Informe Final del Proyecto de Investigación elaborado por el Ing
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UNIVERS IDAD NACIONAL DEL CALLAO FACULTAD DE INGENIERÍA ELÉCTRICA Y ELECTRÓNICA INS TITUTO DE INVESTIGACIÓN DE LA FACULTAD DE INGENIERÍA ELÉCTRICA Y ELECTRÓNICA TEXTO: “QUÍMICA GENERAL APLICADO A LA INGENIERIA ELECTRÓNICA” Informe Final del Proyecto de Investigación elaborado por el Ing. Carlos Humberto Alfaro Rodríguez, Docente Investigador de la FIEEUNAC. CALLAO - LIMA - PERU 2010 • PERIODO DE EJECUCIÓN DEL 01.01.2010 AL 31.12.2010 • APROBACIÓN DEL PROYECTO: R. R. Nº 031-2010-R del 15.01.2010 1 ÍNDICE II RESUMEN 10 III INTRODUCCIÓN 11 IV MARCO TEÓRICO 12 CAPITULO I: MATERIA 13 1.1 DEFINICIÓN DE QUÍMICA 13 1.2 RAMAS DE LA QUÍMICA 13 1.2.1 Química general 1.2.2 Química Inorgánica 1.2.3 Química Orgánica 1.2.4 Química Analítica 1.2.5 Bioquímica 1.2.6 Físicoquímica 1.2.7 Petroquímica 1.2.8 Electroquímica 1.3 MATERIA 14 1.4 PROPIEDADES DE LA MATERIA 14 1.4.1 SEGÚN LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS 15 1.4.2 SEGÚN LAS PROPIEDADES GENERALES Y ESPECÍFICAS 1.5 15 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA 17 1.5.1 SUSTANCIAS 18 1.5.1.1 ELEMENTOS 18 1.5.1.2 18 COMPUESTOS 1.5.2 MEZCLAS 18 1.5.2.1 MEZCLAS HOMOGÉNEAS 18 1.5.2.2 MEZCLAS HETEROGÉNEAS 21 1.6 DIFERENCIAS ENTRE COMPUESTO Y MEZCLA 23 1.7 ESTADOS DE LA MATERIA 23 1.7.1 Estado sólido 23 1.7.2 Estado líquido 24 1.7.3 Estado gaseoso 24 1.7.4 Estado plasmático 24 1.7.5 Quinto estado de la materia (Quinto estado) 24 2 1.7.6 Sexto estado de la materia (Estado Fermio) 25 1.8 CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA 27 1.9 FENÓMENOS 27 1.10 FENÓMENO ALOTRÓPICO 27 CAPÍTULO II: ENERGÍA 29 2.1 DEFINICIÓN 29 2.2 FORMAS DE ENERGÍA 29 2.3 ¿CÓMO SE CLASIFICAN LAS FUENTES DE ENERGÍA MASA Y ENERGÍA? 32 2.4 EQUIVALENCIA ENTRE MASA Y ENERGÍA 34 2.5 RELATIVIDAD DE LA MASA 34 CAPÍTULO III: MEDICIONES FUNDAMENTALES 35 3.1 MAGNITUDES FÍSICAS 35 3.2 SISTEMA DE UNIDADES 35 3.3 CLASIFICACIÓN DE LAS MAGNITUDES FÍSICAS 36 3.3.1 POR SU ORIGEN 36 3.3.1.1 MAGNITUDES FUNDAMENTALES 36 3.3.1.2 MAGNITUDES SUPLEMENTARIAS 37 3.3.1.3 MAGNITUDES DERIVADAS 37 3.3.2 POR SU NATURALEZA 38 3.3.2.1 MAGNITUDES ESCALARES 38 3.3.2.2 MAGNITUDES VECTORIALES 38 3.4 NOTACIÓN CIENTIFICA 3.5 MÚLTIPLOS, SUBMÚLTIPLOS Y PREFIJOS PARA LAS 38 UNIDADES MÉTRICAS 39 3.6 TEMPERATURA 40 3.7 ENERGÍA INTERNA 41 3.8 TERMÓMETRO 41 3.9 ESCALAS TERMOMÉTRICOS 41 A) RELACIÓN DE ESCALAS 41 B) ESCALAS ABSOLUTAS 41 3.10 RELACIÓN DE ESCALAS 42 3.11 CONVERSIÓN DE LECTURAS 43 3.12 VARIACIÓN DE TEMPERATURA 43 3.13 DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO 43 3.13.1 DENSIDAD 43 3 3.13.2 DENSIDAD DE UNA MEZCLA 45 3.13.3 DENSIDAD RELATIVA 46 3.13.4 PESO ESPECÍFICO 46 CAPÍTULO IV: ESTRUCTURA ATÓMICA 47 4.1 CONCEPTO ACTUAL DEL ÁTOMO 47 4.2 NÚCLEO 47 4.3 ENVOLTURA O ZONA EXTRANUCLEAR 49 4.4 PARTÍCULAS SUBATÓMICOS FUNDAMENTALES 49 4.5 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS 49 4.6 REPRESENTACIÓN DE UN ELEMENTO 49 4.7 TIPOS DE NÚCLIDOS 50 4.8 MODELOS ATÓMICOS 50 4.9 TEORÍA DE LOS CUANTOS 53 4.10 EFECTO FOTOELÉCTRICO 53 4.11 FÓRMULAS DE MAX PLANCK Y EFECTO FOTOELÉCTRICO 54 4.12 NÚMEROS CUÁNTICOS 55 4.13 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 57 4.14 ORBITALES 57 CAPÍTULO V : TABLA PERIÓDICA 58 5.1 CONCEPTO DE TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 58 5.2 DESARROLLO ATÓMICO DE LA TABLA PERIÓDICA 59 5.3 DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA DE LOS 5.4 5.5 ELEMENTOS QUÍMICOS 63 PROPIEDADES ATÓMICAS 65 A) ELECTRONEGATIVIDAD 65 B) ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN 67 C) RADIO ATÓMICO 67 PROPIEDADES DE LOS METALES Y NO METALES 67 5.5.1 67 PROPIEDADES FISICAS 5.6 PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS METALES Y NO METALES 68 5.7 FAMILIAS QUÍMICAS 68 CAPÍTULO VI : QUÍMICA NUCLEAR 70 6.1 LAS REACCIONES NUCLEARES 70 6.2 RADIACTIVIDAD 70 6.3 NUCLEIDO 73 4 6.4 ECUACIONES NUCLEARES 74 6.5 PRINCIPALES FORMAS DE DESINTEGRACIÓN NUCLEAR 75 6.6 LA FISIÓN NUCLEAR 76 6.7 LA FUSIÓN NUCLEAR 77 6.8 VIDA MEDIA O PERIÓDO DE SEMIDESINTEGRACIÓN 77 6.9 USOS Y APLICACIONES DE LOS RADIOISÓTOPOS 78 CAPÍTULO VII: ENLACE QUÍMICO 80 7.1 ENLACES QUÍMICOS 80 7.2 REPRESENTACIÓN DE LEWIS 80 7.3 REGLA DEL OCTETO 81 7.4 ENLACES IÓNICOS O ELECTROVALENTES 82 7.4.1 83 7.5 7.6 CARACTERÍSTICAS DE LOS ENLACES IÓNICOS ENLACE COVALENTE 84 7.5.1 85 TIPOS DE ENLACES COVALENTE A) ENLACE COVALENTE POLAR 85 B) ENLACE COVALENTE APOLAR 86 C) ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO 86 D) ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES 87 ENLACE METÁLICO 89 7.6.1 89 CARACTERÍSTICAS DE LOS METALES 7.7 ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO 90 7.8 GEOMETRÍA MOLECULAR Y TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO 92 7.9 HIBRIDACIÓN 93 CAPÍTULO VIII: ESTADO GASEOS O 94 8.1 ¿QUÉ ES UN GAS? 94 8.2 PRINCIPALES PROPIEDADES DE LOS GASES 94 8.3 TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR 94 8.4 ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES 95 8.5 VARIABLES DE ESTADO 95 8.6 ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES 96 8.7 PROCESOS GASEOSOS RESTRINGIDOS 96 8.8 PROCESO ISOTÉRMICO 97 8.9 PROCESO ISOBÁRICO 97 8.10 PROCESO ISOCÓRICO 97 CAPÍTULO IX: COMPOS ICIÓN CENTES IMAL Y FÓRMULAS QUÍMICAS 98 9.1 98 COMPOSICIÓN CENTESIMAL 5 9.2 FÓRMULA EMPÍRICA 98 9.3 FÓRMULA MOLECULAR 98 CAPÍTULO X: REACCIONES QUÍMICAS 100 10.1 REACCIONES QUÍMICAS 100 10.2 ECUACIÓN QUÍMICA 100 10.3 TIPOS DE REACCIONES 100 A) SEGÚN LA FORMA DE OBTENER PRODUCTO A.1 B) C) D) 100 ADICIÓN, COMBINACIÓN, COMPOSICIÓN O SÍNTESIS 100 A.2 DESCOMPOSICIÓN 100 A.3 SUSTITUCIÓN SIMPLE 101 A.4 DOBLE SUSTITUCIÓN O METÁTESIS 101 SEGÚN EL TIPO DE COMBUSTIÓN 101 B.1 COMBUSTIÓN COMPLETA 101 B.2 COMBUSTIÓN INCOMPLETA 101 SEGÚN LA VARIACIÓN DE LAS ENTALPÍAS 101 C.1 EXOTÉRMICAS 101 C.2 ENDOTÉRMICAS 101 OTROS REACCIONES 101 D.1 ACUOSAS 101 D.2 FOTOQUÍMICAS 102 D.3 DISMUTACIÓN, DESPROPORCIÓN O AUTOREDOX 102 D.4 NEUTRALIZACIÓN 102 10.4 BALANCE DE ECUACIONES 102 A) BALANCE POR TANTEOS O POR SIMPLE INSPECCIÓN 102 B) BALANCE REDOX 102 10.5 ESTADO DE OXIDACIÓN 10.5.1 103 REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN 103 CAPÍTULO XI: CANTIDADES QUÍMICAS 105 11.1 CANTIDADES QUÍMICAS 105 11.2 PESO ATÓMICO 105 11.3 PESO MOLECULAR 105 11.4 MOL 106 11.5 NÚMERO DE AVOGADRO: (NA) 106 11.6 ÁTOMO GRAMO DE UN ELEMENTO 106 11.7 VOLUMEN MOLAR 106 6 CAPÍTULO XII: ESTEQUIOMETRÍA 107 12.1 DEFINICIÓN 107 12.2 LEYES PONDERALES 107 A) LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA 107 B) LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS 107 C) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES 108 D) LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS 108 12.3 REACTIVO LIMITANTE 109 12.4 REACTIVO EN EXCESO 109 12.5 PORCENTAJE DE RENDIMIENTO 110 12.6 PUREZA DE REACTIVOS 110 CAPÍTULO XIII: ESTADO LÍQUIDO Y S ÓLIDO 111 13.1 ESTADO LÍQUIDO 111 13.2 PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS 112 13.2.1 VISCOSIDAD 112 13.2.2 TENSIÓN SUPERFICIAL 112 13.3 ESTADO SÓLIDO 112 13.3.1 CLASIFICACIÓN DE LOS SÓLIDOS 114 A) SÓLIDOS CRISTALINOS 114 A.1 SÓLIDOS IÓNICOS 114 A.2 SÓLIDOS COVALENTES 115 A.3 SÓLIDOS MOLECULARES 115 A.4 SÓLIDOS METÁLICOS 116 SÓLIDOS AMORFOS 116 S OLUCIONES 117 B) CAPÍTULO XIV: 14.1 DEFINICIÓN 117 14.2 CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES 117 14.3 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES 119 14.4 EN FUNCIÓN DE LA NATURALEZA 120 14.5 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES 120 14.5.1 PORCENTAJE EN PESO 121 14.5.2 PORCENTAJE PESO A VOLUMEN 121 14.5.3 PORCENTAJE VOLUMEN A VOLUMEN 121 14.5.4 MOLARIDAD 121 14.5.5 MOLALIDAD 121 14.5.6 NORMALIDAD 121 14.5.7 FRACCIÓN MOLAR 122 7 CAPITULO XV:ÁCIDOS Y BASES 123 15.1 ÁCIDOS Y BASES 123 15.2 ALGUNAS TEORÍAS ÁCIDO BASE 123 15.2.1 TEORÍA DE ARRHENIUS 123 15.2.2 TEORÍA DE BRONSTED – LOWRY 124 15.2.3 TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE GILBERT NEWTON LEWIS 15.3 125 ¿QUÉ ES UN INDICADOR DE PH? CAPITULO XVI: ELECTROQUÍMICA 126 129 16.1 DEFINICIÓN 129 16.2 CELDA ELECTROLÍTICA 129 16.3 CELDA VOLTAICA O GALVÁNICA 130 16.4 POSTULADOS DE LA TEORÍA DE ARRHENIUS 131 16.5 LEYES DE FARADAY 132 16.5.1 PRIMERA LEY DE FARADAY 132 16.5.2 SEGUNDA LEY DE FARADAY 133 16.6 APLICACIONES CAPÍTULO XVII 134 : CINÉTICA QUÍMICA 135 17.1 DEFINICIÓN 135 17.2 RAPIDEZ DE REACCIÓN 135 17.3 ORDEN DE REACCIÓN 136 17.4 FACTORES QUE AFECTAN LA RAIDEZ DE LAS REACCIONES 138 17.4.1 TEMPERATURA 138 17.4.2 ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS 138 17.4.3 PRESENCIA DE UN CATALIZADOR 139 17.4.4 CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS 139 17.4.5 PRESIÓN 139 17.5 ENERGÍA DE ACTIVACIÓN 140 CAPÍTULO XVIII: 142 EQUILIBRIO QUÍMICO 18.1 DEFINICIÓN 142 18.2 RELACIÓN ENTRE Kp y Kc 142 18.3 PRINCIPIO DE LE CHATELIER 143 CAPÍTULO XIX: MATERIALES CONDUCTORES , AIS LANTES Y S EMICONDUCTORES 144 19.1 DEFINICIÓN 144 19.2 MATERIALES CONDUCTORES 145 19.3 BANDA DE VALENCIA 146 8 19.4 MATERIALES AISLANTES O DIELÉCTRICOS 148 19.5 MATERIALES SEMICONDUCTORES 150 19.6 CRISTAL DE SILICIO PURO 153 19.7 CONDUCCIÓN DEL CRISTAL DE SILICIO PURO 154 19.8 CRISTAL TIPO N. CONDUCCIÓN 155 19.9 CRISTAL TIPO P. CONDUCCIÓN 155 19.10UNIÓN PN. BARRERA DE POTENCIAL. DIODO 156 CAPÍTULO XX: IMPACTO AMB IENTAL DE LOS DESECHOS 159 ELECTRÓNICOS 20.1 DEFINICIÓN 159 20.2 RECICLAJE LOS APARATOS ELECTRÓNICOS USADOS 159 20.3 REUSO DE LOS DESECHOS ELECTRÓNICOS 160 20.4 BASURA TECNOLÓGICA 160 V MATERIALES Y MÉTODOS 164 VI RES ULTADOS 164 VII DIS CUS IÓN 164 VIII REFERENCIA 165 ANEXOS 166 APÉNDICE 171 9 II. RES UMEN El objetivo fundamental del presente trabajo intitulado TEXTO: “QUÍMICA GENERAL APLICADO A LA INGENIERÍA ELECTRÓNICA”, es desarrollar los diferentes tópicos de la Química General, con el propósito de ayudar a los estudiantes de Ingeniería Electrónica en el aprendizaje de la ciencia química, para cuyo fin lo hemos organizado una manera clara, lógica y relacionando los conceptos básicos necesarios para que el alumno pueda cursar con éxito la asignatura de química general a nivel universitario. El reto que enfrentan actualmente quienes se dedican a la enseñanza es preparar a los estudiantes para un nuevo milenio, una época de cambios rápidos. Para un químico es difícil aceptar que no es paz de predecir la dirección del cambio pero es claro que la velocidad con la que ocurra estará determinada primordialmente por los cambios en a tecnología. Igualmente permitirá a los alumnos tener una herramienta de consulta, formarlos, orientarlos con información reciente de acuerdo a los tópicos de Química General aplicado a Ingenieros Electrónicos, para hacerlos diestros en Investigación en cualquier campo laboral. Este texto, fruto de la experiencia alcanzada en el ejercicio de la enseñanza de esta materia, está dirigido a los estudiantes de ingeniería electrónica, en lograr desarrollar el conocimiento sistematizado, e aspecto teórico – práctico del curso de química, para poder dar una interpretaci más objetiva de los hechos de la realidad. 10 III. INTRODUCCIÓN El Proyecto de Investigación titulado “TEXTO: QUÍMICA GENERAL APLICADA A LA INGENIERÍA ELECTRÓNICA” desarrollado observamos la importancia que tiene de ayudar a los estudiantes en el aprendizaje de la c encia química, para cuyo fin se ha organizado de una manera clara, lógica y relacionando los conceptos básicos necesarios para que el estudiante pueda cursar con éxito el curso de química general con diferentes temas de actualidad en temas de ingeniería electrónica. El contenido, secuencia y organización de los temas constituyen la presentación de principios básicos, seguido por un estudio sistemático de los temas propuestos pensando en el estudiante con poca base previa de química. Una vez estudiado cada capítulo, el estudiante debe ser capaz de tener u a concepción total de la relación de la química y la electrónica en los diferen es campos de la vida diaria e industria. El objetivo general el cual era: “Mejorar el rendimiento académico del estudiante de la Facultad de Ingeniería Eléctrica y Electrónica e la asignatura de Química General aplicado a los ingenieros electrónicos”, se ha cumplido. Igualmente en la hipótesis que había planteado: “TEXTO: “QUÍMICA GENERAL APLICADO A LA INGENIERÍA ELECTRÓNICA”, y su uso permitirá mejorar el rendimiento académico del estudiante de la Facultad de Ingeniería Eléctrica y Electrónica, en los conceptos básicos de la terminología química así como la aplicación y relación de los diferentes capítulos de la química y la ingeniería electrónica como por ejemplo: estudio del quinto estado de la materia, las reacciones químicas en los desechos electrónicos, el grafeno, el enlace metálico, el estudio de los semimetales como el silicio, el germ nio, que tienen aplicación en los diferentes componente electrónicos y de esta ma favorecer a los estudiantes un aprendizaje sólido de la Asignatura; con el objeto realizar Investigación Científica de alto nivel académico en forma rigurosa, está plenamente demostrada. 