado de la Segunda ley de la termodinámica. Cuando existe una diferencia de temperatura entre dos objetos en proximidad uno del otro, la transferencia de calor no puede ser detenida; solo puede hacerse más lenta.

Modos

Los modos son los diferentes tipos de procesos de transferencia de calor. Hay tres tipos:

Conducción: transferencia de calor que se produce a través de un medio estacionario -que puede ser un sólido- cuando existe un gradiente de temperatura.

Convección: transferencia de calor que ocurrirá entre un fluido en movimiento cuando están a diferentes temperaturas.

Radiación: en ausencia de un medio, existe una transferencia neta de calor por radiación entre dos superficies a diferentes temperaturas, debido a que todas las superficies con temperatura finita emiten energía en forma de ondas electromagnéticas. (Transferencia de calor.)

Determinación del calor.

Para determinar, de manera directa, el calor que se pone de manifiesto en un proceso de laboratorio, se suele emplear un calorímetro. En esencia, se trata de un recipiente que contiene el líquido en el que se va a estudiar la variación de energía por transferencia de calor y cuyas paredes y tapa (supuestamente adiabáticas) deben aislarlo, al máximo, del exterior.

Un termo de paredes dobles de vidrio, cuyas superficies han sido previamente metalizadas por deposición y que presenta un espacio vacío entre ellas es, en principio, un calorímetro aceptable para una medida aproximada de la transferencia de calor que se manifiesta en una transformación tan sencilla como esta. El termo se llama vaso Dewar y lleva el nombre del físico y químico escocés James Dewar, pionero en el estudio de las bajas temperaturas. En la tapa aislante suele haber un par de orificios para introducir un termómetro con el que se evaluaría el incremento (o decremento) de la temperatura interior del líquido, y un agitador para tratar de alcanzar el equilibrio térmico en su interior lo más rápido posible, usando un sencillo mecanismo de convección forzada.

No sólo el líquido contenido en el calorímetro absorbe calor, también lo absorben las paredes del calorímetro. Lo mismo sucede cuando pierde calor. Esta intervención del calorímetro en el proceso se representa por su equivalente en agua. La presencia de esas paredes, no ideales, equivale a añadir al líquido que contiene, los gramos de agua que asignamos a la influencia del calorímetro y que llamamos "equivalente en agua". El "equivalente en agua" viene a ser "la cantidad de agua que absorbe o desprende el mismo calor que el calorímetro". (Calor)

Calor específico, capacidad calorífica y caloría.

Calor específico.

El calor específico es una magnitud física que se define como la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). En general, el valor del calor específico depende de dicha temperatura inicial. Se le representa con la letra (minúscula).



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De forma análoga, se define la capacidad calorífica como la cantidad de calor que hay que suministrar a toda la masa de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad (kelvin

o grado Celsius). Se la representa con la letra (mayúscula).

Por lo tanto, el calor específico es el cociente entre la capacidad calorífica y la masa, esto

es donde es la masa de la sustancia. (Calor Específico)

Capacidad calorífica.

La capacidad calorífica de un cuerpo es el cociente entre la cantidad de energía calorífica transferida a un cuerpo o sistema en un proceso cualquiera y el cambio de temperatura que experimenta. En una forma menos formal es la energía necesaria para aumentar una unidad de temperatura (SI: 1 K) de una determinada sustancia, (usando el SI). Indica la mayor o menor dificultad que presenta dicho cuerpo para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Puede interpretarse como una medida de inercia térmica. Es una propiedad extensiva, ya que su magnitud depende, no solo de la sustancia, sino también de la cantidad de materia del cuerpo o sistema; por ello, es característica de un cuerpo o sistema particular. Por ejemplo, la capacidad calorífica del agua de una piscina olímpica será mayor que la de un vaso de agua. En general, la capacidad calorífica depende además de la temperatura y de la presión.

La capacidad calorífica no debe ser confundida con la capacidad calorífica específica o calor específico, el cual es la propiedad intensiva que se refiere a la capacidad de un cuerpo «para almacenar calor», y es el cociente entre la capacidad calorífica y la masa del objeto. El calor específico es una propiedad característica de las sustancias y depende de las mismas variables que la capacidad calorífica. (Capacidad calorífica)

Caloría.

La caloría (símbolo cal) es una unidad de energía del ya en desuso Sistema Técnico de Unidades, basada en el calor específico del agua. Aunque en el uso científico actual, la unidad de energía es el julio (del Sistema Internacional de Unidades), permanece el uso de la caloría para expresar el poder energético de los alimentos.

La caloría fue definida por primera vez por el profesor Nicolas Clément en 1824 como una caloría-kilogramo y así se introdujo en los diccionarios franceses e ingleses durante el periodo que va entre 1842 y 1867. (Caloría)

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UNIDAD II.

Estequiometria, Símbolos, Fórmulas y

Ecuaciones

Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas. El número de Avogadro y el concepto de Mol. Peso atómico, peso fórmula, peso molecular y moles. Porciento de composición y fórmulas de compuestos. Derivación de fórmulas. Cálculos basados en ecuaciones químicas. Concepto de reactivo limitante. Rendimiento de una reacción química. Porciento de pureza.

Introducción.

El desenvolvimiento de la Química como ciencia hacía necesario el dar a cada cuerpo

conocido un nombre que fuese expresión de, su naturaleza química y a representarlo en una

forma abreviada que respondiese a su composición molecular. De esta manera, la representación

de las reacciones químicas daría idea inmediata en cada

caso de la naturaleza íntima de la transformación

correspondiente. Para ello, era preciso establecer

previamente un símbolo para los átomos de los elementos

que fuese a su vez expresión inmediata de su nombre.

Los alquimistas habían ya empleado símbolos

para representar los elementos entonces conocidos así

como para distintos compuestos y formas de energía,

algunos de los cuales se reproducen en la Ilustración 7

pero dichos símbolos eran completamente artificiosos, y

así, para los metales, eran idénticos a los de los astros a los

que aquellos se imaginaban íntimamente relacionados.

Lavoisier propuso algunos signos convencionales para

representar distintas substancias, pero fue DALTON el

primero en utilizar signos diferentes (círculos) para los

átomos de los elementos entonces conocidos o supuestos,

y mediante la combinación de ellos pudo representar la

constitución de muchos compuestos a partir de la

composición elemental encontrada para los mismos.

Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas.

Símbolos.

Los símbolos modernos de representación de los átomos se debe a BERZELIUS, el cual propuso utilizar, en vez de signos arbitrarios, la primera letra del nombre latino del elemento o, en todo caso, la primera letra seguida de otra representativa del sonido característico del nombre al ser dos o más los elementos cuyos nombres empezasen por la misma letra. El tomar como base el nombre latino, pues el latín era entonces la lengua internacional utilizada en la terminología científica, hizo que la proposición de BERZELIUS fuese universalmente aceptada. Además, los elementos conocidos desde antiguo tenían en general muy distinto nombre en los diversos países, tal como el hierro, que en francés se denomina fer, en inglés iron y en alemán eisen, y por ello, los símbolos basados en un idioma particular no hubiesen sido aceptados por doquier.

Ilustración 7. Primeros símbolos de los

elementos en la antigüedad.



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Como el nombre castellano de los elementos tiene en general la misma raíz que los correspondientes nombres latinos, el símbolo es entonces también la primera letra, o ésta seguida de otra, del nombre castellano del elemento. Sólo en, algunos casos el símbolo deriva exclusivamente del nombre latino del elemento.

Fórmulas.

Si los símbolos expresan los átomos de los elementos, las fórmulas representan la composición molecular de las substancias, las cuales se establecen mediante la yuxtaposición de los símbolos de los átomos constituyentes afectados cada uno de un subíndice que indica el número de átomos del correspondiente elemento integrantes de la molécula. El subíndice uno se sobreentiende y no se escribe. Si la magnitud de la molécula no se conoce o bien es dudosa la existencia de ellas como partículas físicas independientes (caso de compuestos sólidos), la fórmula del compuesto expresa la relación mínima de los átomos constituyentes de la sustancia.

El agua tiene por fórmula H2O, que indica que su molécula está formada por 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno; la fórmula del cloroformo es CHCI3, que expresa que su molécula está constituida por 1 átomo de carbono, 1 átomo de hidrógeno y 3 átomos de cloro; La fórmula del elemento cloro (sustancia elemental) es Cl2, pues su molécula está compuesta por 2 átomos de este elemento; y SiO2 es la fórmula del dióxido de silicio o anhídrido silícico no formado por moléculas, (compuesto reticular covalente) pero que en su composición entran 2 átomos de oxígeno por cada átomo de silicio.

Los símbolos y fórmulas no sólo representan a los elementos y compuestos o más concretamente a sus átomos y moléculas, sino, también a sus respectivos moles.

Así, el símbolo C representa el elemento carbono, 1átomo de carbono y 1 mol de átomos de carbono, que son 12,011 g de carbono.

Análogamente, la fórmula H2SO4 representa el compuesto ácido sulfúrico, 1 molécula de este cuerpo y también 1 mol de ácido sulfúrico, 98,082 g. Este aspecto cuantitativo de los símbolos y fórmulas permite conocer la relación en peso en que están unidos los elementos en un compuesto e, inversamente, a partir de esta relación encontrada por análisis, hallar la fórmula de cualquier substancia.

Ecuaciones químicas.

Las reacciones químicas pueden representarse de modo abreviado mediante, el empleo de las fórmulas de las substancias químicas que intervienen en el proceso. Este modo de representación constituye una ecuación química.

El primer paso para escribir una ecuación es consignar las fórmulas de todas las substancias colocando a la Izquierda de una flecha las fórmulas de las substancias iniciales que dan lugar al proceso y que se conocen como substancias reaccionantes o reactivos, y a la derecha las de las substancias finales que se originan denominadas productos de la reacción o productos. Este primer paso constituye una ecuación indicada, o esquematizada (sin ajustar).

Puesto que una transformación química consiste en realidad en la agrupación distinta de los átomos que forman las substancias reaccionantes para dar lugar a los productos de la reacción, el número de átomos de cada clase debe permanecer invariable y ser el mismo en los dos miembros de la ecuación. En consecuencia, el segundo paso consiste en igualar la ecuación indicada para lo cual se coloca delante de cada fórmula un número entero o coeficiente, el cual corresponde al menor número de moléculas (o de las agrupaciones de átomos representativas de

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la fórmula empírica del cuerpo cuando no existen verdaderas moléculas) necesarias para que el proceso elemental tenga lugar.

Consideremos la reacción entre el vapor de agua y el hierro al rojo para formar hidrógeno y óxido de hierro magnético. La ecuación indicada (sin ajustar) de este proceso es

Fe + H2O Fe3O4 + H2

la cual expresa tan sólo, de un modo cualitativo, la naturaleza de las substancias que intervienen en la transformación. Esta ecuación indicada puede fácilmente igualarse. Para formar una supuesta molécula de Fe3O4 se necesitan 3 átomos de hierro y 4 de oxígeno, para lo cual debe haber a la izquierda de la flecha, substituida casi siempre por un signo igual, 3 átomos de hierro y 4 Moléculas de agua, las que darán lugar también a 4 Moléculas de hidrógeno. La ecuación correctamente igualada es

3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + 4 H2.