11 IV MARCO TEÓRICO 12 CAPÍTULO I 1.1 : MATERIA DEFINICIÓN DE QUÍMICA La Química es una ciencia experimental que estudia a l materia, su estructura, composición, leyes y principios, sus transformaciones, sus propiedades físicas y químicas y su energía. Otra definición de la química estudia: 1.2 ó Las transformaciones de la materia viva. ó Las transformaciones físicas de la materia ó Las transformaciones que sufre la materia mediante rea químicas ó La composición, propiedades y transformación de la materia en las reacciones químicas y las leyes que la rigen ó Sólo los cambios energéticos que sufre la materia nes RAMAS DE LA QUÍMICA Si el universo está constituido de materia y energía, bjeto de la Química, es tan amplio que es muy difícil que una persona llegue a conocer esta ciencia con debida profundidad y en toda su extensión, lo una porción muy restringida de ella. Esta circunstancia, ha determinado la división de la Q ca en diferentes ramas, cada una de las cuales se ocupa del estudio de n campo especializado, aunque éste tenga límites poco definido entre ellas tenemos: 1.2.1 Química General: Consiste en el estudio sistemático de las leyes de esta ciencia y de los principios básicos acerca de la nstitución, propiedades y transformaciones de las sustancias. 1.2.2 Química Ino rg ánica: También llamada química mineral, estudia las sustancias constituyentes de la materia sin vida. 1.2.3 Química Org ánica: También llamada Química de los compuestos del Carbono, estudia las sustancias constituyentes de la materia con vida. 13 1.2.4 Química Analítica: Emplea técnicas y procedimientos para analizar las muestras químicas. Se divide en : • Q.A. Cualitativa: Descubre el tipo de sustancias presentes en la muestra • Q.A. Cuantitativa: Logra calcular la cantidad de cada sustancia en la muestra. 1.2.5 Bio química: Estudia los proceso químicos que ocurren en los seres vivos. 1.2.6Fís icoquímic a: Estudia todo lo relacionado con las leyes de la física y su aplicación a los procesos químicos. 1.2.7 Petroquímica: Es una parte de la Química, que estudia los derivados del petróleo. 1.2.8 Electroquímic a: Parte de la Química que estudia la relación entre las reacciones químicas y la corriente eléctrica. Entre otras ramas tenemos: Radioquímica, Química de lo coloides, Ingeniería Química, Farmaquímica, Sucroquímica, Astroquímica, etc. 1.3 MATERIA: Se denomina así a todo aquello que tiene masa y ocupa espacio. 1.4 PROPIEDADES DE LA MATERIA El ordenamiento y la interrelación entre las partes que forman la materia, constituyen la base de su estructura y ésta a su vez determina sus propiedades. ´ Estas pueden ser según: 14 1.4.1 S EGÚN S US PROPIEDADES S ON FÍS ICAS Y QUÍMICAS : A. PROPIEDADES FÍS ICAS : Una propiedad física, generalmente describe, la respuesta de la sustancia a cualquier inf uencia externa; tal como la luz, el calor, fuerza, electricidad; sin necesidad que la sustancia sea destruida o transformada. En otras palab as son aquellas propiedades que identifican a una sustancia sin producir un cambio en la composición de la sustancia. No dependen la cantidad de masa. Estas pueden ser: Tabla 1.1: Propiedades Físicas PROPIEDADES FÍS ICAS Punto de ebullición Punto de fusión Brillo Volatilidad Color Sabor Suavidad Lubricidad Olor Dureza Ductibilidad Maleabilidad Conductividad térmica Viscosidad Densidad B. PROPIEDADES QUÍMICAS : Definen la capacidad de la sustancias para formar otras nuevas; mediante la interacción de u sustancia con otra o la transformación de una sustancia en otra. 1.4.2 A) S EGÚN S US PROPIEDADES GENERALES Y ESPECÍFICAS : PROPIEDADES GENERALES : Tienen relación directa con la definición de una teoría, además de inercia y peso, se considera las siguientes: o Mas a: Es la cantidad de materia que tiene un cuerpo. o Ine rcia: Es la resistencia que ofrece todo cuerpo a su cambio estado de reposo o de movimiento. 15 o Extens ió n : Propiedad que tiene la materia de ocupar un lugar en l espacio, es decir poseer volumen.. o Impenetrabilidad : El espacio que ocupa un cuerpo .no puede ser ocupado al mismo tiempo por otro. o Po ro s idad : Todo cuerpo por compacto que sea presenta espacios vacíos entre sus partículas y moléculas. o Dilatació n : Cualquier tipo de materia aumenta sus dimensiones por acción del calor. o Divis ibilidad : Los cuerpos se pueden dividir empleando los medios adecuados. o Atracción : Los cuerpos se atraen unos con otros. B) PROPIEDADES ES PECÍFICAS : Son inherentes a cada tipo de sustancia, permitiendo distinguir una de otra, de mane a definida. o Dens idad : Definida como masa por unidad de volumen, nos permite identificar y determinar si una sustancia es pura. o Dureza : Es la resistencia que ofrecen los cuerpos para ser rayados. La Escala de Mohs establece un orden de menor a mayor ureza. Talco Yeso Feldespato Cuarzo Calcita Fluorita Apatito Topacio Corindón Diamante o Maleabilidad : Capacidad que tienen algunos cuerpos sólidos de formar hilos cuando son estirados. También depende de u arreglo interno. Ejemplo: el oro. o Tenacidad: Resistencia que ofrecen los cuerpos para romperse por tracción. 16 o Elas ticidad : Propiedad que tienen algunos cuerpos de cambiar su forma cuando se aplica una acción y de recuperarla cuando está en retirada. o Co lor: Tiene relación con la interacción de la radiación electromagnética con la materia y también depende de l s constituyentes y su ordenamiento. o Ductibilidad : Propiedad por la cual ciertos cuerpos, como los metales pueden convertirse en hilos finos, también la ntan los metales. o Co mpres ibilidad : Expresa la propiedad de ciertos cuerpos de reducir sus dimensiones por efecto de la presión; los gases son muy compresible, en cambio los líquidos son prácticamente incompresibles. o Vis co s idad: Es la resistencia que ofrecen los fluídos al movimient de los cuerpos en su seno. 1.5 CLAS IFICACIÓN DE LA MATERIA: Para un estudio químico ordenado, los cuerpos se han clasificado según sus características; esta clasificación se clasifica en: Fig. 1.1: Clasificación de la materia. 17 1.5.1 SUSTANCIAS: Es la materia químicamente homogénea en su composición existe un mismo tipo de átomos o un mismo ipo de moléculas. Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto, y su composición es definida y fija. 1.5.1.1 ELEMENTOS: Son sustancias simples, es decir que por procedimientos químicos ya no pueden descomponerse en otras sustancias, en su composición hay un solo tipo de átomos. Se clasifican en metales, no metales y gases nobles. 1.5.1.2 COMPUESTOS: Son sustancias formadas por dos o más elementos que se hallan en proporción definida; en su composición sólo intervienen moléculas del mismo tipo. Las propiedades de los compuestos son distintas de los de los elementos individuales que intervienen. Se clasifican en compuestos inorgánicos y orgánicos. 1.5.2 MEZCLAS: Es la materia formada por dos o más sustancias que no reaccionan químicamente y participan en proporción variable, cada sustancia conserva su identidad y sus propiedades físicas y químicas. Las mezclas pueden ser homogéneas y heterogéneas 1.5.2.1 MEZCLAS HOMOGÉNEAS: Son mezclas que físicamente toda su masa es uniforme, aquí no se pueden distinguir por separado a las sustancias constituyentes. Pueden ser de tres tipos: Ø Suspensiones Ø Coloides Ø Soluciones A. SUSPENSIONES: Estas mezclas tienen la característica de la sedimentación, cuando se dejan en reposo, es decir las partículas sólidas caen al fondo por acción de la gravedad. 18 El diámetro de las partículas dispersas es mayor de un micrómetro. Ejemplos: Leche magnesia, tinta china, hidróxido de calcio acuoso. B. COLOIDES: Son mezclas homogéneas cuya característica es el movimiento incesante y desordenado de las partículas dispersas llamado Movimiento Browniano (en honor al botánico ingles Robert Brown, quién lo observó por primera vez en 1828) . Experimentalmente los coloides se reconocen por el Efe Tyndall, que consiste en el brillo característico de las partíc las cuando un haz de luz incide sobre la mezcla. El diámetro de las partículas dispersas es mayor de un nanómetro pero menor de un micrómetro. C. SOLUCIONES: Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias. Las sustancias pueden hallarse en forma de átomos o moléculas. En las soluciones verdaderas, la mezcla es íntima hasta el nivel de los átomos, iones y moléculas individuales. Las soluciones están compuestas por un disolvente y uno o más solutos. Solvente es el componente que se encuentra en mayor pr porción y soluto en menor proporción. Tabla 1.2: TIPOS DE COLOIDES O SISTEMAS COLOIDALES FAS E MEDIO S IS TEMA EJEMPLOS 19 DIS PERS A DIS PERS ANTE Soluciones de almidón Jaleas SÓLIDO LIQUIDO Sol ( * ) Oro o azufre en agua Detergente en agua Leche homogeneizada LIQUIDO LIQUIDO Emulsión Mayonesa Agua en benceno Crema batida GAS LIQUIDO Espuma Espuma de cerveza Perla SÓLIDO SÓLIDO Sol sólido Cristal de rubí Cuarzo humeante Opalo LIQUIDO SÓLIDO Emulsión sólida Mantequilla Cuarzo lechoso Pómex Jabón flotante GAS SÓLIDO Espuma sólida Lava Gelatina Pasta de dientes Humo de tabaco SÓLIDO GAS Aerosol sólido Polvo fino en el aire Hollín en el aire Niebla LIQUIDO GAS Aerosol líquido Nube Fijadores para cabello GAS GAS No existe Entre gases no se forman coloides ( * ) A los soles que cuajan en forma semisólida, como la gelatina, les llama geles. Tabla 1.3: Tipos de Soluciones 20 S OLUTO DIS OLVENTE S OLUCIÓN EJEMPLOS Aire(N2 y O2 , CO2 , argón, etc ) GAS GAS GAS Mezcla de metano, etano, propano y butano gaseosos ( Gas natural ) Bebidas carbonatadas ( CO2 en agua ) GAS LÍQUIDO LÍQUIDO Alberca de natación (Cl2 en agua) Vino ( Etanol en agua ) Vinagre ( ácido acético en agua ) Agua oxigenada (H2 O2 en agua) LÍQUIDO LÍQUIDO LÍQUIDO Agua regia: HNO3 y HCl concentrados 1: 3 en volumen Cerveza ( 5 % de alcohol etílico ) Tintura de Yodo ( I2 en alcohol ) Amalgama dental para empastes (Hg líquido LÍQUIDO SÓLIDO SÓLIDO en plata sólida) Salmuera ( NaCl en agua ) SÓLIDO LÍQUIDO LÍQUIDO Azúcar en agua Se les llama aleaciones : Bronce : Cu + Sn Latón : Cu + Zn SÓLIDO SÓLIDO SÓLIDO Acero : Fe + C Plata sterling : Ag + Cu Oro amarillo ( 14 K ): Au ( 58 % ) + Ag ( 24 %) + Cu( 17 %) + Zn( 1 %) Oro amarillo ( 10 K ) : Au ( 42 % ) + Ag ( 12 %) + Cu( 40 %) + Zn( 6 %) 1.5.2.2. MEZCLAS HETEROGÉNEAS: Son aquellas mezclas donde se pueden distinguir fácilmente dos o más sustancias constituyentes. Ejemplos: Mezcla de arena y sal común Concreto armado: arena, cemento, piedra y agua 21 Líquidos no miscibles como aceites y agua (emulsiones) ( * ) ó EMULSIONES: Es la dispersión coloidal de dos líquidos inmiscibles. La mayoría de las emulsiones contiene agua como uno de los líquidos siendo el otro líquido, que ha de ser insoluble en agua, líquido oleoso o aceite. Tabla 1.4: TIPOS DE DISPERSIONES: SOLUCIONES DISPERSIONES COLOIDALES Y SUSPENSIONES PROPIEDAD S OLUCIÓN DIS PERS IÓN S USPENS IÓN COLOIDAL Diámetro promedio de las partículas 0,5 – 2, 5 Å 10 – 1000 Å Mayores de 1000 Å Comportamiento No sedimenta No sedimenta Sedimenta ( bajo la con respecto a la ( Movimientos ( Movimiento influencia de la gravedad cinéticos ) Browniano ) gravedad ) No Sí Sí dispersas Se separa por diálisis Comportamiento con respecto a la Por lo común traslúcida Transparente luz u opaca (efecto Traslúcida u opaca Tyndall) Filtrabilidad No filtrable No filtrable Filtrable Homogeneidad Homogénea En el límite Heterogénea Número de fases Una Dos Dos Suspensión de Ejemplos 1.6 Azúcar en agua almidón, leche Sal en agua magnesia Arcilla en agua DIFERENCIAS ENTRE COMPUESTO Y MEZCLA 22 Tabla 1.5: Diferencias entre compuesto y mezcla COMPUES TO MEZCLA Ø Los componentes se hallan Ø en proporc ión constante. Los componentes pueden var iar su proporción. Ø Los componentes no pueden Ø separarse p or medios mecán icos o físic os. Los componentes pueden separarse por la ac ción de d isol ventes o med ios mecán icos. Ø Su formación or ig ina cambios de energ ía. Ø Ø El compuesto tiene propiedades d iferentes a l as de cada uno Su formación no origina camb ios de energ ía. de sus Ø Cada componente conserva sus prop iedades. componentes. 1.7 ES TADOS DE LA MATERIA: Una sustancia puede ser sólida, líquida, gaseosa, plasmática, estado Bose Einstein (Quinto estado de la mat ia), Estado Fermiónico.(Sexto estado de la materia). 1.7.1 Es tado S ó lido : Un sólido mantiene su volumen y forma debido a que predominan las fuerzas de cohesión. Sus constituye es se encuentran en estado de reposo relativo, favoreciendo u rigidez. La naturaleza nos presenta dos formas a través de los cuales la materia logra su rigidez: Un estado sólido cristalino; donde los componentes de la materia ordenamiento tridimensional, mantienen favoreciendo regularidad la en su formación de estructuras definidas y, un estado sólido amorfo; en el cual no existe regularidad cuando sus componentes alcanzan la rigidez. 23 1.7.2 Es tado Líquido : En relación a los sólidos; los líquidos conservan solo su volumen y fluyen para adoptar la forma de sus ecipientes. Las fuerzas de cohesión y repulsión tienen intensidades parecidas, favoreciendo su extensión a lo largo de superficies. 1.7.3 Es tado Gas eo s o : Un gas no tiene forma ni volumen y además de fluir también se expande para ocupar todo el son más i nsas que las de cohesión. 1.7.4 Es tado Plas mático : Se considera el cuarto estado físico de la materia, se produce cuando un gas se somete a muy altas temperaturas, el gas se ioniza totalmente, siendo el plas ma una mezcla de iones (átomos con carga eléctrica) y electro es libres. Por ejemplo; existe plasma en la superficie del sol, en el interior de los volcanes y en las explosiones nucleares. 