La ecuación igualada representa a su vez una relación cuantitativa entre las cantidades de los cuerpos reaccionantes, ya que cada fórmula equivale a un mol de la sustancia correspondiente. La ecuación anterior puede leerse como sigue: 3 moles de hierro (3 x 55,85 g) reaccionan con 4 moles de agua (4 x 18,016 g) para dar lugar a 1 mol de óxido de hierro magnético (231,55 g) y a 4 moles de hidrógeno (4 x 2,016 g). Esta relación cuantitativa es la que determina el carácter de verdadera ecuación matemática a las ecuaciones químicas.

Cuando intervienen en la reacción substancias gaseosas, un mol equivale también a un volumen molar cuyo valor depende de las condiciones de presión y temperatura a que se considera el gas e igual a 22,4 litros en las condiciones normales.

A veces no es necesario escribir una ecuación molecular completa, en rigor no es posible hacerlo para algunas reacciones, en especial para aquellas que se verifican en disolución. En estos casos son suficientes ecuaciones parciales, en particular cuando no se necesitan los pesos totales de las substancias que intervienen en la reacción y sólo interesa el mecanismo de ella. Por ejemplo, cuando se agrega una disolución de cloruro sódico a otra de nitrato de plata se produce un precipitado blanco de cloruro de plata. Esta reacción puede expresarse por las ecuaciones siguientes:

Estos compuestos están constituidos por átomos o grupo de átomos con carga eléctrica (iones) positivo y negativo, y que en la disolución se mueven separadamente. Por ello, la ecuación 1) expresa la reacción química que tiene realmente lugar y sirve exactamente para las que se producen entre cualquier cloruro soluble y cualquier sal de plata soluble que forman un precipitado de cloruro de plata. La ecuación 2) se utiliza cuando interesa calcular la cantidad de alguna de las substancias reaccionantes puesto que el cálculo exige necesariamente el empleo de las fórmulas moleculares. La ecuación 3) es igual esencialmente a la 2), pero al indicar separadamente los iones en los compuestos de este tipo muestra cuál de ellos queda en la disolución en estado iónico.

Cálculos a partir de las ecuaciones químicas

Las relaciones cuantitativas entre las cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción, derivadas de la ecuación química correspondiente, permiten calcular la cantidad de una



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determinada sustancia si se conoce la cantidad de una cualquiera de ellas. En general, las cantidades calculadas son en peso, pero puede hallarse el correspondiente volumen si se conoce, para sólidos y líquidos, su densidad, y para los gases, a partir de la ecuación general que relaciona el volumen con el número de moles o con el peso de la sustancia.

Los ejemplos que siguen aclaran todos los tipos de cálculos que pueden considerarse.

Relaciones ponderales Relaciones de volumen

Relaciones peso-volumen Análisis de mezclas gaseosas

Que lo veremos más adelante. (Símbolos, fórmulas y ecuaciones.)

El número de Avogadro y el concepto de Mol.

Número de Avogadro.

En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio.

Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.

De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.

Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uam».

De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contienen igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro:

N = 6,023 x 10 23

Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.

Mol.

Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).

También puede definirse como:

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Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.

Este concepto de mol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,023 x 1023 huevos, 6,023 x 1023 cigarrillos, etc.).

La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol.

Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y sustituirlos por el de mol. Insistir en la necesidad de considerar el actual concepto de mol como número de entidades fundamentales.

Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la fórmula NaCl no representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto hay igual número de iones Na+ que de iones Cl-. El término mol no sería apropiado en este caso, pero para soslayar este problema la partícula unitaria se entendería aquí en el sentido de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula». Por eso, el mol de NaCl contendrá N iones Na+ y N iones Cl-. En este caso, en lugar de peso molecular sería más correcto hablar de peso fórmula.

Peso atómico, peso fórmula, peso molecular y moles.

Peso atómico.

El peso atómico (También llamado Masa Atómica Relativa) (símbolo: Ar) es una cantidad física a dimensional definida como la suma de la cantidad de las masas promedio de los átomos de un elemento (de un origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es decir, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12). El concepto se utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales.

Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad de libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física se puede usar también la expresión masa atómica relativa. En consecuencia, desde por lo menos 1860 y hasta el decenio de 1960, el uso continuado de la locución ha atraído una controversia considerable (véase más adelante).

A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales), los pesos atómicos no son constantes físicas. Varían de una muestra a otra. Sin embargo, en muestras normales son suficientemente constantes para ser de importancia fundamental en química. Se ha de no confundir al peso atómico con la masa atómica.

La definición IUPAC del peso atómico es:

Un peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento de una fuente especificada es la razón de la masa media por átomo del elemento a 1/12 de la masa de un átomo 12C.



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En la definición, enfáticamente se especifica «un peso atómico…», puesto que, según sea la fuente, un elemento tiene diferentes pesos atómicos. Por ejemplo, debido a diferente composición isotópica, el boro de Turquía tiene un peso atómico menor que el boro de California. Sin embargo, dados el costo y las dificultades del análisis isotópico, es usual el uso de valores tabulados de pesos atómicos estándar, que son ubicuos en laboratorios químicos.

El peso atómico es el número asignado a cada elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos. Puesto que un elemento puede tener dos o más isótopos cuyas masas difieren, el peso atómico de tal elemento dependerá de las proporciones relativas de sus isótopos. La composición isotópica de los elementos que se encuentran en la naturaleza es casi constante, excepto en los generados por radiactividad natural. El peso atómico se refiere a esta mixtura natural.

En 1960 se introdujo una unidad denominada Unidad de masa atómica, definida como 1/12 de la masa de carbono 12. Se representa con el símbolo u; de este modo, 12C = 12u. La tabla de los pesos atómicos relativos se basa ahora en la masa atómica de 12C = 12.

Así mismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de esas moléculas (sus unidades en química son g/mol), se obtiene multiplicando la masa atómica relativa por la constante de masa molar. Por definición un mol es el número de átomos que están contenidos en exactamente 12 gramos de carbono de masa isotópica 12 (12C). A este número se le denomina número de Avogadro. El valor más exacto que se conoce hasta ahora de él es 6,0221367x1023.

Controversia en el nombre

Entre los científicos el uso del nombre «peso atómico» ha generado gran controversia. Comúnmente, quienes lo objetan prefieren la expresión «masa atómica relativa» (no confundir con masa atómica). La objeción básica es que el peso atómico no es propiamente peso, que es la fuerza ejercida en un objeto en un campo gravitacional, medido en unidades de fuerza tales como el newton.

En réplica, los que apoyan el concepto «peso atómico» opinan (entre otros argumentos) que "el nombre ha estado en uso continuo para la misma cantidad desde que fue conceptualizado por primera vez por John Dalton en 1808."

La mayor parte del tiempo, los pesos atómicos realmente se han medido pesando (esto es, por análisis gravimétrico). El nombre de una cantidad física debería no variar simplemente porque el método de su determinación ha cambiado.

La locución «masa atómica relativa» debería reservarse para la masa de un núclido específico (o isótopo).

«Peso atómico» debería usarse para la media ponderada de las masas atómicas entre todos los átomos en la muestra.

Es muy común encontrar nombres mal propuestos para cantidades físicas, que los retengan por razones históricas, como:

1. Fuerza electromotriz, que no es fuerza. 2. Potencia resolutiva. No es cantidad de potencia. 3. Concentración molar. No es cantidad molar (una cantidad expresada por unidad de

cantidad de sustancia).

Podría agregarse que el peso atómico suele no ser verdaderamente «atómico» siquiera, puesto que no corresponde a un átomo individual. El mismo argumento puede plantearse contra «masa atómica relativa» cuando se usa en este sentido.

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Determinación de los pesos atómicos

Los pesos atómicos modernos se calculan a partir de valores medidos de masa atómica, de cada núclido, según su composición isotópica. Hay disponibilidad de datos sumamente precisos de masas atómicas de virtualmente todos los núclidos no radioactivos. Las composiciones isotópicas son más difíciles de medir a un alto grado de precisión, ya que están sujetas a variaciones entre muestras.

Por esta razón los pesos atómicos de los veintidós elementos mononuclídicos se conocen a una precisión especialmente alta, con incertidumbre de sólo una parte en 38 millones en el caso del flúor: precisión mayor que el mejor valor actual de la constante de Avogadro: una parte en 20 millones.

Se ejemplifica el cálculo del silicio, cuyo peso atómico es especialmente importante en metrología. En la naturaleza, de este elemento existe una mezcla de tres isótopos: 28Si, 29Si y 30Si.

Las masas atómicas de estos núclidos se conocen a una precisión de una parte en 14 mil millones para el 28Si; de los restantes, una parte por mil millones. Sin embargo, el rango de abundancia natural de los isótopos es tal que la abundancia estándar está determinada hasta aproximadamente ±0,001% (véase tabla adjunta). El cálculo es:

Ar(Si) = (27.97693 × 0.922297) + (28.97649 × 0.046832) + (29.97377 × 0.030872) = 28.0854

La estimación de la incertidumbre es complicada, especialmente dado que la distribución de la muestra no es necesariamente simétrica: los pesos atómicos estándar de la IUPAC están indicados con incertidumbres simétricas estimadas, y el valor referente al silicio es 28,0855 (referencia 3). La incertidumbre estándar relativa en este valor es 1×10–5 o 10 ppm (partes por millón). (Peso Atómico - Wikipedia)

Peso fórmula.

El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan, son pesos relativos. Ejemplos:

Unid. P.A. (uma)

Unid. P.A. (uma)

1 x Na = 1 x 23 uma 3 x H 3 x 1 uma = 3 uma

1 x H = 1 x 1 uma 1 x P 1 x 31 uma = 31 uma

1 x O = 1 x 16 uma 4 x O 4 x 16 uma = 64 uma

NaOH Peso Fórmula = 40 uma H3PO4 Peso Fórmula = 98 uma

Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se refieren a sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a sustancias que existen como moléculas discretas.

Peso molecular.

La masa molecular relativa (peso molecular) es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular. Su valor

Tabla 3. Abundancia isotópica del Silicio.

Isótopo Masa atómica Abundancia (%)

Estándar Rango

28Si 27.976 926 532 46(194) 92.2297(7) 92.21–92.25

29Si 28.976 494 700(22) 4.6832(5) 4.69–4.67

30Si 29.973 770 171(32) 3.0872(5) 3.10–3.08



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numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol. La masa molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol (6,022*1023) de moléculas: La fórmula para calcularla es la siguiente:

masa molecular = masa atómica de A * nº de átomos de A + masa atómica de B * nº de átomos de B...

hasta que no queden átomos diferentes.

La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso del agua: H2O, su masa molecular es:

masa atómica del H: 1,00797 u, aproximadamente igual a (≈) 1 * nº de átomos de H: 2 + masa atómica del O: 15,9994 u ≈ 16 * nº de átomos de O: → 2 átomos de H x 1 átomo de

O = 2 u + 16 u = 18 u.

Si las cifras decimales son mayores que 0,5, el número másico se aproxima a la unidad entera siguiente. Ejemplo: el número másico del oxígeno es 15,9994 ≈ 16. Es decir, el número másico del O es 16.

Al igual que la masa atómica, la masa molecular se expresa en unidades de masa atómica: umas (u) o daltons (Da), que son equivalentes. Los Da aportan la ventaja de poderse emplear para moléculas mayores al aceptar un múltiplo, el kilodalton: kDa.

La masa molecular se calcula de manera fácil sumando las masas atómicas. Por ejemplo la masa molecular del ácido sulfúrico:

H2SO4: H = 1,00797 Da; S = 32,065 Da; O = 15,9994 Da

H2 = 2 x 1,00797 Da = 2,01594 Da

S = 1 x 32,065 Da = 32,065 Da

O4 = 4 x 15,9994 Da = 63,9976 Da

Masa molecular = H2 + S + O4 = 2,01594 Da + 32,065 Da + 63,9976 Da = 98,07854 Da. (Masa Molecular - Wikipedia)

Porciento de composición y fórmulas de compuestos. Derivación de fórmulas.

Deducción de las fórmulas de los compuestos.

Fórmula empírica.

Para establecer la fórmula de un compuesto debe conocerse el número de átomos de cada elemento que entran en una molécula del compuesto o, lo que es equivalente, el número de moles de cada elemento en un mol de compuesto. Previamente, se obtiene por análisis la, composición centesimal de la substancia, la cual indica la proporción en peso de los elementos constituyentes de la misma. Si ahora sé divide el tanto por ciento de cada elemento que entra en el compuesto o sea, el peso real del mismo en 100 g de la substancia, por su peso atómico respectivo se obtiene el número relativo de átomos (o de moles de átomos) de cada clase

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contenidos en la molécula (o mol) del compuesto. Como en la molécula existen un número entero de átomos de cada elemento, se transforman aquellos números relativos en los números enteros más próximos. De esta forma se determina la fórmula empírica de la sustancia que es la fórmula más simple y nos informa de la proporción en que se encuentran los átomos en la molécula. Los ejemplos aclaran el tipo de cálculo que acaba de indicarse:

EJEMPLO. Un compuesto contiene 79,9 % de carbono y 20,1 % de hidrógeno. Hallar la fórmula del compuesto.

La fórmula será CxHy donde x e y son números enteros. El compuesto puede expresarse también por 79,9 g de carbono y 20,1 g de hidrógeno. Dividiendo el peso de cada elemento por su peso atómico, o lo que es equivalente, multiplicando este peso por el factor de conversión de gramos a moles de átomos (átomos gramo), resulta:

Estos resultados significan que 6,65 moles de carbono están combinados con 19,95 moles de hidrógeno. Para reducir esta relación a números enteros se dividen ambos valores por el menor, esto es, por 6,65, obteniéndose la relación:

que indica que por cada átomo de carbono hay tres, átomos de hidrógeno.

La fórmula más simple es CH3 y esta será la fórmula empírica de la sustancia.

La fórmula verdadera será la fórmula empírica o bien un múltiplo de ella. Su determinación exige el conocimiento del peso molecular.

La composición de la substancia puede venir expresada en forma distinta de la centesimal.

EJEMPLO. Cinco gramos de un óxido de plomo contienen 4,533 g de este metal. Calcular su fórmula.

El contenido en Oxigeno es (5 - 4,533 =) 0,467 g. Si dividimos los pesos de plomo y oxígeno por sus pesos atómicos respectivos se tiene

Dividiendo estos dos valores por el menor, 0,02188, se obtienen respectivamente 1 mol (átomo gramo) de plomo y 1,334 moles (átomos gramo) de oxígeno. Como los números de átomos han de ser enteros hay que multiplicar estos últimos valores por 3, con lo que resultan 3 moles de plomo y 4 moles de oxígeno.

La fórmula empírica o más sencilla de este óxido de plomo es Pb304.



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La fórmula más sencilla, o fórmula empírica, sólo debe usarse cuando no se posean datos suficientes para reemplazarla por la fórmula verdadera de la composición de la molécula o fórmula molecular o cuando el compuesto no esté constituido por moléculas (compuestos iónicos).

Fórmula molecular.

La fórmula molecular puede calcularse a partir de la composición de la sustancia (obteniendo la formula empírica) y de su peso molecular.

EJEMPLO. El peso molecular aproximado del compuesto de fórmula empírica CH3 es 30. Hallar su fórmula molecular.

La fórmula molecular será el múltiplo de la empírica cuyo peso se aproxime a 30. El peso fórmula de CH3 es (12,011 + 3 x 1,008 = 12,011 + 3,024 =) 15,035 y, por tanto, la fórmula doble con un peso de 30,070 será la fórmula molecular, o sea, C2H6

La determinación de la fórmula molecular de una substancia exige conocer previamente su peso molecular aproximado. Pero una vez conocida la fórmula molecular, el peso molecular de la sustancia se calcula exactamente a partir de los pesos atómicos de los elementos que la constituyen.

El siguiente ejemplo muestra los pasos a seguir en la deducción de la fórmula molecular de una substancia cuando se facilitan datos que permiten conocer su composición y datos que permiten calcular su peso molecular aproximado.

EJEMPLO. Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Al quemar 1,275 g de sustancia se forman 1,869 g de dióxido de carbono, CO2, y 0,765 g de agua, H2O. El dióxido de carbono contiene 27,29 % de carbono y el agua 11,19% de hidrógeno. A 80 ºC Y 745 mm, 0,641 g de sustancia ocupan en estado de vapor 316 cm3. A partir de estos datos hallar la fórmula de este compuesto y su peso molecular exacto.

Hallaremos primero la proporción de carbono e hidrógeno en el compuesto y, por diferencia, la proporción de oxígeno. Se tiene:

La relación de moles de átomos en 100 g de compuesto es

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La relación Ente el número de átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno es 3,33 : 6,66: 3,33 y dividiendo sus términos por el menor se tiene la relación 1 : 2: 1 expresada con números enteros sencillos. La fórmula empírica o más sencilla de la substancia es CH2O con un peso fórmula de 30,027. La fórmula molecular será un múltiplo de la fórmula empírica o bien esta misma y su peso molecular aproximado será 30 ó un múltiplo de este valor. Calcularemos este peso molecular de la expresión que resulta de la ecuación general de los gases. Tenemos

El peso molecular aproximado de la sustancia es 59,9, doble del correspondiente a la fórmula empírica. En consecuencia, la fórmula correcta molecular del compuesto es C2H4O2 y su peso molecular exacto es 60,054 g/mol.

Composición centesimal deducida a partir de la fórmula.

La fórmula de un cuerpo indica también su composición ponderal puesto que expresa la cantidad de cada elemento contenido en el peso molecular. El cálculo de los correspondientes tantos por ciento es una cuestión muy sencilla, según puede deducirse del siguiente ejemplo:

EJEMPLO. Hallar la composición centesimal del dícromato potásico cuya fórmula es K2Cr2O7.

Aunque el dícromato potásico, como todas las sales, no está constituido por moléculas, la fórmula indica que por cada 2 átomos de cromo hay 7 átomos de oxígeno y 2 átomos de potasio, y, por tanto, que dos moles de cromo (2 x 52,01 g), junto con 7 moles de oxígeno (7 x 16,00 g) y dos moles de potasio (2 x 39,1 g), constituyen el peso fórmula del dícromato potásico, esto es, 294,22 g. El tanto por uno o por ciento de cada elemento será

Ejemplo de problema.

Una sustancia tiene la siguiente composición centesimal: 67,91% de iodo, 6,42% de magnesio y 25,67% de oxígeno ¿Cuál es su fórmula empírica? Sabiendo que las masas respectivas de I = 127 g, Mg = 24 g, y el O = 16 g.

Primero debemos dividir la cantidad que hay de elemento por su respectivo P.A.

67,97 g 6,42 g 25,67 g = 0,53 para el I = 0,27 para el Mg = 1,604 para el O 127 g/at I 24 g/at Mg 16 g/at O



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Dividiendo por la menor porción:

0,53 0,27 1,604 = 1,96 ≈ 2 át de I = 1 át de Mg = 5,9 ≈ 6 át de O 0,27 0,27 0,27

Por lo que la fórmula será Mg1I2O6, o sea reordenando y dejando de escribir el N° 1 tenemos entonces Mg (IO3)2

Efectúa.

¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los compuestos a los que corresponden los siguientes análisis centesimales? A) 40,2% de K; 26,9% de Cr; 32,9% de O. b) 52,8% de Sn; 12,4% de Fe; 16,0% de C y 18,8% de N.

Cálculos basados en ecuaciones químicas.

Concepto de reactivo limitante.

El reactivo limitante, limita la cantidad de producto formado, y provoca una concentración limitante a la anterior. Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometria se emplea para saber los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada.

Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total de producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.

La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la reacción.

El concepto de reactivo limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción, aprovechándose así al máximo.

Rendimiento de una reacción química. Porciento de pureza.

Rendimiento de una reacción química.

En química, el rendimiento, también referido como rendimiento químico y rendimiento de reacción, es la cantidad de producto obtenido en una reacción química. El rendimiento absoluto puede ser dado como la masa en gramos o en moles (rendimiento molar). El rendimiento fraccional o rendimiento relativo o rendimiento porcentual, que sirve para medir la efectividad de un procedimiento de síntesis, es calculado al dividir la cantidad de producto obtenido en moles por el rendimiento teórico en moles:

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Para obtener el rendimiento porcentual, multiplíquese el rendimiento fraccional por 100% (por ejemplo, 0,673 = 67,3%).

Uno o más reactivos en una reacción química suelen ser usados en exceso. El rendimiento teórico es calculado basado en la cantidad molar del reactivo limitante, tomando en cuenta la estequiometria de la reacción. Para el cálculo, se suele asumir que hay una sola reacción involucrada.

El rendimiento teórico o ideal de una reacción química debería ser el 100%, un valor que es imposible alcanzar en la mayoría de puestas experimentales. De acuerdo con Vogel, los rendimientos cercanos al 100% son denominados cuantitativos, los rendimientos sobre el 90% son denominados excelentes, los rendimientos sobre el 80% muy buenos, sobre el 70% son buenos, alrededor del 50% son regulares, y debajo del 40% son pobres. Los rendimientos parecen ser superiores al 100% cuando los productos son impuros. Los pasos de purificación siempre disminuyen el rendimiento, y los rendimientos reportados usualmente se refieren al rendimiento del producto final purificado.

Porciento de pureza.

El porcentaje de pureza: es la cantidad de un compuesto q se encuentra de este dentro de su medio.

Por ejemplo: el oro en la naturaleza no lo encuentras solo, en algunos casos el metal está acompañado de roca. El porcentaje de pureza es la cantidad de oro puro q se encuentra dentro de esa masa compuesta de oro y roca.

Su forma de aplicación es:

Por cada 100 gramos de esa mezcla de oro y roca, hay 80 gramos de oro solo y 20 de roca; entonces tomas los 80 gramos de oro, lo divides por los 100 hallados y lo multiplicas por el 100%, de esa forma obtienes el porcentaje de pureza.

Matemáticamente aplicas una regla de 3 simple

100 gr de mezcla ------- 100%

80 gr de Au --------------- x

x= (80 gr * 100%)/ 100 gr gramos se cancela con gramos

x = 80%

De esta forma obtienes el porcentaje de pureza

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UNIDAD III.