1.7.5 El Condens ado Bo s e – Eins tein, Quinto Es tado de la Materia: El físico Eric Cornell, Carl Wieman y sus colegas del Instituto Nacional de Estándares y Tecnologías de la Universidad de Colorado (EEUU), lograron crear un estado de la materia diferente de los cuatro hasta ahora conocidos; sólido, líquido, gaseoso y plasma. Al enfriar vapores de Rubidio hasta una temperatura ré rd de 180 grados nanokelvin, o sea, una millonésima de grado por encima del cero absoluto (equivalente a – 273, 15 ºC), el equipo estadounidense materializó lo que los científicos deno inan cubo de hielo cuántico o condensado de Bose – Einstein. Fig. 1.2: Condensado Bose - Einstein 24 En 1925, el genio alemán y físico indio Nath Bose postular n que: “S i un gas s e enfriab a muy p o r d eb ajo d e los 0 ºC, s us átomo s p erd e rán energ ía, s e frenarían y enton ces s e unirían unos c on otros p ara formar un s up e rátomo ins ólito”. Recientes investigaciones confirmaron este postulado. El condensado presentaba unas propiedades exclusivas. “El cub o de hie lo cuán tico rec ue rd a a una cere za con una pic adura ins e cto, s alvo qu e s u d iám e tro e s de 2x10– 8 m m ”. Así describieron sus observaciones los dos físicos. Se interrogó a los dos científicos sobre la aplicación de este estado de la materia. La respuesta fue: “¿S e imaginan us tedes la cons trucc ión d e relojes atómicos más p recis os o d e cár es atómicos con b arrotes magnétic os ?”. Con temperaturas tan bajas se congelaría hasta el movimiento. 1.7.6 Es tado Fermio , Se xto es tado de la materia: Durante la última semana de enero de 2004, un grupo de sicos de la Universidad de Colorado, Estados Unidos (en la imagen), creó el sexto estado da materia bautizado con el nombre de condensado fermiónico. Para formarlo también es necesario alcanzar temperaturas próximas al cero absoluto. A temperaturas tan bajas, los átomos y sus partículas ienen comportamientos muy diferentes dependiendo de su momento angular intrínseco el espín o rotación de esa partícula. Si un grupo de partículas ocupa un mismo estado cuántico las partículas se llaman bosones una condición imprescindi e para formar un condensado de Bose - Einstein. Los valores del momento angular intrínseco de los bosones son iguales a un número entero multiplicado por la Constante de Planck y dividido ent e dos pi. Si las 25 partículas no pueden tener el mismo estado cuántico se llaman fermiones. Los fermiones tienen valores no enteros y conforme al Principio de exclusión de Pauli, y a diferencia de los bosones, no pueden ocupar el mismo estado cuántico. Desde 1956, los físicos saben que en los superconducto s la corriente eléctrica no es transportada por electrones dividuales y sí por parejas de electrones ligados. Los electrones son fermiones y, antes de poder formarse un condensado de Bose - Einstein, es preciso su emparejamiento. Los físicos de Colorado decidieron imitar la formación de esas parejas pero en vez de electrones produjeron un condensado de parejas de átomos sin estar ligados formando moléculas y moviéndose simultáneamente. investigadores enfriaron una muestra gaseosa del isóto Los Potasio - 40 hasta los 300 nanokelvin, un nanokelvin es la mil m onésima parte de un Kelvin. El gas estaba contenido en una cámara de vacío; para manipular y juntar los átomos emplearon campos magnéticos y haces de luz láser. El condensado fermiónico es una nube de átomos de potasio muy fríos con un comportamiento extraño y con las características de un superconductor. Según los físicos de la Universidad de Colorado, el condensado fermiónico se sitúa a medio camino entre los superconductores y los condensados de Bose - Einstein. Añaden que observando el comportamiento de los átomos de potasio se dieron cuenta de la posibilidad de obtener materiales que sean superconductores a temperatura ambiente y que, por lo nto, puedan conducir electricidad sin perder energía. 1.8 CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA El siguiente cuadro nos muestra una breve comparación de los tres estados físicos de la materia en base a la sustancia agua. Tabla 1.7: Estados de la Materia 26 ESTADOS DE LA MATERIA ESTADO FORMA VOLUMEN COMPRES IBILIDAD S ó lido Definida Definido Despreciable Indefinida Indefinida Definido Indefinido Muy poca Alta Líq uido Gas e o s o PROPIEDADES S UBMICROSCÓP ICAS • Partículas en contacto y estrechamente empaquetadas en formaciones rígidas. • Partículas en contacto, pero móviles. • Partículas muy separadas e independientes unas de otras. IMPORTANTE: Los sólidos y líquidos constituyen los es tad os cond ens ad os de la materia por tener un volumen definido; a líquidos y gases se les llama fluíd o s ya que no poseen propia sino que adaptan al recipiente que los contiene. 1.9 FENÓMENOS Se denomina FENÓMENO FÍS ICO a cualquier suceso natural observable y susceptible de ser medido con algún aparato o instrumento, donde las sustancias que intervienen en general no cambian, y si cambian, cambio se produce a nivel microscópico. Distinguimos los fenómenos físicos de los FENÓMENOS QUÍMICOS , que son también sucesos observables y susceptibles de ser medidos, pero en los cuales las sustancias intervinientes "cambian" macroscópicamente al combinarse entre sí. A nivel subatómico las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los electrones de los átomos (no a nivel de los núcleos atómicos). 1.10 FENÓMENO ALOTRÓPICO No es propiamente un cambio o transformación. La Alo tro pía es la propiedad que presentan ciertos elementos de ha arse al mismo estado físico en dos o más formas con distintas piedades. Ejemplos: 27 El fósforo se presenta en dos formas alotrópicas al estado sólido. Fós fo ro blanco que arde a 14 ºC, despidiendo gases tóxicos y el fó s foro ro jo es estable a condiciones de ambiente. El Fósforo rojo, es estable acondiciones de ambiente. El Oxíg eno al estado gaseosa se presenta como Oxígeno propiamente (O2) necesario en nuestra respiración y el ozono (O3), tóxico al aspirarse. El Carbono al estado sólido se presenta como diamante ; que es una piedra preciosa y el grafito usado en la mina de lápiz. El azufre se presenta al estado sólido como azufre de cris tales rómbicos muy estable y el de cris tale s mo no clínico s inestable. CAPÍTULO II: ENERGÍA 28 Es 2.1 DEFINICIÓN: forma o una cualidad intangible de la materia que causa un cambio o interacción de cuerpos materiales; términos, capacidad en es de otros la realizar trabajo. Por lo tanto, todo cambio físico, químico o nuclear que ocurren en cuerpos mater ales es causado por la energía. Es la capacidad que posee la materia para producir cal trabajo en forma de movimiento, luz, crecimiento biológico, etc. Por materia se entiende cualquier cuerpo sólido, líquido o gaseoso existente. 2.2 FORMAS DE ENERGÍA: Ø ENERGÍA CINÉTICA Energía cinética, energía que un objeto posee debido a su movimiento. La energía cinética depende de la masa y la velocidad del objeto. Ø ENERGÍA POTENCIAL La energía potencial es cuando un objeto o cuerpo no está en movimiento (o sea en reposo) Ejemplo: Un columpio (que no está en movimiento) 29 Ø ENERGÍA ELÉCTRICA La energía eléctrica se produce por el movimiento de cargas eléctricas, específicamente electrones (cargas negativas que giran alrededor del núcleo de los átomos) a través de un cable conductor. Cada vez que se acciona un interruptor, se genera un movimiento de millones de electrones, los que circulan a través de u cable conductor metálico. Las cargas que se desplazan forman parte de los átomos que conforman el cable conductor. Los elect se mueven desde el enchufe al aparato eléctrico ya sea lavadora, radio, televisión, etc, lo que produce un tránsito de energía ntre estos dos puntos. Ø ENERGÍA NUCLEAR La energía nuclear es aquella que se libera como resultado de una reacción nuclear. Se puede obtener por el proceso de Fisión nuclear (división de núcleos atómicos pesados) o bien por Fusión nuclear (unión de núcleos atómicos muy livianos. En las reacciones nucleares se libera una gran cantidad de energía, debido a que parte de la masa de las partículas involucradas en el proceso, se transforma directamente en energía. En relación a la liberación de energía, una reacción n ear es un millar de veces más energética que una reacción química, por ejemplo, la generada por la combustión del combustible fósil del metano. Ø ENERGÍA GEOTÉRMICA 30 La energía geotérmica consiste en aprovechar la energí térmica del interior de la Tierra. El interior de la Tierra es caliente como consecuencia de la fusión de las rocas. Se han encontr do rocas a más de 200ºC. El agua caliente también sale al exterior por grietas de las rocas. Ø ENERGÍA S OLAR Es la energía que llega a la Tierra proveniente de la estrella más cercana a nuestro planeta. El Sol. Esta energía abarca un amplio espectro de Radiación Electromagnética, donde la luz solar es la parte visible de tal espectro. La energía solar es generada por la llamada Fusión Nuclear que es la fuente de vida de todas las estrellas del Universo. Ø ENERGÍA QUÍMICA Es aquella producto de una combustión (cualquier sust arde o se "quema"), reacción en la cual se combina el que no del aire con la materia del cuerpo que arde. Ø ENERGÍA MECÁNICA Es aquella que el hombre utilizó, en un comienzo, como producto de su propio esfuerzo corporal. Luego, utilizo la fuerza nimal, para lo que domesticó animales como bueyes, caballos y burros. La energía mecánica engloba dos tipos de energía; la rgía potencial (cuando el cuerpo está en reposo) y la energía cinética (cuando un cuerpo está en movimiento) 31 Ø ENERGÍA MAREOMOTRIZ Es la energía obtenida del movimiento de las mareas y s olas del mar. Ø ENERGÍA HIDRÁULICA Es aquella energía obtenida principalmente de las corrientes de agua de los ríos. El agua de un río se almacena en grandes embalses arti ales que se ubican a gran altura respecto de un nivel de referencia. El agua adquiere una importante cantidad de energía potencial (aquella que poseen los cuerpos que se encuentran a cierta altura). Ø ENERGÍA EÓLICA Esta energía es producida por los vientos generados en la atmósfera terrestre. Se puede transformar en energía eléctrica mediante el uso de turbinas eólicas que basan su funcionamiento en el giro de aspas movidas por el viento. Ø ENERGÍA CALÓRICA La energía calórica es la energía que se transmiten dos cuerpos (u objetos) con distintas temperaturas. 2.3 ¿ CÓMO SE CLAS IFICAN LAS FUENTES DE ENERGÍA? Para clasificar las distintas fuentes de energía se pueden utilizar varios criterios: A) Según sean o no renovables. B) Según la incidencia que tengan en la economía del país. C) Según sea su utilización. 32 A) Llamaremos fuentes de energ ía reno vables a aquéllas cuyo potencial es inagotable por provenir de la energía que llega a nuestro planeta de forma continua como consecuencia de la radiación solar o de la atracción gravitatoria de otros planetas de nues ro sistema solar. Son la energía solar, eólica, hidráulica, mareomotriz la biomasa. Las fuentes de energ ía no reno vables son aquéllas que existen en una cantidad limitada en la naturaleza. No se renuevan a corto plazo y por eso se agotan cuando se utilizan. La demanda mundial de energía en la actualidad se satisface fundamentalmente con este tipo de fuentes. Los más comunes son carbón, petróleo, gas natural, ur nio e hidrógeno (éstas utilizadas en fisión y fusión nuclear respectivamente). B) Si atendemos al segundo criterio de clasificación, llamaremos fuentes de energ ía co nve ncion ales a aquéllas que tienen una participación importante en los balances energéticos d industrializados. los países Es el caso del carbón, petróleo, gas natural, hidráulica, nuclear. Por el contrario se llaman fuentes d e energ ía no conven cionales , o nuevas fuentes de energía, a las que por estar en una etapa de desarrollo tecnológico en cuanto a su utilización gene alizada, no cuentan con participación apreciable en la cobertura de la demanda energética de esos países. Es el caso de la energía solar, eólica, mareomotriz y biomasa. C) Según sea su utilización las fuentes de energía las podemos clasificar en primarias y secundarias. Las primarias son las que se obtienen directamente de la naturaleza, como ejemplo t nemos el carbón, petróleo, gas natural. Es una energía acumulada. Las s ecundarias , llamadas también útiles o fínales, se obtienen a partir de las primarias mediante un proceso de transformación po medios técnicos. Es el caso de la electricidad o de los combustibles. 33 2.4 EQUIVALENCIA ENTRE MAS A Y ENERGÍA Según la Teoría de la Relatividad, propuesta por Alber Einstein, la masa y la energía son dos formas en las que se puede manifestar la materia y están relacionadas de la siguiente fórmula. E= mc2 Donde: E = energía m = masa del cuerpo c = Velocidad de la luz = 3 x 10 8 m/s 2.5 RELATIVIDAD DE LA MAS A De acuerdo con la misma teoría de la Relatividad, se p ntea que:”La masa de todo cuerpo se ve sensiblemente aumentada cuando éste se moviliza con alguna rapidez en relación a un determinado marco de referencia inercial” Así, cuando un cuerpo se mueve a gran velocidad, su masa será mayor en relación a la que tenía cuando se encontraba en reposo mf = mi v f 1− c 2 Fig . 2 .1: Albe rt Eins te in, c ientífic o que revo luc io nó la Fís ic a Donde: m i = Masa inicial, cuando se encuentra en reposo relativo m f = Masa final v f = Velocidad c = Velocidad de la luz Esta relación es significativa sólo para cuerpos que viajan a grandes velocidades, como por ejemplo las partículas subatómicas aceleradas (electrones, protones, neutrones, etc.) en ciclotrones y betatrones que 34 son instrumentos creados por el hombre para incrementa la velocidad de partículas. Para cuerpos ordinarios, cuyas velocida s son muy pequeñas respecto de la velocidad a la luz, el increme to de la masa inercial es extremadamente pequeña que ningún instrumento de medida es capaz de detectar, por lo tanto no tiene mayor significado. 35 CAPÍTULO Nº 3: MEDICIONES FUNDAMENTALES 3.1 MAGNITUDES FÍS ICAS : Es todo aquello que es suceptible a ser medido. 