Estructura Atómica

Teoría atómica de Dalton. Partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones. Teoría de Rutherford. Número atómico y peso atómico. Escalas. Conceptos de isótopo e isóbaro. Ejemplos. Radioactividad natural. Estabilidad nuclear. Fusión y fisión nucleares. Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis de Broglie. Radiación electromagnética. Espectro de radiación. Espectros atómicos y teoría de Borh. La mecánica cuántica y el modelo atómico. Números cuánticos. Orbitales atómicos. Distribución electrónica de los átomos. Principio de Aufbau. Ejemplos y discusión de excepciones en la configuración electrónica.

Introducción.

El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar las semejanzas y diferencias entre las propiedades químicas de los elementos. Además la mayoría de las reacciones químicas implican una reorganización de la estructura electrónica externa de los átomos. En este capítulo iniciaremos el estudio de los modelos atómicos que permiten conocer la distribución de los electrones en los átomos; desde el modelo de Thomson, pasando por el modelo de Böhr hasta llegar al modelo atómico propuesto por la mecánica cuántica, modelo que es el aceptado actualmente. Destacaremos la descripción de los electrones a través de los números cuánticos y los orbitales electrónicos.

Teoría atómica de Dalton.

Las leyes ponderales de las combinaciones químicas encontraron una explicación satisfactoria en la teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes ponderales basándose en el concepto de átomo. Establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es discontinua:

Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales separadas e indestructibles;

Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.

Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades

Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Los «átomos» de un determinado compuesto son a su vez

idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.

Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en aplicar la hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le comunica una base más sólida al asociar a los átomos la idea de masa.

Los átomos de DALTON difieren de los átomos imaginados por los filósofos griegos, los cuales los suponían formados por la misma materia primordial aunque difiriendo en forma y tamaño. La hipótesis atómica de los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus especulaciones científicas por hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue hasta DALTON en que constituye una verdadera teoría científica mediante la cual podían explicarse y coordinarse cuantitativamente los fenómenos observados y las leyes de las combinaciones químicas.



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La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecunda en el desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de las ideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la Química los resultados brillantes de la teoría atómica.

Partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones.

Partículas fundamentales.

Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una partícula elemental o una compuesta, a su vez, por otras partículas subatómicas, como son los quarks, que componen los protones y neutrones. No obstante, existen otras partículas subatómicas, tanto compuestas como elementales, que no son parte del átomo, como es el caso de los neutrinos y bosones.

Electrones.

El electrón (del griego clásico ἤλεκτρον, ámbar), comúnmente representado por el símbolo: e−, es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental negativa. Un electrón no tiene componentes o subestructura conocidos, en otras palabras, generalmente se define como una partícula elemental. Tiene una masa que es aproximadamente 1836 veces menor con respecto a la del protón. El momento angular (espín) intrínseco del electrón es un valor semientero en unidades de ħ, lo que significa que es un fermión. Su antipartícula es denominada positrón: es idéntica excepto por el hecho de que tiene cargas —entre ellas, la eléctrica— de signo opuesto. Cuando un electrón colisiona con un positrón, las dos partículas pueden resultar totalmente aniquiladas y producir fotones de rayos gamma.

Los electrones, que pertenecen a la primera generación de la familia de partículas de los leptones, participan en las interacciones fundamentales, tales como la gravedad, el electromagnetismo y la fuerza nuclear débil. Como toda la materia, posee propiedades mecánico-cuánticas tanto de partículas como de ondas, de tal manera que pueden colisionar con otras partículas y pueden ser difractadas como la luz. Esta dualidad se demuestra de una mejor manera en experimentos con electrones a causa de su ínfima masa. Como los electrones son fermiones, dos de ellos no pueden ocupar el mismo estado cuántico, según el principio de exclusión de Pauli.

El concepto de una cantidad indivisible de carga eléctrica fue teorizado para explicar las propiedades químicas de los átomos, el primero en trabajarlo fue el filósofo naturalista británico Richard Laming en 1838. El nombre electrón para esta carga fue introducido el 1894 por el físico irlandés George Johnstone Stoney. Sin embargo, el electrón no fue identificado como una partícula hasta 1897 por Joseph John Thomson y su equipo de físicos británicos.

Protones.

En física, el protón (del griego πρῶτον, prōton [“primero”]) es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental positiva 1 (1,6 × 10-19 C). Igual en valor absoluto y de signo contrario a la del electrón, y una masa 1.836 veces superior a la de un electrón. Experimentalmente, se observa el protón como estable, con un límite inferior en su vida media de unos 1035 años, aunque algunas teorías predicen que el protón puede desintegrarse en otras partículas.

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El protón y el neutrón, en conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el núcleo de los átomos. En un átomo, el número de protones en el núcleo determina las propiedades químicas del átomo y qué elemento químico es. El núcleo del isótopo más común del átomo de hidrógeno (también el átomo estable más simple posible) está formado por un único protón. Al tener igual carga, los protones se repelen entre sí. Sin embargo, pueden estar agrupados por la acción de la fuerza nuclear fuerte, que a ciertas distancias es superior a la repulsión de la fuerza electromagnética. No obstante, cuando el átomo es grande (como los átomos de Uranio), la repulsión electromagnética puede desintegrarlo progresivamente.

Neutrones.

El neutrón es una partícula subatómica, un nucleón, sin carga neta, presente en el núcleo atómico de prácticamente todos los átomos, excepto el protio. Aunque se dice que el neutrón no tiene carga, en realidad está compuesto por tres partículas fundamentales cargadas llamadas quarks, cuyas cargas sumadas son cero. Por tanto, el neutrón es un barión neutro compuesto por dos quarks de tipo abajo, y un quark de tipo arriba.

Fuera del núcleo atómico, los neutrones son inestables, teniendo una vida media de 15 minutos (885,7 ± 0,8 s); cada neutrón libre se descompone en un electrón, un antineutrino y un protón. Su masa es muy similar a la del protón, aunque ligeramente mayor.

El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos, a excepción del isótopo hidrógeno-1. La interacción nuclear fuertes responsable de mantenerlos estables en los núcleos atómicos.

Teoría de Rutherford.

El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.

El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.

Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa.

Número atómico y peso atómico. Escalas.

En química, el número atómico es el número total de protones que tiene el átomo. Se suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número) y es la identidad del átomo, y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes números de electrones y protones. Un átomo en su estado natural es neutro y tiene número igual de electrones y protones. Un átomo de sodio Na tiene un número atómico 11, posee 11 electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio Mg, tiene número atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones, y un átomo de uranio U, que tiene número atómico 92, posee 92 electrones y protones. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento hidrógeno tienen 1 protón y su Z = 1; esto sería ₁H. Los de helio tienen 2 protones y Z =2; asimismo ₂He. Los de litio, 3 protones y Z = 3,…



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Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y nos lo da Z. En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y los números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar a los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico. En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente.

Conceptos de isótopo e isóbaro. Ejemplos.

Isótopos.

Se denominan isótopos (del griego: ἴσος isos 'igual, mismo'; τόπος tópos 'lugar') a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en masa atómica. La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 21 elementos (ejemplos: berilio, sodio) poseen un solo isótopo natural; en contraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables.

Otros elementos tienen isótopos naturales, pero inestables, como el uranio, cuyos isótopos están constantemente degradándose, lo que los hace radiactivos. Los isótopos inestables son útiles para estimar la edad de variedad de muestras naturales, como rocas y materia orgánica. Esto es posible, siempre y cuando, se conozca el ritmo promedio de desintegración de determinado isótopo, en relación a los que ya han decaído. Gracias a este método de datación, se conoce la edad de la tierra. Los rayos cósmicos hacen inestables a isótopos estables de Carbono que posteriormente se adhieren a material biológico, permitiendo así estimar la edad aproximada de huesos, telas, maderas, cabello, etc. Se obtiene la edad de la muestra, no la del propio isótopo, ya que se tienen en cuenta también los isótopos que se han desintegrado en la misma muestra. Se sabe el número de isótopos desintegrados con bastante precisión, ya que no pudieron haber sido parte del sistema biológico a menos que hubieran sido aún estables cuando fueron raros.

Tipos de isótopos

Todos los isótopos tienen el mismo número atómico pero difieren en el número másico.

Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo.

Por ejemplo, en la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con números de masa 12, 13 y 14: 12C, 13C y 14C. Sus abundancias respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente: 98,89%, 1,11% y trazas.

Isótopos Naturales. Los isótopos naturales son los que se encuentran en la naturaleza de manera natural, por ejemplo el hidrógeno tiene tres isótopos naturales, el protio que no tiene neutrones, el deuterio con un neutrón, y el tritio que contiene dos neutrones, el tritio es muy usado en trabajos de tipo nuclear; es el elemento esencial de la bomba de hidrógeno. Otro elemento que contiene isótopos muy importantes es el carbono, que son: el carbono 12, que es la base referencial del peso atómico de cualquier elemento, el carbono 13 que es el único carbono con propiedades magnéticas y el carbono 14 radioactivo, muy importante ya que su tiempo de vida media es de 5730 años y se usa mucho en arqueología para determinar la edad de los fósiles orgánicos.

Isótopos más abundantes

en el Sistema Solar1

Isótopo Núcleos por

millón

Hidrógeno-1 705.700

Hidrógeno -2 23

Helio-4 275.200

Helio-3 35

Oxígeno-16 5.920

Carbono-12 3.032

Carbono-13 37

Neón-20 1.548

Neón-22 208

Hierro-56 1.169

Hierro-54 72

Hierro-57 28

Nitrógeno-14 1.105

Silicio-28 653

Silicio-29 34

Silicio-30 23

Magnesio-24 513

Magnesio-26 79

Magnesio-25 69

Azufre-32 39

Argón-36 77

Calcio-40 60

Aluminio-27 58

Níquel-58 49

Sodio-23 33

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_Solar

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_Solar

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Helio

http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno

http://es.wikipedia.org/wiki/Carbono

http://es.wikipedia.org/wiki/Ne%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Hierro

http://es.wikipedia.org/wiki/Nitr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Silicio

http://es.wikipedia.org/wiki/Magnesio

http://es.wikipedia.org/wiki/Azufre

http://es.wikipedia.org/wiki/Arg%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Calcio

http://es.wikipedia.org/wiki/Aluminio

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%ADquel

http://es.wikipedia.org/wiki/Sodio

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Isótopos Artificiales. Los isótopos artificiales se producen en laboratorios nucleares por bombardeo de partículas subatómicas; estos isótopos suelen tener una vida corta, principalmente por la inestabilidad y radioactividad que presentan; uno de estos es el Cesio cuyos isótopos artificiales se usan en plantas nucleares de generación eléctrica; otro muy usado es el Iridio 192 que se usa para comprobar la hermeticidad de las soldaduras de tubos, sobre todo en tubos de transporte de crudo pesado y combustibles. Algunos isótopos del Uranio también se usan para labores de tipo nuclear como generación eléctrica o en bombas atómicas basadas en la fisión nuclear.

Los isótopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor de 1200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que existen isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos, tienen una semivida extremadamente larga comparada con la edad de la Tierra.

Isóbaros.

Se denominan isóbaros (del griego: ἴσος, isos = mismo; βαρύς, barýs = pesado) a los distintos núcleos atómicos con el mismo número de masa (A), pero diferente número atómico (Z). Las especies químicas son distintas (a diferencia de isótopos), ya que el número de protones y por consiguiente el número de electrones difieren entre los dos (protones y electrones).

Ejemplos

14C y 14N

17N, 17O y 17F

Isótonos.