3.2 S IS TEMA DE UNIDADES : La necesidad de tener una unidad homogénea para deter inada magnitud, obliga al hombre a definir unidades convencionales. Ante la diversidad de sistemas de unidades y las diver s equivalencias, que hacen tediosas las operaciones y, con el objeto de garantizar la uniformidad y equivalencia en las mediciones, así como facilitar todas las actividades científicas, tecnológicas, industriales y comerciales, nació oficialmente en 1960 el S.I. que utiliza pocas unidades y es una ampliación de la forma MKS del Sistema Métrico Decimal. En la décimocuarta Conferencia General de 1971, el Comité Internacional de Pesas y Medidas fija 7 unidades de base, 2 suplementarias y unidades derivadas, con sus símbolos correspondientes aceptados por todos los países del mundo. 3.3 CLAS IFICACIÓN DE LAS MAGNITUDES FÍS ICAS : 3.3.1 POR S U ORIGEN : 3.3.1.1 MAGNITUDES FUNDAMENTALES : Son aquellas que sirven de base para escribir las demás magnitudes. Tabla 3.1: Magnitudes fundamentales MAGNITUD LONGITUD MAS A UNIDAD S ÍMBOLO metro m kilogramo kg 36 TIEMPO segundo s INTENS IDAD DE Ampere A Kelvin K candela cd mol mol CORRIENTE ELÉCTRICA TEMPERATURA TERMODINÁMICA INTENS IDAD LUMINOS A CANTIDAD DE S US TANCIA 3.3.1.2 MAGNITUDES S UPLEMENTARIAS : Tabla 3.2: Magnitudes suplementarias MAGNITUD UNIDAD S ÍMBOLO ÁNGULO PLANO radián rad ÁNGULO S ÓLIDO estereoradián sr 3.3.1.3 MAGNITUDES DERIVADAS : Son aquellas magnitudes que están expresadas en función de las magnitudes fundamentales. 37 Tabla 3.3 : Magnitudes derivadas MAGNITUD UNIDAD S IMBOLO metro cuadrado m2 VOLUMEN metro cúbico m3 DENS IDAD kilogramo por metro cúbico kg/ m 3 FUERZA newton N PRES IÓN pascal Pa TRABAJO , ENERGÍA joule J TENS IÓN O FUERZA voltio V coulomb C FRECUENCIA hertz Hz POTENCIA watt w ÁREA ELECTROMOTRIZ ( FEM) CANTIDAD DE CARGA ELÉCTRICA 3.3.2 POR S U NATURALEZA : 3.3.2.1 MAGNITUDES ES CALARES : Son aquellas magnitudes que están perfectamente determinadas con sólo conocer su valor numérico y su unidad . Ejm; tiempo, potencia, calor específico, volumen, temperatura, etc. 38 3.3.2.2 MAGNITUDES VECTORIALES : Son aquellas magnitudes que además de conocer su valor numérico y su unidad, se necesita su dirección y sentido para que dicha magnitu quede perfectamente determinada. Ejm; velocidad, aceleración, fuerza, etc. 3.4 NOTACIÓN EXPONENCIAL En física es muy frecuente usar números muy grandes pero también muy pequeños. Para su simplificación se hace uso de los múltiplos y submúltiplos. 3.5 MÚLTIPLOS, S UBMÚLTIPLOS Y PREFIJOS PARA LAS UNIDADES MÉTRICAS Tabla 3.4: Múltiplos, submúltiplos MÚLTIPLOS PREFIJO S ÍMBOLO VALOR EQUIVALENTE Yotta Y 1000 000 000 000 000 000 000 000 10 24 Zetta Z 1000 000 000 000 000 000 000 10 21 Exa E 1000 000 000 000 000 000 10 18 Peta P 1000 000 000 000 000 10 15 Tera T 1000 000 000 000 10 12 Giga G 1000 000 000 10 9 Mega M 1000 000 10 6 Kilo K 1000 10 3 hecto H 100 10 2 Deca Da 10 10 1 39 S UBMÚLTIP LOS 3.6 deci d 0,1 10 – 1 centi c 0,01 10 – 2 mili m 0,001 10 - 3 micro m 0,000 001 10 – 6 nano n 0,000 000 001 10 – 9 pico p 0,000 000 000 001 10 femto f 0,000 000 000 000 001 10 – 15 atto a 0,000 000 000 000 000 001 10 – 18 zepto z 0,000 000 000 000 000 000 001 10 yocto y 0,000 000 000 000 000 000 000 001 10 - 24 - 12 - 21 TEMPERATURA La temperatura es una propiedad de la materia que nos dica el grado de agitación molecular que en promedio tiene un cuerpo, a mayor temperatura significa que en el cuerpo las moléculas se mueven con mayor velocidad. Ø Se puede asumir también que la temperatura mide la energía interna de un cuerpo. Ø La temperatura es una propiedad intensiva que no depen masa, dos cuerpos de diferentes masas pueden hallarse de la la misma temperatura. La mayor o menor temperatura de un cuerpo depende de la cantidad de energía cinética que poseen las partículas que forman los átomos o moléculas. 40 ¿Calor es igual que temperatura? No, calor es una forma de energía interna en tránsito ue depende de la masa. El calor fluye de mayor a menor temperatura. A B TA > TB Calor 3.7 ENERGÍA INTERNA .-Todos los átomos están constituidos de átomos y moléculas en movimiento. La suma de energías debido al movimiento de traslación, rotación y vibración, es lo que se llama e rgía interna. 3.8 TERMÓMETRO: Es aquel instrumento que sirve para medir la temperatura. 3.9 ES CALAS TERMOMÉTRICAS : Pueden ser relativas y absolutas. A) ES CALAS RELATIVAS : Usan como referencia los puntos de congelación y ebullición del agua. Las más empleadas son: A.1) ES CALA CELS IUS O CENTÍGRADO : ( ºC ), Cuando la presión exterior es una atmósfera. , marca 0º en el punto de congelación de agua y 100º en su punto de ebullición, dicho intervalo en 100 divisiones, cada una de las cuales en un grado centígrado. A.2) ES CALA FAHRENHEIT O INGLES A : ( º F ), Cuando la presión exterior es de una atmósfera, marca 32º en el punto de congelación del agua y 212 º en su punto de ebullición, divide el intervalo en 180 divisiones, cada una de las cuales re resenta un grado Fahrenheit. 41 B) ES CALAS ABSOLUTAS : Su cero coincide con el Cero Absoluto de temperatura, éste es un punto teórico no alcanzado aún por ningún cuerpo y donde hipotéticamente se sostiene no habría imiento molecular. B.1) ES CALA KELVIN : ( K ): Se inicia en el cero absoluto y la presión exterior es de 1 atm, marca 273º en el punto de congelación del agua y 373º en el punto de ebullición, el tamaño de 1K equivale a 1º C. B.2) ES CALA RANKINE ( R ): Se inicia en el cero absoluto, la presión exterior es de 1 atm, marca 492 en el punto de congelación del agua y 672 en su punto de ebullición. El tamaño de 1º R equivale al de 1ºF. 3.10 RELACIÓN DE ES CALAS Cº 100 º Fº K R 212 º 373 672 Punto de e bullic ió n de l agua. P e x t. = 1 atm. Tº C Tº F TK TR Punto de c o ng e lac ión de l a gua . 0º 32 º 273 492 Pun to de fus ió n mez c la de s ale s amo niac ale s 0º - 273 º 3.11 - 460 º 4 0 0 Ce ro abs o lu to CONVERS IÓN DE LECTURAS : Aplicando Thales, para las 4 escalas. 42 T º C − 0 T º F − 32 T K − 273 TR − 492 = = = 100 − 0 212 − 32 373 − 273 672 − 492 T º C T º F − 32 T K − 273 TR − 492 = = = 100 180 100 180 Simplificando se tiene: T º C T º F − 32 T K − 273 TR − 492 = = = 5 9 5 9 3.12 VARIACIÓN DE TEMPERATURA : Las fórmulas que se indican a continuación se usan cuando hay variación ( aumento o disminución) de temperatura. ∆ T = 100 º C = 180 º F = 100 K = 180 R Se tiene: donde: 1 º C = 1,8 º F = 1 K = 1,8 R 1 º C = 1,8 º F 1º C= 1 K 1º F = 1 R No ta: Para resolver ejercicios de escalas, termométricas, primero se identifica si se trata de una variación de temperatura o de un cambio de escala. 3.13 DENS IDAD Y PES O ES PECÍFICO 3.13.1 DENS IDAD: Es una unidad física de concentración que resulta de dividir la masa de un cuerpo entre su volumen. Cada sustancia ( sólido , líquida o gas ), tiene su propia densi d. D= M/V 43 UNIDADES : g/mL , kg/L , lb/ pie 3 , lb/gal Se denota con D o σ OBS ERVACION Nº 1: 1) Considerando en los 3 estados de la materia. * La densidad de una sustancia varía de acuerdo con su estado. Ejemplo: H2O. - A 0ºC hielo tiene una D = 0,9998 g/mL a medida que a menta la temperatura, la estructura rígida del hielo colapsa aumentando su densidad. - A 4ºC no predomina ningún efecto, y el agua alcanza máxima densidad de 1,00 g/mL. - Por encima de 4ºC existe el efecto de un aumento mole ular y el líquido continua dilatándose por consiguiente disminuye su densidad. OBS ERVACION Nº 2: VALORES IMPORTANTES D H 2 O = 1 g/ ml = 1 kg / L = 62,4 lb/pie 3 D aire = 1,293 g/cc ( 0ºC y 1 atm a CN. ) * La densidad de un cuerpo depende de la presión y tem ambos parámetros modifican el volumen del cuerpo pero ratura; su masa. Tabla 3.5: Relación de densidades y la temperatura T ºC D ( g /cc ) 0 0, 9998 4 1, 0000 50 0, 9981 44 3.13.2 DENS IDAD DE UNA MEZCLA: Se halla dividiendo, la masa total de la mezcla entre el volumen total de la misma. Dm = Mt Vt Donde: Mt = Masa total = M1 + M2 + M3 + .................. + Mn Vt = Volumen total = V 1 + V 2 + V 3 + ......................+ Vn Dm = Densidad de la mezcla. Dm = M 1 + M 2 + M 3 ......... + M n D 1 V1 + D 2 V2 + D 3V3 ......... + Dn Vn = V 1 + V 2 + V3 ......... + Vn V 1 + V 2 + V3 ......... + Vn OBS ERVACION Nº 3: * La densidad de una mezcla no es igual a la suma de l s densidades de los componentes. Dm no es igual a D1 + D2 + D3 + .........................+ Dn OBS ERVACION Nº 4: * Si los volúmenes de cada componente de la mezcla es isma ; Se cumple que : Dm = D 1 + D 2 + D 3 + ......... + Dn n OBS ERVACION Nº 5: La densidad de la mezcla siempre está comprendido entr las densidades > y <. Densidad menor < Dm < Densidad mayor. 45 3.13.3 DENS IDAD RELATIVA: Es una cantidad adimensional que resulta de dividir la densidad de un cuerpo entre las densidad de otro cuerpo con el cual se desea comparar. A D Dr = D = A B DB Donde : Dr = Densidad relativa de A con respecto a B. DA = Densidad de A. DB = Densidad de B. OBS ERVACION Nº 6: A B D es diferente D B A OBS ERVACION Nº 7: La densidad relativa carece de unidades. 3.13.4 PES O ES PECÍFICO: Es una unidad física de concentración que resulta de dividir el peso de un cuerpo entre su volum n. Se denota con pe o δ δ = w V Donde: δ = peso específico. UNIDADES w = peso. Dina/cm3 , N/ cm3 , lbf/pie3 , N/m3 V = volumen. * Relación entre ( D ) y peso específico ( δ ) δ = w V …………………….σ = mg =Dg V donde g: aceleración de la gravedad. 46 CAPÍTULO IV : 4.1 ES TRUCTURA ATÓMICA I CONCEPTO ACTUAL DEL ÁTOMO: El átomo es la partícula más pequeña de un elemento químico que conserva las propiedades de dicho elemento; es un sistema dinámico y energético en equilibrio, constítuido por dos partes: Fig. 4.1 Estructura del átomo 4.2 NÚCLEO o Es la parte central o Muy pequeño o Presenta carga positiva o Contiene aproximadamente 200 tipos de partículas denominadas nucleones, de los cuales los protones y los neutrones on los más importantes (nucleones fundamentales). Estas poseen una gran masa en comparación con otras partículas (99, 99%). 47 4.3 ENVOLTURA O ZONA EXTRANUCLEAR: Es un espacio muy grande (constituye el 99, 99% del volumen atómico), donde se encuentran los electrones ocupando ciertos estados de energía (orbitales, subniveles y niveles). Los electrones se encuentran a distancias no definidas especto al núcleo y se desplazan en torno a ella en trayectorias también i inidas, porque según la mecánica ondulatoria o mecánica cuántica, sólo podemos determinar la región espacial energética donde existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón, llamado orbital o nube elect nica. 4.4 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS FUNDAMENTALES Tabla 4.1: CARACTERÍSTICAS DE LA PARTÍCULAS SUBATÓMICAS FUNDAMENTALES Masa Partícula Electrón Carga Símbolo e– Descubridor En gramos En u.m.a. Absoluta 9,1095x10 - 28 0, 00055 - 1,6022x10 –19 C Relativa - 1 J. Thomson ( 1897 ) Protón p+ 1,672x10 – 24 1, 0073 +1,6022x10 –19 C +1 Ernest Rutherford ( 1919 ) Neutrón nº 1,675x10 - 24 1, 0087 0 0 J. Chadwick ( 1932 ) 4.5 PARTÍCULAS S UBATÓMICAS Se le denomina partícula a un cuerpo dotado de masa, y del que se hace abstracción del tamaño y de la forma. Una partícula subatómica es una partícula más pequeña ue un átomo, puede ser elemental o compuesta. 48 A principios del siglo XX, se realizó el descubrimiento de unas partículas subatómicas llamadas protón, electrón y neutrón, estas están contenidas en el átomo. Las partículas subatómicas de las cuales se sabe su existencia son: Bosón, Positrón, Electrón, Protón, Fermión, Neutrino, drón, Neutrón, Leptón, Quark, Mesón. Las partículas están formadas por componentes atómicos como los electrones, protones y neutrones, (los protones y los utrones son partículas compuestas), estas están formadas de quarks. Los Quarks se mantienen unidos por las partículas gluo que provocan una interacción en los quarks y son indirectamente responsables por mantener los protones y neutrones juntos en el núcleo atómico. 4.6 REPRES ENTACIÓN DE UN ELEMENTO Z E A A Z E Donde: Z = Número atómico A = Peso atómico o masa atómica nº = Número de neutrones Cuando el átomo es neutro, se tiene: Z =p+=e– Cálculo del número de neutrones: Por lo tanto: nº = A – p + nº = A – Z ó nº = A - e - 49 4.7 TIPOS DE NÚCLIDOS Tabla 4.2: Tipos de núclidos TIPOS DE REPRES ENTACIÓN DEFINICIÓN ÁTOMOS Elementos iguales, que tienen IS ÓTOPOS O HÍLIDOS A1 Z nº1 E ; A2 Z nº2 E números atómicos iguales, pero diferente masa atómica y diferente número de neutrones. Elementos diferentes, pero IS ÓBAROS A Z1 E1 ; A Z2 E2 tienen la masa atómica igual. Elementos diferentes, masas IS ÓTONOS A1 Z1 E1 ; nº A2 Z2 nº E2 diferentes, números atómicos diferentes, pero número de neutrones iguales. 4.8 MODELOS ATÓMICOS A) DEMÓCRITO: Desde la antigüedad el ser humano se ha cuestionado de que estaba hecha la materia, unos 4000 años a.C, el filósofo griego Demócrito consideró, que la materia estaba constituida po pequeñas partículas, que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello llamo a esta partícula ÁTOMO, que en el griego quiere "indivisible". Demócrito atribuyo a los átomos la cual r d de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo la idea de Demócrito 50 sobre la materia no fue aceptada por filósofos de esa poca, y hubiera de transcurrir cerca de 2200 años, para que la idea de átomo fuera tomada de nuevo en consideración. B) JOHN DALTON (1766 -1844) Fué el primero en introducir el concepto de átomo. Dalton postuló que la materia era discontinua y no continua y que estaba formada por partículas indivisibles muy pequeñitas a las que llamamos átomos. Postulados: La hipótesis de Dalton se basa en los siguientes postulados: 1. Los elementos están constituidos por átomos, que so partículas independientes, inalterables e indivisibles. 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades. 3. Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades. 4. los componentes se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en relación sencilla de número entero. 5. En las reacciones químicas los átomos no se crean ni se destruyen únicamente se redistribuyen. C) JOS EPH JOHN THOMPS ON: (1856 – 1940) DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. Descubrió en 1897 que los rayos catódicos no eran un f ujo sin masa, sino chorros de partículas cargadas negativamente y co masa, a las que llamó "electrón" . Propuso que éstos se encontraban en el átomo, como las pasas de un pastel, envueltos como una sustancia rígida y de carga positiva. 51 D) ERNEST RUTHERFORD: (1871 - 1937) DESCUBRIMIENTO DEL NUCLEO ATÓMICO. Éste científico colocó una muestra de material radioactivo (polonio), junto a una lámina de oro, a la que recubrió con placas fotográficas. Al observar como las partículas alfa, que poseen carga positiva, atraviesan la lámina de oro, comprobó que algunas se desviaban y otras rebotaban. Este hecho contradecía el modelo de Thompson. propuso que los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas, ig al que lo hacen los planetas alrededor del sol. E) NIELS BOHR: (1885 -1962) DESCUBRIMIENTO DE ÓRBITAS DEFINIDAS CIRCULARES CON ENERGÍA DETERMINADA. Éste científico descubrió en 1913 que existe un número limitado de órbitas o niveles de energía. Un año antes, en 1912, T pson había descubierto el protón o núcleo de hidrógeno. F) S OMMERFELD, ARNOLD: (1868 - 1951) Físico alemán que profundizó en la teoría de Niels Bohr sobre los espectros. Pasó la mayor parte de su vida profesional Munich. Sommerfeld estudió una gran variedad de problemas (giroscopios, difracción electrónica y de rayos X, ondas de radio.). Su trabajo más conocido es el de los espectros atómicos. Desarrolló, profundizando en ella, la teoría de la estructura atómica concebida por Niels Bohr. Sommerfeld sustituyó el modelo de las orbitas electrónicas circulares por las orbitas elípticas e introdujo un nuevo numero uántico azimutal. En 1916, Friedrich Paschen confirmaba con cierto detalle la hipótesis de Sommerfeld 52 4.9 TEORÍA DE LOS CUANTOS Para comprender qué es la teoría de los cuantos debemos referirnos a las teorías clásicas a fin de que resalten las diferencias que existen entre ambas. Digamos primero que mientras que las leyes dadas por las teorías clásicas permiten describir los fenómenos que tienen l gar en los campos macroscópico y microscópico, las leyes dadas por las t orías cuánticas, en cambio, son válidas en los dominios del mundo atómico. Así pues, lo esencial es notar que estamos ante dos mun s con características distintas, regidos por leyes distintas; por tal razón, mientras la mecánica clásica permite describir el movimiento de lo planetas alrededor del sol, la mecánica cuántica estudia los procesos electrónicos alrededor del núcleo atómico. El concepto que hizo estallar la crisis cuando todavía no había nacido la teoría de los cuantos, fue el de energía. Efectivament mientras en el dominio macroscópico un cuerpo puede poseer prácticamente cualquier valor de energía, en el mundo atómico, en cambio, una artícula sólo puede tener valores fijos de energía y pasar de uno a otro a saltos, como si se tratasen de escalones de energía. 4.10 EFECTO FOTOELÉCTRICO: El efecto foto eléctrico consiste en la emisión de electrones por un material cuando se le ilumina con radiación electromagnética (l z visible o ultravioleta, en general). A veces se incluyen en el t otros tipos de interacción entre la luz y la materia. El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz en 1887, al observar que el arco que salta entre dos electrodos conectados a alta tensión alcanza distancias mayores cuando se ilumina con luz ultravioleta que cuando se deja en la oscuridad. La explicación teórica solo fue hecha 53 por Albert Einstein, quien publicó en 1905 el revolucionario artículo “Heurística de la generación y conversión de la luz”, basando su formulación de la fotoelectricidad en una extensión del trabajo sobre los cuantos de Max Planck. Fig. 4.2: Efecto fotoeléctrico 4.11 FÓRMULAS DE MAX PLANCK Y EFECTO FOTOELÉCTRICO Max Planck: E =hn E= hc l Donde: E = Energía de un fotón h = Constante de Planck : 6,63 x 10 -34 J.s c = Velocidad de la luz: 3 x 10 8 m/s Efecto Fotoeléctrico: E =E0 + Ec hc h .c = + Ec l l0 Ec = hc hc − l l0 l − l =====> Ec = hc 0 l 0 .l Ec = Energía cinética λ = Longitud de onda λ0 = Longitud de onda en el umbral 54 4.12 NÚMEROS CUÁNTICOS Los números cuánticos son valores numéricos discretos que nos indica las características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels Bohr, que es el modelo atómico más ac ptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad. Estos números cuánticos son: I) El NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL; (n): (n = 1, 2, 3, 4 ... ), indica el nivel de energía en el ue se halla el electrón. Esto determina el tamaño del orbital. Toma valores enteros. Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del orbital. II) El NÚMERO CUÁNTICO S ECUNDARIO, DEL MOMENTO ANGULAR O AZIMUTAL; (l): (l = 0,1,2,3,4,5,...,n – 1), indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Si: l = 0: Subórbita "s" ("forma circular") s proviene de s harp (n ítido). l = 1: Subórbita "p" ("forma semicircular achatada") p proviene de principal. l = 2: Subórbita "d" ("forma lobular, con anillo nodal") d proviene de d ifuse (d ifus o ). l = 3: Subórbita "f" ("lobulares con nodos radiales") f proviene de fundamental. l = 4: Subórbita "g" l = 5: Subórbita "h" 55 III) El NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO; (m ): Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "( m = - l,..., - 2, - 1, 0, + 1, + 2, ...,+ l )". Para cada valor de “ l” hay ( 2 l + 1 ) valores de m . IV) El NÚMERO CUÁNTICO DE S PIN; ( s ): indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2. Tabla 4.3: Números cuánticos Nombre Símbolo Significado orbital Rango de valores Número Cuántico principal n shell o capa 1≤n l subshell o subcapa m energía shift s Spín Número Cuántico Secundario o azimutal ( Momento angular ) Número Cuántico Magnético, ( Proyección de momento angular) Número Cuántico Spin Valor ejemplo n = 1, 2, 3 , … Para n = 3 0 ≤ l ≤ ( n – 1 ) l = 0, 1, 2 s, p , d -l ≤ m ≤ + l 1 1 − y+ 2 2 Para l = 2 m = - 2, - 1, 0, +1, +2 Para un electrón sea: 1 1 s= − ;+ 2 2 56 4.13 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Es el modo en el cual los electrones están ordenados e el átomo. Cumple con la regla del serrucho o de sarrus. Fig. 4.3: Regla del serrucho 4.14 ORBITALES El orbital es la descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región del espacio disponible para un electrón. Cada orbital con diferentes valores de n presenta una energía específica para el estado del electrón. Fig. 4.4: Orbitales 57 CAPÍTULO V 5.1 : TABLA PERIÓDICA CONCEPTO TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Es un esquema donde se encuentran ordenados y clasificados los elementos químicos, de acuerdo a su número atómico y sus propiedades. La tabla periódica es un auxiliar de mucha importancia para muchos estudiantes, profesores y profesionales, ligados a las ciencias y muy especialmente al área de química, pues nos permite conocer las propiedades de un elemento de acuerdo a su ubicación, demos saber si es un metal, no metal o gas noble, del mismo modo su electronegatividad, peso atómico, punto de fusión, punto de ebullición, número atómico, radio atómico, etc. 5.2 DES ARROLLO ATÓMICO DE LA TABLA PERIÓDICA A. JUAN JACO BO BERZELIUS Distribuyó los elementos hasta ese entonces conocidos n metales y no metales (electropositivos y electronegativos). B. WILLIAM PROUT Estableció la hipótesis que: “Propuso el ordenamiento ementos en base al Hidrógeno según la cual las masas atómicas dio eran números enteros y múltiplos de aquel”. Deficiencias : Con el descubrimiento de los isótopos decae esta teoría, sobre todo con los experimentos efectuados por el francés Dumas. 58 C. TRIADAS DE DOBEREINER El alemán Johann Dobereiner, agrupa los elementos de p opiedades similares en conjunto de tres llamados “Triadas”, observando que en cada triada el peso atómico de uno de los elementos era aproximadamente el promedio de los otros dos. Tabla 5.1: Triadas de Dobereiner Elemento P.A Elemento P.A Elemento P.A Elemento P.A Li 7 Ca 40 S 32 Cl 35,5 Na 23 Sr 88 Se 79 Br 89 K 39 Ba 37 Te 127 I 127 Deficiencias : Ø No todos los elementos forman triadas Ø Están ordenados de acuerdo a su número de masa. D. CARACOL TELÚRICO En 1862, el francés Alexandro Beguyer de Chancourtois, hizo un ordenamiento de los elementos graficándolos en la pare e un cilindro en orden creciente a sus masas atómicas promedio en forma de hélice, la que luego dividió en 16 segmentos colocando en cada no de ellos la forma vertical a los elementos de propiedades semejantes a lo cual denominó “Caracol Telúrico”. Fig. 5.1: Caracol Telúrico 59 E. OCTAVAS DE NEWLANDS El Ingles John Newlands, ordena los elementos conocidos en la época en función creciente a su peso atómico, observando que cada octavo elemento tenía propiedades semejantes al primero donde se empezó a contar. Tabla 5.2: Octavas de Newlands ELEMENTO H Li Be B C N O ATÓMICO 1 7 9 11 12 14 16 ELEMENTO F Na Mg Al Si P S 19 23 24 27 28 31 32 PES O PES O ATÓMICO Deficiencias : § Si bien el sistema funcionaba hasta el elemento Potasio, no ocurría así para elementos de mayor peso atómico. § Al descubrirse nuevos elementos y entre ellos los gas nobles, ya no resultaba aplicable la “Ley de las octavas”. 60 F. TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV Y MEYER El ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev y el alemán Julius Lothar Meyer trabajando independientemente lograron establecer una sificación de los elementos casi idénticas. Se establece por primera vez una Ley Periódica , la cual sostiene que “Las propiedades de los elementos dependen de su peso atómico y se repiten sistemáticamente al ordenarlos en función creciente a esta propiedad”. En la tabla periódica de Mendeleiev, existen columnas grupos, donde se hallan los elementos ticales y de propiedades lares. Mendeleiev, en su tabla deja espacios vacíos para los elementos ue según él no habían sido descubiertos, indicando las pr piedades que deberían tener. Al descubrirse nuevos elementos, queda comprobada la genialidad del químico ruso ya que las propiedades por él indicadas resultaban muy cercanas y en algunos casos idénticas las que realmente tenían estos elementos. Por ejemplo : El Escandio, Galio, Germanio y Renio a los que había denominado: EKA - BORO, EKA – ALUMNIO, EKA – SILICIO Y DVI – MANGANESO, respectivamente. En su época Mendeleiev clasificó a 63 elementos que co cía y para predecir las propiedades de los elementos no descubiertos, determinó que las propiedades de los elementos se encontraban re acionadas con los elementos que los circundaban. Deficiencias : Ø Esta tabla no expresa la configuración electrónica de átomos. Ø No consideró la existencia de los gases nobles. 61 Ø La ley periódica de pesos atómicas crecientes no se cumple en algunos casos. Ø Los elementos poseen una valencia, lo cual es falso. Ø Los metales y no metales, no siempre se encuentren clarame e diferenciados, así el Mn ( metal ), se halla en le mismo grupo del Cloro ( no metal ). Tabla 5.3: Predicción según Mendeleiev y Winkler Predicción de Mendele iev Masa atómica Es tab lecido po r Winkler promedio Masa atómica promedio : 72, 6 aproximada : 72 Peso específico aproximado : 5, 5 Peso específico : 5, 35 Fórmula del óxido : EO 2 Fórmula del óxido : GeO 2 El óxido se reducirá fácilmente a El GeO2 se reduce a metal ante la metal. acción del H 2 El Cloruro tiene fórmula ECl4 y será El GeCl4 es un líquido con líquido con una temperatura de temperatura de ebullición de 83 ºC y ebullición de unos 90ºC y peso peso específico de 1, 887. específico aproximado de 1, 9. 62 Tabla 5.4: Tabla Periódica según Mendeleiev Row Group I ----R2O Group II ----RO Group III ----- Group IV RH 4 RO 2 Group V RH 3 R2 O 5 Group VI RH 2 RO 3 Group VII RH R2O 7 1 H=1 2 Li = 7 Be = 9,4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 3 Na = 23 Mg = 24 Al = 27, 3 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35, 5 4 K = 39 Ca = 40 ___ = 44 Ti = 48 V = 51 Cr = 52 Mn = 52 5 (Cu = 63 ) Zn = 65 ___ = 68 ____ = 72 As = 75 Se = 78 Br = 80 6 Rb = 85 Sr = 87 ? Yt = 88 Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 ___ = 100 7 (Ag = 108) Cd = 112 In = 113 Sn = 118 8 Cs = 133 Ba = 137 ?Di = 138 ? Ce = 140 Ta = 182 W = 184 ?Er= 178 ? La = 180 Tl = 204 Pb = 207 Group VIII ----RO 4 Fe = 56, Co = 59 Ni = 59, Cu = 63 Ru = 104 , Rh = 104 Pd = 106 , Ag = 108 9 10 11 (Au = 199) Hg = 200 Os = 195 , Ir = 197, Pt = 198, Au = 199 Bi = 208 U = 240 12 G. Th = 231 TABLA PERIÓDICA MODERNA El inglés Henry Moseley, empleando un tubo de descarga, bombardea con rayos catódicos un blanco metálico usado como ánodo, y comprueba que los rayos X producidos al impactar el haz e rayos catódico , varían su eficiencia en función directa con el número atómico del metal. LEY PERIÓDICA MODERNA: Las propiedades de los elementos dependen de su número atómico y se repiten sistemáticamente al denarlos en función creciente a esta propiedad. 5.3 DES CRIPCION DE LA TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 1. Los elementos se hallan ubicados en orden creciente a u número atómico. 2. Existen columnas verticales o grupos ( I , II, III, IV , V , VI , VII, VIII ) , cada grupo se halla formado por dos subgrupos, tal que estos 63 contienen elementos con propiedades similares. 