Dos átomos son isótonos si tienen el mismo número de neutrones. Por ejemplo, Boro-12 y Carbono-13, ambos tienen 7 Neutrones. Esto se contrasta con:

el mismo número de masa, por ejemplo: suma de protones más neutrones; carbono-12 y boro-12.

Isómeros nucleares son diferentes estados del mismo tipo de núcleos. Una transición de una isómero a otro es acompañado por la emisión o absorción de rayos gamma, o por el proceso de conversión interna. (No deben ser confundidos con los isómeros químicos y físicos

La palabra isótono proviene del griego misma "extensión", pero actualmente es isótopo con "p" de protón y reemplazado por "n" de neutrón.

ISÓTONOS: Son átomos diferentes, por lo tanto, tienen DIFERENTE n° atómico, también tienen DIFERENTE n° másico, pero, tienen el MISMO n° de neutrones.

Ejemplo: 37 40 Cl, Ca 17 20

NUCLEIDOS: En la actualidad, se designa con este nombre a cada configuración atómica caracterizada por un número másico A y un número atómico Z o en ambos. Con esto, podemos concluir que los nucleídos de IGUAL Z son ISÓTOPOS entre sí, y los nucleídos que tienen IGUAL A son ISÓBAROS entre sí.



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Radioactividad natural. Estabilidad nuclear. Fusión y fisión nucleares.

Radiactividad natural.

Se denomina radiactividad natural a la radiactividad que existe en la naturaleza sin intervención humana. Su descubridor fue Henri Becquerel, en 1896.

Puede provenir de dos fuentes:

1. Materiales radiactivos existentes en la Tierra desde su formación, los llamados primigenios.

2. Materiales radiactivos generados por interacción de rayos cósmicos con materiales de la Tierra que originalmente no eran radiactivos, los llamados cosmogónicos.

Adicionadas las radiaciones de rayos cósmicos -que provienen del exterior de la atmósfera- y las emitidas por estos materiales, constituyen la fuente de 80% de la dosis recibida por las personas en el mundo (en promedio). El resto lo provocan casi íntegramente los procedimientos médicos que utilizan radiaciones (diagnósticos por rayos X, TAC, etcétera).

La dosis media soportada por un ser humano es de 2,4 milisieverts (mSv) al año. Puede haber gran variabilidad entre dos ubicaciones concretas. De todas las fuentes de radiaciones ionizantes naturales (incluidos los rayos cósmicos), la proveniente del 222Rn equivale a aproximadamente la mitad de la dosis que reciben las personas.

Estabilidad nuclear.

Un núcleo es estable cuando existe un equilibrio entre las fuerzas que actúan, o las fuerzas atractivas son mayores que las repulsivas. Es decir, la interacción nuclear fuerte que experimentan los neutrones y protones, son mayores que las fuerzas de repulsión eléctrica de los protones. De lo contrario el núcleo sufrirá alguna transformación con el fin de estabilizarse.

Reglas de estabilidad

Todo núcleo con 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126, neutrones o protones, son estables. Son los llamados números mágicos, que corresponden a capas nucleares completas.

Todo núcleo con Z menor o igual a 20, que presenta relación neutrón, protón (Z/N) igual a 1 es estable.

Todo núcleo con Z mayor que 20, menor a 84, que presenta relación neutrón, protón (Z/N) entre 1 y 1.5 es estable.

Los núcleos con Z menor a 84 son más estables que los que tienen Z mayor a 84.

Todos los núcleos con números de nucleones pares son más estables que los impares.

Fusión y fisión nucleares.

Fusión nuclear.

En física nuclear, fusión nuclear es el proceso por el cual varios núcleos atómicos de carga similar se unen y forman un núcleo más pesado. Simultáneamente se libera o absorbe una cantidad enorme de energía, que permite a la materia entrar en un estado plasmático.

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La fusión de dos núcleos de menor masa que el hierro (en este elemento y en el níquel ocurre la mayor energía de enlace nuclear por nucleón) libera energía en general. Por el contrario, la fusión de núcleos más pesados que el hierro absorbe energía. En el proceso inverso, la fisión nuclear, estos fenómenos suceden en sentidos opuestos.

En el caso más simple de fusión, en el hidrógeno, dos protones deben acercarse lo suficiente para que la interacción nuclear fuerte pueda superar su repulsión eléctrica mutua y obtener la posterior liberación de energía.

En la naturaleza ocurre fusión nuclear en las estrellas, incluido el sol. En su interior las temperaturas son cercanas a 15 millones de grados Celsius. Por ello a las reacciones de fusión se les denomina termonucleares. En varias empresas se ha logrado también la fusión (artificial), aunque todavía no ha sido totalmente controlada.

Sobre la base de los experimentos de transmutación nuclear de Ernest Rutherford, conducidos pocos años antes, Mark Oliphant, en 1932, observó por vez primera la fusión de núcleos ligeros (isótopos de hidrógeno).

Posteriormente, durante el resto de ese decenio, Hans Bethe estudió las etapas del ciclo principal de la fusión nuclear en las estrellas.

La investigación acerca de la fusión para fines militares se inició en los años 40 del siglo XX como parte del Proyecto Manhattan, pero no tuvo buen éxito hasta 1952. La indagación relativa a fusión controlada con fines civiles se inició en el decenio siguiente, los 50, y continúa hasta la fecha.

Fisión nuclear.

En física nuclear, la fisión es una reacción nuclear, lo que significa que tiene lugar en el núcleo atómico. La fisión ocurre cuando un núcleo pesado se divide en dos o más núcleos pequeños, además de algunos subproductos como neutrones libres, fotones (generalmente rayos gamma) y otros fragmentos del núcleo como partículas alfa (núcleos de helio) y beta (electrones y positrones de alta energía).

Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis, de Broglie.

Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis. Ecuación de Broglie.

En el momento en el que surge la teoría de Böhr, comenzó la fascinación al igual que la intriga, ya que cuestionaban que por que las energías del electrón de hidrogeno eran cuantizadas. Esa intriga se conservo durante una década hasta que Louis De Broglie dio la solución a este enigma. De acuerdo con De Broglie tal vez las partículas como los electrones tengan propiedades ondulatorias, y que un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda estacionaria.

El argumento de De Broglie era que si el electrón del átomo de hidrogeno se comporta como una onda fija, su longitud debería ajustarse exactamente a la circunferencia de la órbita de lo contrario, la onda se cancelaria parcialmente en cada orbita sucesiva. Con el tiempo, la amplitud de la onda se reduciría a cero y en consecuencia se anularía.

La relación entre la circunferencia de una órbita permitida (2πr) y la longitud de onda (λ) del electrón está dada por

2πr =nλ

Además como la energía del electrón depende del tamaño de la órbita, debe estar cuantizada.



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Con este razonamiento, De Broglie llego a la conclusión de que las ondas se comportan como partículas, y estas exhiben propiedades ondulatorias.

Radiación electromagnética. Espectro de radiación.

Radiación electromagnética.

La radiación electromagnética es una combinación de campos eléctricos y magnéticos oscilantes, que se propagan a través del espacio transportando energía de un lugar a otro.

La radiación electromagnética puede manifestarse de diversas maneras como calor radiado, luz visible, rayos X o rayos gamma. A diferencia de otros tipos de onda, como el sonido, que necesitan un medio material para propagarse, la radiación electromagnética se puede propagar en el vacío. En el siglo XIX se pensaba que existía una sustancia indetectable, llamada éter, que ocupaba el vacío y servía de medio de propagación de las ondas electromagnéticas. El estudio teórico de la radiación electromagnética se denomina electrodinámica y es un subcampo del electromagnetismo.

Espectro de radiación.

Se denomina espectro electromagnético a la distribución energética del conjunto de las ondas electromagnéticas. Referido a un objeto se denomina espectro electromagnético o simplemente espectro a la radiación electromagnética que emite (espectro de emisión) o absorbe (espectro de absorción) una sustancia. Dicha radiación sirve para identificar la sustancia de manera análoga a una huella dactilar. Los espectros se pueden observar mediante espectroscopios que, además de permitir ver el espectro, permiten realizar medidas sobre el mismo, como son la longitud de onda, la frecuencia y la intensidad de la radiación.

El espectro electromagnético se extiende desde la radiación de menor longitud de onda, como los rayos gamma y los rayos X, pasando por la luz ultravioleta, la luz visible y los rayos infrarrojos, hasta las ondas electromagnéticas de mayor longitud de onda, como son las ondas de radio. Se cree que el límite para la longitud de onda más pequeña posible es la longitud de Planck mientras que el límite máximo sería el tamaño del Universo aunque formalmente el espectro electromagnético es infinito y continuo.

Espectros atómicos y teoría de Böhr.

Espectros atómicos.

Espectro atómico es un concepto usado en física para referirse a:

Ilustración 8. Diagrama del espectro electromagnético, mostrando

el tipo, longitud de onda con ejemplos, frecuencia y temperatura

de emisión de cuerpo negro.

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Espectro de absorción, radiación electromagnética absorbida por un átomo o molécula. Espectro de emisión, radiación electromagnética emitida por un átomo en estado

gaseoso.

Espectro de absorción.

El espectro de absorción de un material muestra la fracción de la radiación electromagnética incidente que un material absorbe dentro de un rango de frecuencias. Es, en cierto sentido, el opuesto de un espectro de emisión. Cada elemento químico posee líneas de absorción en algunas longitudes de onda, hecho que está asociado a las diferencias de energía de sus distintos orbitales atómicos. De hecho, se emplea el espectro de absorción para identificar los elementos componentes de algunas muestras, como líquidos y gases; más allá, se puede emplear para determinar la estructura de compuestos orgánicos.1 Un ejemplo de las implicaciones de un espectro de absorción es que aquel objeto que lo haga con los colores azul, verde y amarillo aparecerá de color rojo cuando incida sobre él luz blanca. Cuando incide una luz a un metal al superar su energía umbral saca un electrón, si la energía es superior la energía que sobra se convierte en energía cinética.

Espectro de emisión.

El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento, en estado gaseoso, cuando se le comunica energía. El espectro de emisión de cada elemento es único y puede ser usado para determinar si ese elemento es parte de un compuesto desconocido.

Teoría de Böhr.

El modelo atómico de Böhr o de Böhr-Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Böhr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Böhr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.

La mecánica cuántica y el modelo atómico. Números cuánticos.

La mecánica cuántica y el modelo atómico.

La mecánica cuántica (también conocida como la física cuántica o la teoría cuántica) es una rama de la física que se ocupa de los fenómenos físicos a escalas microscópicas, donde la acción es del orden de la constante de Planck. Su aplicación ha hecho posible el descubrimiento y desarrollo de muchas tecnologías, como por ejemplo los transistores, componentes ampliamente utilizados en casi todos los aparatos que tengan alguna parte funcional electrónica.