3. Actualmente los grupos se reconocen por números arábigos ( 1, 2 , 3 , 4 , …, 18 ). Tabla 5.5: Subgrupos de la Tabla Periódica S UBGRUPO A: ELEMENTOS REPRES ENTATIVOS (I A, II A , III A , ……., VIII A) S UBGRUPO B: ELEMENTOS DE TRANS ICION (I B, II B , III B , …….., VIII B) Para los elementos representativos, el número de grupo indica el número de electrones de valencia, estos son los que se hallan en el último nivel de energía. Del mismo modo los grupos en la Tabla Periódica se enu n según números arábigos. ( 1, 2, 3, …………………..15, 16, 17, 18 ) Existen 7 ( 8 ) períodos o filas horizontales. ( 1, 2, 3, 4, 5, 6,7 ) Primer perío do : 2 elementos período corto S egun do pe ríodo : 8 elementos período corto Tercer período : 8 elementos período corto Cuarto período : 18 elementos período largo Quinto período : 18 elementos período largo S exto período : 32 elementos período largo S éptimo período : 32 elementos período largo (con elementos sintetizados ) Octavo período : X elementos período incompleto (elementos supuestos) Los períodos 6 y 7 tienen una prolongación en la parte inferior de 14 elementos cada uno, que en conjunto se les llama TIERRAS RARAS . 64 Período 6 : 14 elementos LANTÁNIDOS Período 7 : 14 elementos ACTÍNIDOS El número de período indica el número de niveles de energía o capas de los átomos. 5.4 PROPIEDADES ATÓMICAS : Entre las más importantes tenemos: A) ELECTRONEGATIVIDAD (EN) : Fué definida por el químico estadounidense Linus Pauli g , como la capacidad que tienen los átomos para atraer electrones. Dio una escala de valores para la Electronegatividad, desde 0, 7 hasta 4, 0 En la tabla por lo general, la electronegatividad aume hacia la derecha y hacia arriba, disminuyendo hacia la izquierda y hacia abajo. Fig. 5.2: Tabla periódica indicando la electronegativi d 65 Fig. 5.3: Tabla periódica indicando la variación de la electronegatividad B) ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (EI) Es la energía mínima necesaria que al entregarse a un mo que se halla en estado basal, éste logra perder el electrón que se hallaba en el más alto estado energético. En la tabla periódica aumenta hacia la derecha y hacia arriba, disminuyendo hacia la izquierda y hacia abajo. Ejemplos : Na + EI ( 119 Kcal / mol ) =======> Na + + e- S + EI ( 239 Kcal / mol ) =======> S+ e- + Fig. 5.4: Tabla periódica indicando la variación de la energía de ionización 66 C) RADIO ATÓMICO (RA): Es la distancia entre el núcleo y el límite de la nube electrónica. En la tabla periódica, el Radio Atómico aumenta hacia en cada grupo y disminuye en cada periodo. Fig. 5.5: Tabla periódica indicando la variación del r dio atómico. 5.5 PROPIEDADES DE LOS METALES Y NO METALES 5.5.1 PROPIEDADES FÍS ICAS Tabla 5.6: Propiedades físicas de los metales y no metales METALES Los metales NO METALES a condiciones de Los no metales pueden ser sólidos ambiente se presentan al estado (carbono), líquidos (bromo) o gases sólido, excepto el mercurio. (oxígeno). 67 Los presentan metales brillo Los no metales no tienen brillo y por lo característico y son opacos. Los son metales conductores del general son transparentes. buenos Los no metales en cambio son malos calor y la conductores. electricidadLos metales son maleables y Los no me tales al estado sólido son dúctiles. quebradizos (azufre). 5.5.2 PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS METALES Y NO METALES Tabla 5.7: Propiedades químicas de los metales y no metales METALES NO METALES Los metales tienen pocos electrones Los de valencia Los metale s áto mo s enlace por tienen áto mos muchos me tálic o s lo baja Los no metales tienen alta electronegatividad al formar Los áto mo s no metálico s al formar general pierden enlace electrones. Los tienen metale s electrones de valencia electronegatividad Los no por lo general ganan electrones. me tálico s se hallan Los áto mo s no metálico s se hallan unidos por el enlace metálico. unidos por enlace covalente. 5.6 FAMILIAS QUÍMICAS : Constituyen los subgrupos « A » de la tabla periódica, siendo una familia química el conjunto de e ementos cuyas propiedades físicas y químicas son afines. 68 Sub - grupo A: IA : Alcalinos IIA : Alcalinos térreos IIIA : Térreos o boroides IV : Carbonoides V : Nitrogenoides VI : Anfígenos, oxigenoides, calcógenos, chalcoides. VII : Halógenos VIII : Gases Nobles, aerógenos, gases inertes, gases raros. Sub - grupo B: IB : Elementos puente IIB : Metales nobles IIIB : Familia del Escandio IVB : Familia del Titanio VB : Familia del Vanadio VIB : Familia del Cromo VIIB : Familia del Manganeso VIIIB : Elementos Ferromagnéticos 69 CAPÍTULO VI 6.1 : QUÍMICA NUCLEAR LAS REACCIONES NUCLEARES : En las reacciones químicas ordinarias, los átomos y moléculas interaccionan logrando un reordenamiento de sus nubes electrónicas, rando nuevas sustancias; en estas reacciones los núcleos atómicos no sufren ninguna modificación en su estructura. Las reacciones nucleares en cambio, son aquéllas donde se origina rompimiento de los núcleos atómicos, generándose produ s de reacción que son elementos diferentes a los que reaccionaron. Algunas reacciones nucleares ocurren espontáneamente, mo en la reactividad, donde se verifica la desintegración de nú eos individuales a una velocidad que no es alterada por factores como presión y temperatura. La mayoría de reacciones nucleares conocidas, sin embargo, son el resultado de la interacción de dos núcleos atómicos o del impact de una partícula subatómica contra un núcleo, en este caso si son alteradas por las variaciones de energía. El estudio de las reacciones nucleares se inicia en 1919, a partir de los experimentos realizados por Ernest Rutherford, quien logra la primera transmutación artificial, al bombardear nitrógeno con artículas alfa, comprobando que se producían protones y oxígeno de acuerdo a la reacción: 14 7 6.2 N + 4 2 a ====> 17 8 O + 1 1 p RADIACTIVIDAD: Es un fenómeno que se produce cuando, debido a la inestabilidad del núcleo, este se fracciona produciendo nuevos núcleos, emisión de partículas y emisión de energía. 70 La radiactividad, se manifiesta de dos formas: A) Radiactividad natural: Descubierta en forma casual por Henry Becquerel en 1896, es la desintegración en forma espon ánea de los núcleos, emitiendo partículas, nuevos núcleos y energía. Carac terís ticas de las emis io nes radiactivas : Ø Ionizan el medio que los rodea. Ø Producen brillo en pantallas fluorescentes, como el ZnS. Ø Presentan un poder de penetración característico. Ø Presentan tres tipos de emisiones llamadas: radiacione alfa, beta y gamma. Des viación de las emis iones radiactivas , bajo la acc ió de un campo elé ctrico . Fig. 6.1: Desviación de las emisiones radiactivas 71 B) Efecto s bio lóg ico s de la radiació n Fig. 6.2: Efectos biológicos de las radiaciones Tabla 6.1: Características de la radiaciones RADIACIÓN NATURALEZA RADIACIÓN RADIACIÓN RADIACIÓN ALFA (a ) BETA (b) GAMMA (g) Corpuscular Corpuscular No corpuscular Son núcleos de Son electrones Radiación helio (heliones) o electromagnética partículas alfa. PODER DE Muy baja Baja Alta 4, 0026 u.m.a. 1 u.m.a. 1836 ≈0 +2 - 0 Vα = 20 000 km/s Vβ = 270 000 km/s c = 300 000 km/s Alta Baja Muy baja PENETRACIÓN MASA CARGA RELATIVA 1 VELOCIDAD DE S ALIDA DEL NÚCLEO PODER IONIZANTE 72 Tabla 6.2: Efecto biológicos de las radiaciones. Radiació n Efecto s bio lóg ico s Por su bajo poder de penetración y corto alcance (reco ALFA (a ) sólo 4 a 5 cm en el aire), no dañan a la materia viva. Cuando se ingiere elementos radiactivos ( uranio, radio, radón, etc) en los alimentos o al respirar el aire contaminado, se acumula generando células cancerosas, posee alto poder ionizante. Produce mayor daño sobre la superficie de la materia v va (debido a su mayor poder de penetración), causando BETA (b ) quemaduras sobre la piel y ojos como los rayos ultravioleta del sol. Producen cáncer a la piel (exposición prolongada). Llega a los órganos internos por ingestión. Por su elevado poder de penetración, causan mucho daño a la materia viva. GAMMA (g) Produce quemaduras internas, esterilización y mutación de genes (mutaciones genéticas). Se utiliza para destruir células cancerosas. Por ejemp el (Co-60) por el método de baños de cobalto. 6.3 NUCLEIDO: Es un tipo de átomo caracterizado por un definido núme o de protones y neutrones. Se conocen unos 1600 nucleidos. 73 6.4 ECUACIONES NUCLEARES : Las reglas que se enumeran a continuación, resumen la orma correcta de escribir e interpretar una ecuación nuclear, la cual e resa simplificadamente lo que ocurre en una reacción nuclear. 1. Cada nucleído tendrá un superíndice que es su número másico y un subíndice que es su número atómico. 2. Un protón libre se representa como 11 H o 1 1 p , ya que es el núcleo del isótopo más ligero del hidrógeno. 3. Un neutrón libre se representa como 10 n 4. Un electrón libre se designa como 0 −1 e o 0 −1 b , ya que las partículas beta menos (-) son electrones de alta velocidad. 5. Al positrón o partículas beta más (+) se le designa: 6. Una partícula alfa se designa como: 4 2 a o 4 2 0 +1 0 e o +1 b He 7. La radiación gamma (γ) tiene número másico cero y carga cero. 8. El neutrino se representa por 0n 9. El Deuterón se representa por 10. El Tritión se representa por +1 g 0 0 +1 H 0 H 3 2 o d o t 11. La ecuación nuclear debe estar balanceada, tal que la uma de superíndices tanto como subíndices debe ser igual en ambos miembros. Ejemplos: 238 92 U ====> 238 90 Th + 4 2 212 83 He Bi ====> 212 84 Po + 0 −1 e En los procesos nucleares donde se da el inicio con pa tículas ligeras y se logra la expulsión de otras partículas ligeras productos, se pueden representar de dos formas: X + a ====> Y + b ó X(a,b)Y 74 Donde: X =Nucleído inicial a = Partícula de bombardeo Y = Nucleído final b = Partícula producto Ejemplos: 6.5 9 4 Be + 4 2 14 7 N + 1 1 55 25 Mn + He ====> H ====> 2 1 12 6 11 6 H ====> C + 1 0 C + 55 26 4 2 n Be 9 ( a , n ) C 12 He N 14 ( p , a ) C 11 Fe + 2 01 n Mn 55 ( d , 2 n ) Fe 55 PRINCIPALES FORMAS DE DES INTEGRACIÓN NUCLEAR: a) Des integració n alfa: Cuando el radionucleído emite una partícula alfa, el número atómico disminuye en 2 unidades y el número de se reduce en 4 unidades. A Z X ====> A−4 Z −2 226 88 Ra ====> 222 86 Y + 4 2 a Ejemplo: Rn + 4 2 a b) Des integració n beta: El radionucleído puede emitir partículas beta negativas o negatones y beta positivas o positrones, e ambos casos la masa de la partícula emitida β- o β + posee una unidad fundamental de carga + o – y su masa es igual a la de los electrones. ====> p n + + b − p+ ====> n + b + Ejemplos: 114 49 In ====> 114 50 Sr + b − 40 21 Sc ====> 40 20 Ca + b + 75 c) Emis ión g amma: La radiación gamma se presenta en la mayoría de los casos en combinación con una desintegración alfa, beta, debido a que luego de uno de los procesos, el núcleo hijo quedó en un estado excitado y fugazmente pasará a su estado fundamental con emisión de rayos gamma. Al ocurrir emisión gamma no habrá variación de 6.6 ni de A. LA FIS IÓN NUCLEAR La fisión nuclear es un proceso que ocurre sólo en núcleos muy pesados, consiste en la división o fragmentación de un núcleo e dos o a veces en más partes, por cada núcleo fisionado se libera una en rgía del orden de 200 MeV. Otto Hans y Fritz Strassman, fueron los primeros en descubrir el fenómeno de fisión en el año 1939, para tal efecto bombardearon U 235 con neutrones neutros, obteniendo como productos Ba 144 y Kr 89, seg n la ecuación: 235 92 U + 1 0 n ====> 144 56 Ba + 89 36 Kr + 3 01n Para una pequeña masa de material fisionado, la energí liberada es enorme. Fig 6.3: Fisión nuclear 76 6.7 LA FUS IÓN NUCLEAR Es aquella reacción nuclear donde a partir de núcleos igeros se obtienen núcleos pesados y un desprendimiento correspondiente de energía. Para que ocurra la fusión, es necesario que la energía cinética de los componentes de la reacción química sean suficientement altas para poder vencer las fuerzas electrostáticas de repulsión, para o cual se hace necesario elevadas temperaturas, del orden de 107 ºC. La reacción de fusión conocida, que libera mayor cantidad de energía es aquélla donde de cuatro protones se genera un núcleo de helio. 4 11 H ====> 4 2 He + 2 0 +1 e Fig 6.4: Fisión nuclear 6.8 VIDA MEDIA O PERÍODO DE S EMIDES INTEGRACIÓN Se refiere al tempo necesario para que se desintegre la mitad de los núcleos radiactivos contenidos en una muestra radiactiva. 77 Tabla 6.3: Vida media de semidesintegración Radio núclido Tc – 99 Vida media ( t ½) 6 horas Aplic aciones Tratamiento de cáncer, imágenes de tejidos. Tl – 201 74 horas Tratamiento del corazón, imágenes del corazón. I – 131 8 días Tratamiento de afecciones a la tiroides. P – 32 14, 3 días Tratamiento de osteoporosis. Co – 60 5, 27 días Tratamiento de cáncer. C – 14 5730 años Determinación de antigüedad de fósiles. K – 40 U – 238 6.9 9 Determinación de fechado de rocas. 9 Determinación de la edad de la tierra. 1, 3 x 10 años 4, 5 x 10 años US OS Y APLICACIONES DE LOS RADIOIS ÓTOPOS En la agricultura se mejora las cosechas obteniéndose iedades de especies por mutaciones genéticas. En este caso es útil la radiación gamma, también se pueden preservar los alimentos con radiaciones γ o β (provenientes del Co – 60 y Cs – 137). En el control de plagas, la radiación gamma se usa para esterilizar el macho de la mosca gusanera, evitándose, de esta forma, el uso descontrolado de insecticidas y plaguicidas (por se contaminantes). El diagnóstico médico también se desarrolla gracias a a actividad de los radioisótopos, estos deben tener un tiempo de vida medio muy corto y ser emisores de radiación gamma. Por ejemplo: 78 Se puede determinar la deficiencia de funcionamiento de la glándula tiroides (I- 131); se detecta si el tejido cardíaco ha muerto desp e un ataque al corazón y la sangre fluye libremente por los conductores coronarios (Tl – 201), se localizan tumores cerebrales (As – 74); se obtienen imágenes y detectan males del hígado, pulmón, páncreas, etc, a tr és de gammagrafías (Tc – 99). En radioterapia, los radioisótopos cumplen un papel mu importante ya que son usadas para el tratamiento de más de una enfermedad. 