La mecánica cuántica describe, en su visión más ortodoxa, cómo en cualquier sistema físico –y por tanto, en todo el universo– existe una diversa multiplicidad de estados, los cuales habiendo sido descritos mediante ecuaciones matemáticas por los físicos, son denominados estados cuánticos. De esta forma la mecánica cuántica puede explicar la existencia del átomo y desvelar los misterios de la estructura atómica, tal como hoy son entendidos; fenómenos que no puede explicar debidamente la física clásica o más propiamente la mecánica clásica.

http://es.wikipedia.org/wiki/Espectro_de_absorci%C3%B3n#cite_note-Suzuki1967-1



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De forma específica, se considera también mecánica cuántica, a la parte de ella misma que no incorpora la relatividad en su formalismo, tan sólo como añadido mediante la teoría de perturbaciones. La parte de la mecánica cuántica que sí incorpora elementos relativistas de manera formal y con diversos problemas, es la mecánica cuántica relativista o ya, de forma más exacta y potente, la teoría cuántica de campos (que incluye a su vez a la electrodinámica cuántica, cromodinámica cuántica y teoría electrodébil dentro del modelo estándar) y más generalmente, la teoría cuántica de campos en espacio-tiempo curvo. La única interacción que no se ha podido cuantificar ha sido la interacción gravitatoria.

La mecánica cuántica es el fundamento de los estudios del átomo, su núcleo y las partículas elementales (siendo necesario el enfoque relativista). También en teoría de la información, criptografía y química.

Las técnicas derivadas de la aplicación de la mecánica cuántica suponen, en mayor o menor medida, el 30 por ciento del PIB de los Estados Unidos.

Números cuánticos.

Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas conservadas en ciertos sistemas cuánticos. Corresponden con los valores posibles de aquellos observables que conmutan con el Hamiltoniano del sistema. Los números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es decir los estados propios del sistema.

En física atómica, los números cuánticos son valores numéricos discretos que indican las características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels Böhr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad.

En física de partículas, también se emplea el término números cuánticos para designar a los posibles valores de ciertos observables o magnitud física que poseen un espectro o rango posible de valores discreto.

Orbitales atómicos.

Un orbital atómico es una determinada función de onda, espacial e independiente del tiempo a la ecuación de Shrödinger para el caso de un electrón sometido a un potencial coulombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución general señala unívocamente a un estado monoelectrónico posible.

Estos tres números cuánticos hacen referencia a la energía total del electrón, el momento angular orbital y la proyección del mismo sobre el eje z del sistema del laboratorio y se denotan por

El nombre de orbital también atiende a la función de onda en representación de posición independiente del tiempo de un electrón en una molécula. En este caso se utiliza el nombre orbital molecular.

La combinación de todos los orbitales atómicos dan lugar a la corteza electrónica representado por el modelo de capas electrónico. Este último se ajusta a los elementos según la configuración electrónica correspondiente.

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Distribución electrónica de los átomos. Principio de Aufbau. Ejemplos y discusión de excepciones en la configuración electrónica.

Distribución electrónica de los átomos.

En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas. Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica. Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en una aproximación no relativista (los estados que son función propia de la ecuación de Shrödinger

en donde es el Hamiltoniano monoelectrónico correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la mecánica cuántica de campos) se denominan orbitales atómicos, por analogía con la imagen clásica de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su expresión más básica, se pueden describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.

De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al principio de exclusión de Pauli, no más, de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.

Principio de Aufbau.

El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Böhr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbau prinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho.

Los orbitales se “llenan” respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos orientaciones del giro del electrón sin antes de que los restantes números cuánticos magnéticos de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.

Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l.

Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).

La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund (o más conocida como la Regla del colectivo), deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.



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Y así, sucesivamente:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

El principio de exclusión de Pauli nos advierte, además, que ningún electrón en un átomo puede tener la misma combinación de números cuánticos como descripción de su estado energético con macromoléculas de hidrógeno, sin embargo se planteó que el átomo era una partícula que no existió.

Ejemplos y discusión de excepciones en la configuración electrónica.

En la tabla periódica siguiente se indica la configuración electrónica de los elementos químicos. Se han resaltado (en negrita) los elementos químicos que presentan configuraciones electrónicas distintas de las esperadas en función de las reglas de llenado de los orbitales. Para cada elemento se indica únicamente la configuración electrónica del último nivel: TABLA PERIÓDICA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

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ANEXO.

Análisis dimensional

A lo largo del texto usaremos una estrategia llamada análisis dimensional como ayuda para resolver los problemas. En el análisis dimensional, se utilizan unidades en todos los cálculos. Las unidades se multiplican unas por otras, se dividen unas entre otras o se “cancelan”. El análisis dimensional ayuda a asegurar que las soluciones a los problemas tengan las unidades correctas. Además, el análisis dimensional ofrece una forma sistemática de resolver muchos problemas numéricos y de revisar las soluciones para detectar posibles errores.

La clave para usar el análisis dimensional es el empleo correcto de factores de conversión para transformar una unidad en otra. Un factor de conversión es una fracción cuyo numerador y denominador son la misma cantidad expresada en diferentes unidades. Por ejemplo, 2.54 cm y 1 pulg son la misma longitud, 2.54 cm = 1 pulg. Esta relación nos permite escribir dos factores de conversión:

Usamos el primero de estos factores cuando queremos convertir pulgadas en centímetros. Por ejemplo, la longitud en centímetros de un objeto que tiene 8.50 pulg de largo está dada por

Las unidades de pulgadas en el denominador del factor de conversión se cancelan con las unidades de pulgadas en el dato que se nos da (8.50 pulgadas). Los centímetros en el numerador del factor de conversión se convierten en las unidades de la respuesta final. Dado que el numerador y el denominador de un factor de conversión son iguales, multiplicar cualquier cantidad por un factor de conversión equivale a multiplicar por 1, lo cual no altera el valor intrínseco de la cantidad. La longitud 8.50 pulg es la misma que 21.6 cm.

En general, iniciamos cualquier conversión examinando las unidades del dato dado y las unidades que queremos. Luego nos preguntamos con qué factores de conversión contamos para ir de las unidades de la cantidad dada a las de la cantidad deseada. Cuando multiplicamos una cantidad por un factor de conversión, las unidades se multiplican y dividen como sigue:

Si no se obtienen las unidades deseadas en un cálculo, forzosamente se cometió un error en algún punto. La inspección cuidadosa de las unidades a menudo revela la fuente del error.



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Biografía de los grandes Químicos de la

Historia.

Antoine Lavoisier

Antoine-Laurent de Lavoisier (París, 26 de agosto de 1743 — 8 de mayo de 1794), químico, biólogo y economista francés, considerado el creador de la química moderna, junto a su esposa, la científica Marie-Anne Pierrette Paulze, por sus estudios sobre la oxidación de los cuerpos, el fenómeno de la respiración animal, el análisis del aire, la ley de conservación de la masa o ley Lomonósov-Lavoisier, la teoría calórica y la combustión.

Químico francés, nacido el 26 de agosto de 1743 en París. Fue uno de los protagonistas principales de la revolución científica que condujo a la consolidación de la química, por lo que es considerado el fundador de la química moderna. En 1754 empezó sus estudios en la escuela de elite Colegio de las Cuatro Naciones destacando por sus dotes en las ciencias naturales. Estudió Ciencias Naturales y, por petición de su padre, Derecho.

En 1771, con 28 años, Lavoisier se casó con Marie-Anne Pierrette Paulze, quien era hija de un copropietario de la Ferme générale, la concesión gubernamental para la recaudación de impuestos en la que participaba Lavoisier. La dote le permitió instalar un laboratorio bien equipado donde recibió ayuda de su esposa, que se interesó auténticamente por la ciencia y tomaba las notas de laboratorio además de traducir escritos del inglés, como el Ensayo sobre el flogisto de Richard Kirwan y la investigación de Joseph Priestley.

Fue elegido miembro de la Academia de Ciencias en 1768. Ocupó diversos cargos públicos, incluidos los de director estatal de los trabajos para la fabricación de la pólvora en 1776, miembro de una comisión para establecer un sistema uniforme de pesas en 1789 (antecesora de la Conferencia General de Pesas y Medidas) y comisario del tesoro de 1791. Lavoisier trató de introducir reformas en el sistema monetario y tributario francés y en los métodos de producción agrícola.

Lavoisier realizó los primeros experimentos químicos realmente cuantitativos. Demostró que en una reacción, la cantidad de materia siempre es la misma al final y al comienzo de la reacción. Estos experimentos proporcionaron pruebas para la ley de conservación de la materia. Lavoisier también investigó la composición del agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.

Entre los experimentos más importantes de Lavoisier fue examinar la naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con



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oxígeno, refutando la teoría del flogisto. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas.

En el Tratado elemental de química (1789), Lavoisier aclaró el concepto de elemento como una sustancia simple que no se puede dividir mediante ningún método de análisis químico conocido, y elaboró una teoría de la formación de compuestos a partir de los elementos. También escribió Memoria sobre la combustión (1777) y Consideraciones generales sobre la naturaleza de los ácidos (1778).

Entre los muchos descubrimientos de Lavoisier, los que tuvieron más impacto fueron sus estudios de los procesos vegetales que se relacionaban con los intercambios gaseosos cuando los animales respiran (1783). Trabajando con el matemático Pierre Simon Laplace, Lavoisier encerró a un cobayo durante unas 10 horas en una jarra que contenía oxígeno y midió el dióxido de carbono producido. Midió también la cantidad de oxígeno consumido por un hombre en actividad y reposo. Con estos experimentos pudo mostrar que la combustión de compuestos de carbono con oxígeno es la fuente real del calor animal y que el consumo de oxígeno se incrementa durante el trabajo físico.

En 1789 Lavoisier llevó a cabo estudios cuantitativos sobre la fermentación alcohólica y halló además de etanol y dióxido de carbono, otro producto al que le dio el nombre de ácido acético. Halló estequiométricamente con ayuda de balanzas que 95,6 partes de azúcar dan un 57,5 % de etanol, 33,3 % de dióxido de carbono y 2 % de ácido acético.

Trabajó en el cobro de contribuciones, motivo por el cual fue arrestado en 1793. Importantes personajes hicieron todo lo posible para salvarlo. Cuando se expusieron al tribunal todos los trabajos que había realizado Lavoisier, se dice que, a continuación, el presidente del tribunal pronunció la famosa frase: «La república no precisa ni científicos ni químicos, no se puede detener la acción de la justicia». Lavoisier fue guillotinado el 8 de mayo de 1794, cuando tenía 50 años. Lagrange dijo al día siguiente: «Ha bastado un instante para cortarle la cabeza, pero Francia necesitará un siglo para que aparezca otra que se le pueda comparar». (http://es.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier)

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John Dalton.

John Dalton (Eaglesfield, Cumberland (Reino Unido), 6 de septiembre de 1766 - Mánchester, 27 de julio de 1844), fue un naturalista, químico, matemático y meteorólogo británico.

Primeros años

John Dalton nació en una familia cuáquera de la población de Eaglesfield, en Cumberland, Inglaterra. Hijo de un tejedor, sabemos que tuvo cinco hermanos, de los cuales sobrevivieron dos: Jonathan, mayor que Dalton, y Mary, de la que se desconoce su fecha de nacimiento. Dalton fue enviado a una escuela cuáquera donde aprendió matemática y destacó lo suficiente para, a la edad de 12 años, poder contribuir a la economía familiar dando clases a otros niños, primero en su casa y después en el templo cuáquero. Los ingresos eran modestos por lo que se dedicó a trabajos agrícolas hasta que en 1781 se asoció con su hermano Jonathan, que ayudaba a uno de sus primos a llevar una escuela cuáquera en la cercana Kendal.

Alrededor de 1790 Dalton consideró la posibilidad de estudiar Derecho o Medicina, pero no encontró apoyo de su familia para sus proyectos —a los disidentes religiosos de la época se les impedía asistir o enseñar en universidades inglesas— por lo que permaneció en Kendal hasta que en la primavera de 1793 se trasladó a Mánchester. Gracias a la influencia de John Gough, un filósofo ciego y erudito a cuya instrucción informal Dalton debía en gran parte sus conocimientos científicos, fue nombrado profesor de Matemáticas y Filosofía Natural en la «Nueva Escuela» de Mánchester, una academia de disidentes religiosos. Conservó el puesto hasta 1800, cuando la cada vez peor situación financiera de la academia lo obligó a renunciar a su cargo y comenzar una nueva carrera en Mánchester como profesor particular.

En su juventud Dalton estuvo muy influenciado por un prominente cuáquero de Eaglesfield llamado Elihu Robinson, competente meteorólogo además de fabricante de instrumental, que fue quien despertó su interés por las Matemáticas y la Meteorología. Durante sus años en Kendal, Dalton colaboró en el almanaque Gentlemen's and Ladies' Diaries remitiendo soluciones a problemas y preguntas y en 1787, comenzó a redactar un diario meteorológico en el que, durante los siguientes 57 años, anotó más de 200 000 observaciones. En esta época también redescubrió la teoría de circulación atmosférica ahora conocida como la célula de Hadley. La primera publicación de Dalton fue Observaciones y ensayos meteorológicos (1793), que contenía los gérmenes de varios de sus descubrimientos posteriores, aunque a pesar de ello y de la originalidad de su tratamiento recibió escasa atención por parte de otros estudiosos. Una segunda obra de Dalton, Elementos de la gramática inglesa, se publicó en 1802.



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El daltonismo

En 1794, poco después de su llegada a Mánchester, Dalton fue elegido miembro de la Sociedad Filosófica y Literaria de Mánchester, informalmente conocida como «Lit & Phil», ante la que unas semanas más tarde presentó su primer trabajo, Hechos extraordinarios relacionados con la visión de los colores, en el que postulaba que las deficiencias en la percepción del color se deben a anomalías del humor vítreo. Era la primera vez en la que no solo se describía el hecho de la falta de percepción del color en algunas personas, sino que también se daba una explicación causal al fenómeno. Aunque su teoría fue desacreditada estando él mismo en vida, la investigación profunda y metódica que realizó sobre su propio problema visual causó una impresión tal que su nombre se convirtió en el término común para designar la ceguera al color, el daltonismo.

Dalton dejó instrucciones de que sus ojos fueran conservados, lo que ha permitido que análisis de ADN publicados en 1995 demostraran que Dalton en realidad tenía un tipo menos común de ceguera al color, la deuteranopia, en la que los conos sensibles a longitudes de onda medianas faltan, en lugar de funcionar con una forma mutada de su pigmento, como en el tipo más común de ceguera al color. Además de los colores azul y púrpura del espectro, Dalton fue capaz de reconocer un solo color, amarillo, o como él dice en su publicación:

Que parte de la imagen que otros llaman rojo me parece poco más que una sombra o defecto de luz. Después de eso, el naranja, amarillo y verde parecen un color que desciende bastante uniformemente de un intenso color amarillo hasta uno poco frecuente, creando lo que podría llamar diferentes tonos de amarillo.

Este trabajo fue seguido por muchos otros sobre temas diversos sobre la lluvia y rocío y el origen de manantiales, sobre el calor, el color de la cielo, el vapor, los verbos auxiliares y participios del idioma Inglés y sobre la reflexión y refracción de la luz.

Esta ceguera a ciertos colores le jugó más de alguna mala pasada a este científico. Al momento de experimentar sus teorías en el laboratorio, pocas veces pudo comprobarlas porque confundía los frascos de reactivos. Sin embargo, continuaba firme defendiendo sus ideas en el papel.

Otra muestra de esta ceguera que le acompañó toda su vida ocurrió en 1832, cuando fue a conocer al rey Guillermo IV y lució una vestimenta académica escarlata (rojo), un color nada habitual para un hombre de su discreción. La razón: él la veía de color gris oscuro por lo que poco le importó la sorpresa que ese día causó entre sus conocidos. Así, el daltonismo fue descrito por primera vez por John Dalton en 1808. Él, al igual que su hermano, sufría de esta alteración genética que en términos simples le impedía separar colores como el rojo y el verde.

Leyes de los gases

En 1800, Dalton se convirtió en secretario de la Sociedad Literaria y Filosófica de Mánchester, y al año siguiente dio una serie de conferencias, bajo el título Ensayos experimentales, sobre la constitución de las mezclas gases; sobre la presión de vapor de agua y otros vapores a diferentes temperaturas, tanto en el vacío como en aire; en evaporación, y acerca de la expansión térmica de los gases. Estos cuatro artículos fueron publicados en las Memorias de la Lit & Phil correspondientes a 1802.

El segundo de estos ensayos comienza con una observación sorprendente:

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Apenas pueden caber dudas acerca de la reductibilidad de fluidos elásticos de cualquier tipo en líquidos, y no debemos perder la esperanza de conseguirlo aplicando bajas temperaturas y adicionalmente fuertes presiones sobre los gases sin mezclar.

Después de describir los experimentos para determinar la presión de vapor de agua en varios puntos entre 0 y 100 °C (32 y 212 °F), Dalton llegó a la conclusión a partir de las observaciones de la presión de vapor de seis líquidos diferentes, que la variación de la presión de vapor para todos los líquidos es equivalente, para la misma variación de la temperatura, determinados a partir de vapor de cualquier presión.

En el cuarto ensayo, Dalton anota:

No veo ninguna razón por la que no podamos concluir que todos los fluidos compresibles bajo la misma presión se expanden igualmente por el calor y que para cualquier expansión de mercurio, la correspondiente expansión del aire es proporcionalmente algo menos, a mayor temperatura. Parece, por tanto, es más probable que las leyes generales con respecto de la cantidad absoluta y la naturaleza del calor sean derivadas de los fluidos elásticos más que de otras sustancias.

La teoría atómica

La más importante de todas las investigaciones de Dalton fue la teoría atómica, que está indisolublemente asociada a su nombre. Se ha propuesto que esta teoría se la sugirieron, o bien sus investigaciones sobre el etileno («gas oleificante») y metano (hidrógeno carburado) o los análisis que realizó del óxido nitroso (protóxido de nitrógeno) y del dióxido de nitrógeno (dióxido de ázoe), son puntos de vista que descansan en la autoridad de Thomas Thomson. Sin embargo, un estudio de los cuadernos de laboratorio propio de Dalton, descubierto en las habitaciones de la Lit & Phil, llegó a la conclusión de que lejos de haber sido llevado por su búsqueda de una explicación de la ley de las proporciones múltiples a la idea de que la combinación química consiste en la interacción de los átomos de peso definido y característico, la idea de los átomos surgió en su mente como un concepto puramente físico, inducido por el estudio de las propiedades físicas de la atmósfera y otros gases. Los primeros indicios de esta idea se encuentran al final de su nota ya mencionada sobre la absorción de gases, que fue leída el 21 de octubre de 1803, aunque no se publicó hasta 1805. Aquí dice:

¿Por qué un determinado volumen de agua no admite el mismo volumen de cualquier tipo de gas? He reflexionado profundamente sobre esta cuestión y, aunque no me satisface completamente la respuesta, estoy casi convencido de que tal circunstancia depende del peso y de la cantidad de las últimas partículas constituyentes de los diferentes gases.

Pesos atómicos

Dalton fue el primero en publicar una tabla de pesos atómicos relativos. Seis elementos aparecen en esta tabla: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, carbono, azufre y fósforo, atribuyendo convencionalmente al átomo de hidrógeno el peso de una unidad. Dalton no proporciona ninguna indicación en este primer artículo de cómo había realizado sus cálculos, sin embargo en una entrada de su cuaderno de laboratorio fechada el 6 de septiembre 1803, aparece una lista en la que se establecen los pesos relativos de los átomos de una serie de elementos, que se derivan del análisis del agua, amoniaco, dióxido de carbono y otros compuestos ya realizados por los químicos de la época.

Parece, entonces, que al enfrentarse con el problema de calcular el diámetro relativo de los átomos, que tenía la convicción de que eran los componentes básicos de todos los gases, utilizó los resultados de análisis químicos. A partir de la suposición de que la combinación se

http://es.wikipedia.org/wiki/Gas



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realiza siempre en la forma más sencilla posible, llegó a la idea de que la combinación química se lleva a cabo entre partículas de diferentes pesos, y es este enfoque experimental lo que diferencia su teoría de las especulaciones de los filósofos atomistas de la antigüedad, como Demócrito y Lucrecio.

La extensión de esta idea a las sustancias en general necesariamente lo llevó a formular la ley de las proporciones múltiples, que fue brillantemente confirmada de forma experimental. Cabe señalar que en un documento sobre la proporción de los gases o fluidos elásticos que constituyen la atmósfera, leído por él en noviembre de 1802, la ley de las proporciones múltiples parece ser anticipada en las palabras: «Los elementos de oxígeno pueden combinarse con un cierta proporción de gas nitroso o con el doble de esa parte, pero no por cantidad intermedia», pero hay razones para sospechar que esta frase fue añadida algún tiempo después de la lectura del documento, que no fue publicado hasta 1805.

En su obra Un nuevo sistema de filosofía química (1808) los compuestos fueron enumerados como binarios, ternarios, cuaternarios, etc., en función del número de átomos que el compuesto tenía en su forma más simple, la forma empírica.

Planteó la hipótesis de que la estructura de los compuestos siempre responde a proporciones que se pueden expresar con números enteros. Por lo tanto, un átomo del elemento X con la combinación de un átomo del elemento Y es un compuesto binario. Por otra parte, un átomo del elemento X con la combinación de dos elementos de Y o viceversa, es un compuesto ternario. Aunque no siempre, muchas de las primeras formulaciones de compuestos realizadas por Dalton en Un nuevo sistema de filosofía química resultaron exactas y son las que se usan en la actualidad.

Dalton utiliza sus propios símbolos para representar visualmente la estructura atómica de los compuestos. Así lo hizo en Un nuevo sistema de filosofía química donde Dalton utilizó esa simbología para listar los elementos y compuestos más comunes.

Los cinco puntos principales de la teoría atómica de Dalton

1. Los elementos están hechos de partículas diminutas llamadas átomos que son indestructibles e indivisibles.

2. Todos los átomos de un determinado elemento son idénticos. 3. Los átomos de un elemento son diferentes de las de cualquier otro elemento, los átomos

de elementos diferentes se pueden distinguir unos de otros por sus respectivos pesos atómicos relativos.

4. Los átomos de un elemento se combinan con los átomos de otros elementos para formar compuestos químicos, un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo de tipos de átomos.

5. Los átomos no se pueden crear ni dividir en partículas más pequeñas, ni se destruyen en el proceso químico. Una reacción química simplemente cambia la forma en que los átomos se agrupan.

Dalton propuso adicionalmente un «principio de máxima simplicidad» que encontró resistencia para ser aceptado, ya que no podía ser confirmado de forma independiente:

Cuando los átomos se combinan siempre en la misma proporción, «... se debe presumir que forman una unión binaria, a menos que haya una razón de peso para suponer lo contrario».