79 CAPÍTULO VII 7.1 : ENLACES QUÍMICOS ENLACES QUÍMICOS : El enlace químico se define como la unión establecida entre átomos, iones o moléculas. Debido a que se comparten electrones o a la existencia de fuerzas atractivas de naturaleza eléctrica, para forma una entidad de orden superior como una molécula o una estructura cristalina. 7.2 REPRES ENTACIÓN DE LEWIS La Es tructura de Lewis , o puede ser llamada diagram a de p unto , m o de lo de Le wis o re pres e ntación de Le wis , es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Diagrama de se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinaci n. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo int ujo por primera vez en 1915 en su artículo La m olé cula y el átom o . Tabla 7.1: Estructura de Lewis ELEMENTOS REPRES ENTATIVOS GAS ES NOBLES GRUPO NOTACIÓN DE LEWIS IA E. IIA .E. IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA . . .. .. .. .. .E. .E. .E. :E . :E : :E: . . . . .. 80 7.3 REGLA DEL OCTETO La reg la del o cteto , enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una canti de 8 electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de u gas noble, ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y so inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro eleme o pese a que son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el mportamiento y las propiedades de las moléculas. Exc ep ciones a la regla d e l octeto Existen compuestos estables que tienen como átomo cent al a uno con menos de ocho electrones. Tal es el caso de algunos compuestos boro, como el trifloruro de boro. El boro tiene tres electrones de valencia, que al compartirse con los electrones del flúor completa seis electrones a su alrededor. Estructura de Lewis del trifluoruro de boro ( BF3 ) Fig . 7.1:Trifluo ru ro de Bo ro La regla del octeto no se cumple en una gran cantidad compuestos, como en aquéllos en los que participan el boro o el be ilio a los que se les llama compuestos deficientes de e lectron es , porque tienen menos electrones de valencia que un octeto. Existen otros compuestos moleculares en los cuales alg no o algunos de sus átomos tienen con más de ocho electrones a su alre dor. El fósforo y el azufre son dos ejemplos. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y el azufre seis. Cuando se combinan con algún elemento de la familia de los 81 halógenos (flúor, cloro, bromo y iodo) pueden comparti diez (Ej. PF5 ) y hasta doce electrones. (SCl6). Estructura de Lewis del Pentacloruro de fósforo y del Hexafluoruro de azufre. Fig. 7.2: Pentacloruro de fósforo y del Hexafluoruro de azufre A esta situación se le conoce como expans ió n d el o cteto . 7.4 ENLACES IÓNICOS O ELECTROVALENTES Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una diferencia de electronegatividad de 1,7 ó mayor. Este tipo de enlace fue propuesto por W. Kossel en 1916. Este enlace se produce cuando áto mo s de elementos metálico s (especialmente los situados más a la izquierda en la t la periódica períodos 1, 2 y 3) se encuentran con áto mo s no metálico s (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a l átomos del no metal, transformándose en iones po s itivo s y neg ativo s , respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces n compuesto s. En una unión de dos átomos por enlace iónico, un elect ón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo: 82 NaCl ? Na+ + Cl- De esta manera se forman dos iones de carga contraria: n catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción elect omagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones. En la solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como "Na+ + Cl-" mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan "Na+Cl-" o simplemente "NaCl". Fig. 7.3: Enlace iónico 7.4.1 CARACTERÍS TICAS DE LOS ENLACES IÓNICOS : Ø Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son: Ø Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico. Ø Altos puntos de fusión y ebullición. Ø Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII. Ø Son solubles en disolventes polares y aun así es muy baja. Ø Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad. Ø En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como 83 parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvem s sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño cir uito, se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello este funciona. Ejemplo: Fig. 7.4: Enlace iónico por transferencia de electrones 7.5 ENLACE COVALENTE Un enlace co valente se produce por compartición de electrones entre dos átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividad entre l átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces co valente s se suelen producir entre elementos gaseosos no metales. A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el lace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos po ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más 84 electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico del átomo en cuestión. Entre los dos átomos puede compartirse uno, dos o tres electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple. Fig. 7.4: Enlaces covalentes 7.5.1 TIPOS DE ENLACE COVALENTE A) ENLACE COVALENTE POLAR: En este caso, los átomos son de elementos diferentes y como regla, la diferencia de electronegatividad debe ser menos de e1,7. En la interacción, el átomo más electronegativo atraerá con mayor fuerza los electrones de valencia del otro, pero no ll ganarlos, compartiéndose uno o más pares de electrones. La moléc la es polar, debido a que su nube electrónica se halla desplazada hacia el átomo más electronegativo. Ejemplo: 85 Fig. 7.5: Enlace covalente polar B) ENLACE COVALENTE PURO O APOLAR: Se forma entre átomos de igual electronegatividad (el mismo elemento). átomos Los interaccionar atraerán con igual fuerza los electrones generando de valencia, moléculas apolares es decir cuya nube electrónica es uniforme. Debes tener en cuenta que en algunos casos, resultan moléculas apolares siendo átomos enlazados de elementos diferentes; es el caso del CCl4 , donde la molécula es apolar debido a que tiene simetría. Fig. 7.6: Enlace covalente apolar C) ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO: Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, recepto r. 86 El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (? ) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dir ge hacia el que no aporta ninguno. Un ejemplo de enlace coordinado lo tenemos cuando se forma el catión amonio, NH4+, a partir del amoniaco,NH3, y del ion de hidrógeno, H+. En la reacción anterior, el amoniaco se une con un pro ón H+ para formar el ion amonio, NH4+. El amoniaco aporta un par de electrones que son compartidos por el ion H+, el cual adquiere de esta forma la configuración estable del gas noble He. Fig. 7.7: Enlace covalente coordinado o dativo D) ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES : En el caso de las moléculas de Cl2 e H2, únicamente se comparte un par de electrones entre los dos núcleos; esto se conoce como un enlace covalente s encillo . En otras moléculas se comparte más de un par de electrones entre dos núcleos y estos enlaces se denominan enlaces covalentes múltip les . Podemos encontrar dos tipos de enlaces múltiples: enlaces covalente dobles y enlaces covalentes triples. Enlace Cov alente Dob le Un doble enlace se forma cuando se comparten cuatro el ctrones entre dos átomos. Por ejemplo, en la molécula de oxígeno (O2). Cada O tiene la siguiente configuración electrónica: O: 1s2 2s2 2p 4 Para que un átomo de oxígeno sea estable debe adquirir la configuración electrónica del gas noble posterior (Neó ). Ya que el 87 oxígeno tiene seis electrones en la capa de valencia, se completa el octeto cuando se comparten cuatro electrones que forma un doble enlace. Fig. 7.8: Enlace doble del oxígeno que también se puede representar como: Enlace Cov alente Trip le La molécula de nitrógeno N2 esta constituida por un triple enlace ya que ambos nitrógenos comparten seis electrones, siendo éste un ejemplo de un enlace covalente múltiple. Una molécula diatómica de N2 posee un enlace covalente triple, es decir, se comparte seis electrones en un enlace covale triple. La configuración electrónica de un átomo de nitrógeno es: N: 1s2 2s2 2p3 Para que un átomo de N obtenga la estabilidad de una configuración de gas noble, debe compartir tres de sus electrones co otro átomo de N. Los cinco electrones más los tres electrones com rtidos le dan a cada átomo de N la configuración del gas noble Ne. Fig. 7.9: Enlace triple del nitrógeno que también se puede representar como: Uno de los enlaces más fuertes que se conocen es el triple enlace en el N2. Un enlace múltiple es más fuerte que uno simple o uno doble entre los mismos dos átomos. No todos los átomos de los no metales pueden formar enlaces covalentes múltiples. El O, N, C, P y S son ejemplos de átomos que 88 con más frecuencia forman enlaces múltiples. Los átomos como el H o los halógenos únicamente comparten un electrón; consecuencia, éstos no forman enlaces covalentes múlti 7.6 en s. ENLACE METÁLICO Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre cationes y los electrones de valencia) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodea por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que oto a éste las propiedades eléctricas y térmicas. 7.6.1 CARACTERÍS TICAS DE LOS METALES Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace metálico. Entre ellas destacan: 1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el urio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. 2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elev s (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia menor). 3. Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos. 4. Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura). 5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en for a de calor. 6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efect fotoeléctrico. 89 El enlace metálico es característico de los elementos álicos, es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos la misma especie. Los átomos, al estar tan cercanos uno de otro interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales ubes. Estos electrones libres son los responsables que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que s se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Presentan brillo y son maleables. Fig. 7.10: Enlace metálico 7.7 ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO Un enlace p or puente de hidróg eno es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo - dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confun se con un enlace covalente a átomos de hidrógeno). 90 Fig. 7.11: Enlace por puente de hidrógeno 7.8 GEOMETRÍA MOLECULAR Y TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO La geometría molecular es la forma de una molécula determinada por las posiciones relativas de los núcleos atómicos. Teoría de la repulsión de pares de electrones de la ca de valencia (RPCV) p re dice la s form as de las m oléculas y los ione s e n los cuale s los pare s de e le c trones e n la capa de vale ncia e s tán acom odados a lre de do r de l áto mo, de m od o qu e los pare s e lectrónicos s e co ns ervan ta n pue de n uno del o tro, m inim izando as í la s re puls ione s e n tre e llos . Para predecir las posiciones relativas de los átomos alrededor de un átomo dado, empleando la teoría RPCV, primero se debe consid ar la acomodación de los pares electrónicos de la capa de valencia alrededor del átomo central. Alguno de estos pares electrónicos son es enlazantes y otros, pares no enlazados. La dirección en el espacio los pares enlazantes da la geometría a la molecular. 91 Tabla 7.2: Geometría molecular Pares de e le c tro ne s To tal De en lace So litario s 2 0 No tac ión Ge o me tría Áng ulo s RPCV mo le cular de e n lace AX2 X __A __X Eje mplo 180º BeCl2 à 120º BF3 à 120º SO2 à 109,5º CH4 à 107º NH3 à 105º H2O à Cl _Be_Cl Lineal 3 0 AX3 2 1 AX2E 4 0 AX4 Plana trigonal Angular Tetraédrica 3 1 AX3E 2 2 AX2E2 Piramidal trigonal Angular 7.9 HIBRIDACIÓN La hibridación consiste en una mezcla de orbitales puros en un estado excitado para formar orbitales híbridos equivalentes con orientaciones determinadas en el espacio. 92 Fig. 7.12: Tipos de hibridación 93 CAPÍTULO VIII 8.1 : ESTADO GAS EOS O ¿ QUÉ ES UN GAS? Es toda sustancia (elemento o compuesto) que a condiciones de ambiente no presenta forma ni volumen definidos, ello se debe a que las fuerzas repulsivas intermoleculares son de mayor intensidad que las fuerzas atractivas. A veces suele confundirse un gas con un vapor, pero este último, si bien no tiene forma ni volumen definidos, a condiciones de ambiente se presenta generalmente como líquido. 8.2 PRINCIPALES PROPIEDADES DE LOS GAS ES Ø Expans ibilidad: Expresa la propiedad que tienen los gases de ocupar todo el volumen disponible. Ø Fluidez: Los gases se deforman fácilmente, no presentando form propia, sino que se adaptan a la del recipiente que lo contiene. Ø Co mpres ibilid ad: Los gases disminuyen sus dimensiones con mucha facilidad por el efecto de la presión. Ø Elas ticidad: Una vez que cesa la causa deformadora, los gases tratan de recuperar sus dimensiones originales. Ø Difus ibilidad : Los gases a gran velocidad atraviesan materiales porosos, pequeños orificios, delgados tubos capilares incluso otro medio gaseoso. 