Esto no era más que una suposición derivada de la fe en la simplicidad de la naturaleza. No había pruebas a disposición de los científicos para deducir cuántos átomos de cada elemento se combinan para formar moléculas de compuestos. Pero esta o alguna regla de cualquier otro

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tipo era absolutamente necesaria para el desarrollo cualquier teoría incipiente, ya que era necesario presuponer una fórmula molecular para calcular los pesos atómicos relativos. En cualquier caso, a Dalton este «principio de máxima simplicidad» le hizo suponer equivocadamente que la fórmula del agua era OH y la del amoniaco NH.

A pesar de la incertidumbre en el corazón de la teoría atómica de Dalton, los principios de la teoría sobrevivieron. Sin duda, la convicción de que los átomos no se pueden subdividir, crear, o dividirse en partículas más pequeñas cuando se combinan, separan o reorganizan en las reacciones químicas es incompatible con la existencia de fusión nuclear y fisión nuclear, pero estos procesos son reacciones nucleares y no reacciones químicas. Además, la idea de que todos los átomos de un elemento son idénticos en sus propiedades físicas y químicas no es exacta: como ahora sabemos los diferentes isótopos de un elemento tienen diferentes pesos. A pesar de todo, Dalton había creado una teoría enormemente potente y fructífera. De hecho, la innovación de Dalton fue tan importante para el futuro de la ciencia como lo sería la misma fundamentación de la química moderna realizada por Lavoisier.

Teoría de Dalton

Dalton tomo como punto de partida una serie de evidencias experimentales conocidas en su época:

Las sustancias elementales no pueden descomponerse. Las sustancias, simples o compuestas, tienen siempre las mismas propiedades

características. Los elementos no desaparecen al formarse un compuesto, pues se pueden recuperar por

descomposición de éste. La masa se conserva en las reacciones químicas, que provenía de la Ley de conservación

de la masa del químico francés Lavoisier. La proporción de los elementos que forman un compuesto es constante, que provenía de

la Ley de las proporciones definidas del también químico francés Proust.

Para explicar estos hechos propuso las siguientes hipótesis:

La materia es discontinua; está formada por átomos que son partículas indivisibles. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, tienen la misma masa y átomos de

diferentes elementos difieren en su masa. Los átomos de diferentes elementos se combinan para formar "moléculas". Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre sí, los

átomos no se crean ni se destruyen. Los átomos que se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre en la misma

proporción, que será la Ley de las proporciones múltiples.

La contribución de Dalton no fue proponer una idea asombrosamente original, sino formular claramente una serie de hipótesis sobre la naturaleza de los átomos que señalaban la masa como una de sus propiedades fundamentales, y preocuparse por probar tales ideas mediante experimentos cuantitativos. (John Dalton - Wikipedia.)



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Jöns Jacob Berzelius

Jöns Jacob von Berzelius (Östergötland, Suecia, 20 de agosto de 1779 - Estocolmo, 17 de agosto de 1848) fue un químico sueco. Trabajó a cabo la técnica moderna de la fórmula de notación química, y junto con John Dalton, Antoine Lavoisier, y Robert Boyle, considerado el padre de la química moderna. Comenzó su carrera como médico, pero sus investigaciones en la química y la física eran de mayor importancia en el desarrollo de la asignatura. Logró mucho en la vida más tarde como secretario de la Academia Sueca. Es conocido en Suecia como el Padre de Química sueca. Berzelius nació en Östergötland, en Suecia. Perdió a sus padres a una edad temprana. Estaba a cargo de sus familiares en Linköping, donde asistió a la escuela que hoy se conoce como Katedralskolan. Posteriormente se matriculó en la Universidad de Uppsala, donde aprendió la profesión de médico desde 1796 hasta 1801. Le enseñó química Anders Gustaf Ekeberg, el descubridor del tantalio. Trabajó como aprendiz en una farmacia y con un médico en el balneario Medevi . Durante este tiempo análizó el agua del manantial. Para sus estudios de medicina, examinó la influencia de la corriente galvánica en varias enfermedades y se graduó como MD en 1802.Ejerció la medicina cerca de Estocolmo, hasta que el propietario de la mina, Wilhelm Hisinger, descubrió su capacidad analítica y lo dotó de un laboratorio.

En 1807 Berzelius fue nombrado profesor de química y farmacia en el Instituto Karolinska.

En 1808 fue elegido miembro de la Real Academia Sueca de Ciencias, la cual, en aquel momento se había estancado durante varios años, debido a un menor interés en las ciencias en Suecia desde la época del romanticismo. En 1818, Berzelius fue elegido secretario de la misma, y ocupó el cargo hasta 1848. A Berzelius se le atribuye la revitalización de la Academia que vivió una segunda época dorada, siendo la primera la que estuvo bajo la secretaría del astrónomo Pehr Wilhelm Wargentin (1749 a 1783). En 1837, fue elegido también miembro de la Academia Sueca, con el sillón número 5.

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Ley de las proporciones definidas

Poco después de llegar a Estocolmo escribió un libro de texto de química para sus estudiantes de medicina, de la que un punto y una larga carrera fructífera en la química comenzaron. Mientras llevaba a cabo experimentos en apoyo del libro de texto utilizó la ley de las proporciones constantes, formulada por Joseph Louis Proust, y mostró que las sustancias inorgánicas están compuestas de diferentes elementos en proporciones constantes en peso. Con base en esto, en 1828 compiló una tabla de pesos atómicos relativos, donde el peso atómico del oxígeno se fija en 100. Este trabajo proporciona evidencia a favor de la teoría atómica de Dalton: que los compuestos químicos inorgánicos se componen de átomos combinados en cantidades enteras. Al descubrir que los pesos atómicos no son múltiplos enteros del peso de hidrógeno, como el del cloro 35,5 veces le peso atómico del hidrógeno, Berzelius también refutó la hipótesis de Prout que los elementos se construyen a partir de átomos de hidrógeno.

Con el fin de ayudar a sus experimentos, desarrolló un sistema de notación química en la cual a los elementos se les denotaba con símbolos simples, tales como O para el oxígeno, o Fe de hierro, con las proporciones señaladas por números. Este es, básicamente, el mismo sistema utilizado en la actualidad, en la fórmula molecular, la única diferencia es que en lugar subíndices (utilizados en la actualidad) (por ejemplo, H2O), Berzelius utiliza un superíndice (H2O). Berzelius se acredita con la identificación de los elementos químicos de silicio, selenio, torio y cerio. Los estudiantes que trabajan en el laboratorio de Berzelius descubrieron también el litio y el vanadio.

Nuevos términos químicos

A Berzelius también se le atribuyen nuevos términos empleados en química como catálisis, polímeros, isómero y alótropo, aunque sus definiciones originales difieren drásticamente de su uso moderno. Por ejemplo, acuñó el término "polímero" en 1833 para describir los compuestos orgánicos que comparten idénticas fórmulas empíricas, pero difieren en el peso molecular en general. El mayor de los compuestos se describe como "polímero" de los más pequeños.

Biología

Berzelius tuvo también un efecto importante sobre la biología. Fue el primero en hacer la distinción entre los compuestos orgánicos (aquellos que contienen carbono), y los compuestos inorgánicos. En particular, aconsejó a Gerardus Johannes Mulder en su análisis elemental de compuestos orgánicos, tales como el café, el té y varias proteínas. El término "proteína" fue de hecho acuñado por Berzelius, después de que Mulder hubiera observado que todas las proteínas parecían tener la misma fórmula empírica, y llegó a la conclusión errónea de que podrían estar compuestas por un solo tipo de molécula (muy grande). Berzelius propuso este nombre porque estas moléculas parecían ser la sustancia primitiva de la alimentación animal que las plantas preparan para los herbívoros.

Familia

En 1818 Berzelius fue ennoblecido por el rey Carlos XIV Juan. En 1835, a la edad de 56 años, se casó con Elisabeth Poppius, de 24 años de edad, hija de un ministro del gobierno sueco, y en el mismo año fue elevado a freiherr.

Berzeliusskolan, una escuela situada al lado de su alma mater, Katedralskolan, lleva su nombre. En 1939, su retrato apareció en una serie de sellos postales en conmemoración del bicentenario de la fundación de la Academia Sueca de Ciencias.

Falleció el 7 de agosto 1848 en su casa en Estocolmo, donde había vivido desde 1806.4

http://es.wikipedia.org/wiki/J%C3%B6ns_Jacob_Berzelius#cite_note-4



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Obra

Fue el primer analista del Siglo XIX: además de llevar a cabo con la mayor precisión un número enorme de análisis, hay que atribuirle el descubrimiento de varios cuerpos simples: Hisinger y Berzelius descubren el elemento cerio en 1807, en 1817 identifica junto a Johan Gottlieb Gahn el selenio, y como tercer y último descubrimiento el torio en 1829. Sus alumnos descubrieron otros dos elementos: en 1817 Johann Arfvedson descubre el litio, y en 1830 Nils Gabriel Sefström redescubre el vanadio. Berzelius fue quién propuso los nombres de litio y vanadio, así como el de sodio. Fue el primer químico que aisló el silicio (en 1823), el circonio (en 1824), el torio (en 1828) y el titanio.

Estudió las combinaciones de azufre con fósforo, el flúor y los fluoruros, determinó un gran número de equivalentes químicos. Fue prácticamente el creador de la química orgánica. Introdujo las nociones y las palabras alotropía, catálisis, isomería, halógeno, radical orgánico y proteína. Tan filósofo como experimentador, consolidó la teoría atomística así como la de las proporciones químicas; inventó e hizo aceptar universalmente fórmulas químicas análogas a las fórmulas algebraicas con el objetivo de expresar la composición de los cuerpos. Para explicar los fenómenos adoptó la célebre teoría del dualismo electro-químico, y con esta teoría llevó a cabo muchas reformas en la nomenclatura y en la clasificación. Desarrolló una teoría electroquímica acerca de los radicales. También fue uno de los primeros que basó la mineralogía en el conocimiento de los elementos químicos de los cuerpos. El actual sistema de notación química se adoptó gracias a Berzelius, que fue quien lo propuso en 1813. Berzelius fue uno de los primeros que publicó una tabla de las masas moleculares y masas atómicas con exactitud aceptable.

Publicaciones

Nova analysis aquarum medeviensium - 1800 De electricitatis galvanicae apparatu cel. Volta excitae in corpra organica effectu (su tesis

doctoral de Medicina) - Investigaciones sobre los efectos del galvanismo - 1802 Nuevo sistema de mineralogía Sobre el análisis de los cuerpos inorgánicos - 1827 Teoría de las proporciones químicas y tabla analítica de los pesos atómicos de los cuerpos

simples y sus combinaciones más importantes - 1835 Tratado de química mineral, vegetal y animal en varios volúmenes entre 1808 y 1830. Elementos de mineralogía aplicada a las ciencias químicas, obra basada en el método de

M. Berzélius y que contiene la Historia natural y metalúrgica de las sustancias minerales, sus aplicaciones en farmacia, medicina y economía doméstica de Jons Jakob Berzelius - 1837

Tratado de Química. Una de las obras más completas de la época sobre esta materia. La primera edición se publicó en Estocolmo entre 1808 y 1818 en 3 volúmenes in-8.

A partir de 1822 publicó una Memoria anual de los progresos de la química y de la mineralogía.

(Jöns Jacob Berzelius - Wikipedia)

Filial Villeta.


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