8.3 TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR (TCM) Esta teoría pretende explicar las propiedades que presentan los gases desde un punto de vista submicroscópico, es decir a escala molecular. Ø Todo gas se halla formado por moléculas, el volumen de cada molécula es despreciable en comparación con le volumen de toda la masa gaseosa. 94 Ø Las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento el cual es caótico y desordenado, chocando continuamente entre sí y con las paredes del recipiente. Ø Los choques moleculares son de tipo elástico, es decir que antes y después de cada choque la molécula tiene la misma velocidad. Ø La presión que ejerce un gas se debe a los choques moleculares y tiene igual valor en cualquiera de sus puntos. Ø La temperatura indica la velocidad de las moléculas y tá en función de la energía cinética molecular promedio. Ø Para un volumen determinado de una masa gaseosa. GAS IDEAL: Es un modelo teórico de gas, que cumple aproximadament de la Teoría cinética molecular. GAS REAL: Es todo gas que existe en la naturaleza, estos gases a bajas presiones y altas temperaturas tienen un comportamient muy aproximado de gas ideal. 8.4 ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES (CLAUS IUS) En un proceso gaseoso la presión absoluta de una misma masa gaseosa, es inversamente proporcional a su volumen y es directamente proporcional a su temperatura absoluta. P 1V T1 1 = P 2V T = 2 2 P 3V T 3 = ......... = 3 P nV T n n Si multiplicamos a los denominadores (antecedentes) por m (masa) y aplicamos: D= m V 8.5 VARIABLES DE ES TADO P1 = P2 T 1D1 T 2 D2 = P3 T 3D3 = ......... Pn T n Dn 95 8.6 ECUACIÓN UNIVERS AL DE LOS GAS ES IDEALES (CLAPEYRON) Llamada también ecuación de Estado, es una expresión matemática aplicable a los procesos generales donde varían simu áneamente la presión, el volumen y la Temperatura del gas en función de su masa PV=RT n …………. ( 1 ) Donde: P = presión absoluta (atm, mm Hg, Torr) V = volumen (L, pie3 ) T = temperatura (K o R) n = número de mol-g ó mol Lb R= Constante universal de los gases: Cuando la presión está en atmósferas, R: 0,082 atm. L/mol. K , Cuando la presión está en mm Hg, R: 62,4 mm Hg.L/mol.K Cuando la presión está en Torrecelli, R: 62,4 Torr.L/mol.K Pero: n= w M = N o moléculas …………. ( 2 ) 6, 023 x 10 23 Remplazando (2) en (1) y despejando W y #moléculas tenemos las siguientes expresiones: PV = RT ( PV = RT ( w ) M ⇒ # moléculas ) 6,023x 10 23 w= ⇒ PV M RT # moléculas = 6, 023 x 10 23 PV RT 8.7 PROCES OS GAS EOS OS RESTRINGIDOS Son cambios que experimenta un gas, manteniendo constante a de la masa, cualquiera de las variables P, V ó T 96 8.8 PROCES O IS OTÉRMICO (T = cte): Ley de Boyle y Mariotte o Ley de las Isotermas. “A temperatura constante, el volumen de una misma masa gaseosa es inversamente proporcional a la presión absoluta”. PV = K Si T = constante, En general: P1 V1 = P2 V2 = P3 V3 8.9 PROCES O IS OBÁRICO (P =cte): Ley de Charles “A presión constante. “El volumen de una misma masa gaseosa es directamente proporcional a la temperatura absoluta” V T 1 1 = V 2 = V 3 = ...... V n n T2 T3 8.10 PROCES O IS OCÓRICO o IS OMÉTRICO (V =cte): Ley de Gay Lussac (Ley de las Isócoras) “A volumen constante, la presión absoluta de una misma masa gaseosa es directamente proporcional a la temperatura absoluta”. P T =K Si V = constante En general: P T 1 1 w= = P T 2 2 = PV M RT P T 3 3 97 CAPÍTULO IX: COMPOS ICIÓN CENTES IMAL Y FÓRMULAS QUÍMICAS 9.1 COMPOS ICIÓN CENTES IMAL: (CC) Nos indica el porcentaje en peso que aporta cada elemento por una mol-g de sustancia. Ejemplo: Hallar la composición centesimal del SO3 . S o lució n: 1 mol-g SO3 ====> 1 at-g S =====> 3 at-g O WT = 80 g ====> WS = 32 g ====> WO = 48 g %WS = 32 g . 100 = 40 % 80 g %WO = 48 g . 100 = 60 % 80 g CC (SO3) : 40 % S y 60 %O 9.2 FÓRMULA EMPÍRICA: (FE) Se obtiene de simplificar la fórmula molecular; nos in de combinación de los átomos para formar un compuesto la relación mínima molécula. Ejemplo: Si un compuesto presenta un 25% de hidrógeno y 75% de carbono, determinar la fórmula empírica del compuesto. S o lució n: %C = 75% FE = C x H y %H = 25% x= 75 6, 25 = =1 12 6, 25 y= 25 25 = =4 1 6, 25 Por lo tanto la fórmula empírica es = CH 4 9.3 FÓRMULA MOLECULAR: (FM) Es la fórmula real o verdadera que nos indica la combi real de los átomos para formar un compuesto o molécula. 98 n= M M FM y FM = n (FE) FE Ejemplo: Un compuesto binario está formado por hidrógeno y nitrógeno en el cual, solo hay 12, 5%de hidrógeno. Si un mol de la sustancia tiene una masa de 32 g, determinar su fórmula verdadera. S o lució n: %N = 87, 5% FE = N x H y %H = 12, 5% x= 87,5 6, 25 = =1 14 6, 25 y= 12,5 12,5 = =2 1 6, 25 Por lo tanto la FE = NH 2 Aplicando las fórmulas: n = n= M M FM y FM = n (FE) FE 32 =2 16 FM = 2 (FE) ====> FM = 2 ( NH2 ) FM = N2H4 99 CAPÍTULO X : REACCIONES QUÍMICAS 10.1 REACCIONES QUÍMICAS Es el proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos o reactantes, se transforman en otras llamadas productos, los cuales dependerán de las condiciones en las que se realiza dicho proceso. Ø Las evidencias que indican la realización de una reacción química son: Ø Variación de olor, color, sabor. Ø Variación energética de las sustancias comprometidas e el proceso. Ø Liberación de gases. Ø Formación de precipitados (sustancias que se dirigen a fondo del recipiente por la gravedad) 10.2 ECUACIÓN QUÍMICA Es la representación simbólica de una reacción química que muestra las cantidades relativas de las sustancias que reaccionan s reactivos) y de las sustancias que se obtienen (los productos). Ejm: C3 H8 + 5O2 ===> 3CO2 + 4H2O 10.3 TIPOS DE REACCIONES : Las principales reacciones químicas las podemos clasificar de la siguiente manera: A) S EGÚN LA FORMA DE OBTENER PRODUCTO A.1 ADICIÓN, COMBINACIÓN, COMPOS ICIÓN O S ÍNTES IS : Si dos o más reactantes generan un solo producto. SO 3 + H2O ======> H 2 SO 4 A.2 DES COMPOS ICIÓN: Un solo reactante origina varios productos. ? CaCO 3(s) ======> CaO (s) + CO 2 (g) 100 A.3 S US TITUCIÓN S IMPLE: El elemento más activo desplaza a otro menos activo para ocupar su lugar. Zn (s) + 2 HCl (ac) =====> ZnCl2 (ac) + H 2 (g) A.4 DOBLE S US TITUCIÓN O METÁTES IS : Relacionado con su actividad química, el elemento más activo desplazará al menos activo y éste ocupará el lugar del que lo desplazó. Pb(NO3)2 + B) KI ===> KNO3 + PbI2 ? S EGÚN EL TIPO DE COMBUSTIÓN: Cuando un combustible se quema por acción del oxígeno del aire, liberando energía en forma de luz o calor. B.1 COMBUSTIÓN COMPLETA: El combustible se mezcla con el carburante (O2) generando dióxido de carbono y agua. C3H8(g) + 5 O2(g) =====> 3 CO2(g) + 4 H2O(g) B.2 COMBUSTIÓN INCOMPLETA: En esta combustión se produce carbono (C), monóxido de carbono y vapor de agua. 4 CH4(g) + 5 O2(g) ======> 2 CO(g) + C) 2C(s) + 8 H2O(l) S EGÚN LA VARIACIÓN DE LAS ENTALPÍAS : C.1 EXOTÉRMICAS : Durante la reacción se libera energía. C(s) + O 2(g) ======> CO2(s) + 390 kJ/mol C.2 ENDOTÉRMICAS : Durante la reacción se libera la energía. CaCO3 D) + 177,8 kJ/mol ===> CaO + CO2 OTROS REACCIONES D.1 ACUOS AS : Pb(NO3)2(ac) + KI (ac) ======> PbI2 ? + KNO 3(ac) 101 D.2 FOTOQUÍMICAS : Cuando el factor energético es la luz, que da la energía necesaria para que la reacción se lleve a cabo. hν 6CO2 + 6H2 O =======> C6 H12 O6 + 6O2 ? D.3 DIS MUTACIÓN, DES PROPORCIÓN O AUTOREDOX: El mismo elemento se oxida y se reduce simultáneamente. ? 2 KClO3 ======> 2 KCl + 3 O2 ? D.4 NEUTRALIZACIÓN: Cuando reaccionan un ácido y una base, dando como resultado una sal y agua. 2 HCl(ac) + Mg(OH) 2(ac) ======> MgCl2(ac) + 2H2O(l) 10.4 BALANCE DE ECUACIONES : A) BALANCE POR TANTEOS O POR S IMPLE INSPECCIÓN: Este método exige mucho trabajo de inspección visual. Se debe igualar, el número de átomos de todos los elementos del primer miembro con l del segundo miembro de la ecuación química. B) BALANCE REDOX: Son aquellas que ocurren mediante transferencia de electrones, es decir hay átomos que pierden electrones (oxidación) y átomos que ganan electrones (reducción). Oxidación - 5 -4 -3 -2 e electrones) -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 Reducción (Gana electrones) 102 10.5 ES TADO DE OXIDACIÓN: Llamado también número de oxidación, es la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias. 10.5.1 REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tien átomo Hay varias reglas para determinar el estado de oxidación de cada ion: * El estado de oxidación de átomos neutros es igual a cero. * En las moléculas formadas por átomos del mismo eleme (por ej. Cl2) el número de oxidación es cero. * En las moléculas neutras, la suma de los estados de idación da cero. * En las moléculas cargadas (iones poliatómicos), la suma de los estados de oxidación coincide con la carga total de la molécula. * El flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 (se trata del elemento más electronegativo). * El oxígeno suele tener un estado de oxidación de -2, excepto en varios casos: - En el caso de que haya flúor, que tendrá estado de oxidación -1. - Cuando hay enlaces entre dos átomos de oxígeno; un oxígeno neutraliza la carga del otro. 103 - En peróxidos, por ejemplo, el agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), H2O2, en donde tenemos O22-, por lo que se considera que el átomo de oxígeno tiene un estado de oxidación d -1. - En superóxidos; -1/2. * Los iones del grupo 1 tienen un estado de oxidación 1 en sus compuestos. * Los iones del grupo 2 tienen un estado de oxidación de +2 en sus compuestos. * Los halógenos tienen normalmente un estado de oxidación de -1 (salvo cuando están con otros átomos tan electronegati os como ellos, como el oxígeno u otros halógenos). * El hidrógeno tiene estado de oxidación de +1, excepto cuando forma hidruros metálicos. 104 CAPÍTULO XI : CANTIDADES QUÍMICAS 11.1 CANTIDADES QUÍMICAS Son parámetros o variables que nos relacionan la masa una sustancia y la cantidad de especies químicas (átomos neutros carga s o iones, moléculas, iones poliatómicos), protones, neutrones presentes en dicha masa. 11.2 PES O ATÓMICO: ( PA ) Es un conjunto de compuestos que tienen propiedades análogas, en virtud a que se generan por un mismo grupo funcional. Ejemplos: óxidos, hidróxidos, ácidos, etc. Ejemplos: Pesos atómicos: H = 1 ; N = 14 ; S = 32 ; C =12 ; Ag = 108 ; P = 31 11.3 PES O MOLECULAR: ( M ) Es el peso relativo de las moléculas de una sustancia, se calcula sumando los pesos atómicos de los átomos que conforman el compuesto o molécula. M = ∑ PA Ejemplos: M H2O = 2 PA(H) + 1 PA(O) = 2(1) + 1 (16) = 18 uma. M C2H5OH = 2PA(C) + 6PA (H) + 1PA (O) = 2(12) + 6(1) + 1(16) = 46 uma. No ta: Pes o fó rmula (PF): Se utiliza sólo para compuestos iónicos como los óxidos, hidróxidos y sales. PF = ? PA PF = M ( numéricamente ) Ejemplos: El PF de NaCl = 58, 5 uma = M El PF de Ca3(PO4)2 = 310 uma = M 105 11.4 MOL: Es una cantidad de sustancia que contiene 6, 023x1023 unidades estructurales o partículas de dicha sustancia. Ejemplos: 1 mol átomo de Au = 6, 023x1023 átomos de Au 1 mol moléculas de H2O = 6, 023x1023 moléculas de H2O 1 mol de electrones = 6, 023x1023 electrones. 11.5 NÚMERO DE AVOGADRO: (NA): 1 NA = 6, 023x1023 11.6 ÁTOMO GRAMO DE UN ELEMENTO: Es la cantidad en gramos del elemento numéricamente igual a su masa atómica. 11.7 VOLUMEN MOLAR (Vm): Cuando se tiene una mol de cierto gas y se halla en condiciones normales ( P = 1 atm y T = 0º C), el vo umen que ocupa este cierto gas, se nombra como volumen molar y es igual a Vm = 22, 4 L. 106 CAPÍTULO XII : ES TEQUIOMETRÍA 12.1 DEFINICIÓN La estequiometria, (del griego s toicheion: elemento básico constitutivo y m e tron: medida), es el término utilizado por los químicos para referirse a todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas para balancear ecuaciones químicas. En el estudio de los cálculos estequiométricos se requiere conocer fundamentalmente: Las masas relativas de los átomos Conceptos de mol y Número de Avogadro. Balanceo y tipos de ecuaciones químicas. 12.2 LEYES PONDERALES A) LEY DE LA CONS ERVACIÓN DE LA MAS A (LAVOIS IER, 1789): La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea su transformación que ocurra dentro de él, esto es: la ma a de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción. Ejemplo: En la síntesis del agua se verifica que: 2H2 Rel. en moles + O 2 ====> 2H2O 2 mol 1 mol n. M H2 n. M O2 n. M H2O 1(32) g 2(18) g Relación en masa 2(2) g ? m R = 36 g 2 mol ? m P = 36 g B) LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST, 1801): “Cuando dos sustancias o más se unen para formar difere tes compuestos lo hacen en una relación invariable de masas”. Esto si nifica que las masas 107 de cada uno de los reactivos y productos están en proporción directa con sus respectivas masas estequiométricas. Ejemplo: En la ecuación química: 1N2 + 3 H 2 ====> 2 NH 3 Masas estequiométricas: 28 g 6g 34 g Según Ley de Proust: m(H2 ) m(N2 ) = 28 = m(NH3) 6 34 C) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON, 1803): “Cuando dos sustancias o más elementos reaccionan para mar dos (o más) compuestos diferentes, la masa de uno de los elementos permanece constante mientras que del otro varía en una relación que viene dada por un número sencillo”. Ejemplo: Se tiene, en los compuestos: S = 32 y O = 16 Tabla 12.1: Ley de las proporciones múltiples Co mpues to s Mas a de (S) en Mas a de (O) en g ramo s g ramo s SO 32 16. 1 SO2 32 16. 2 SO3 32 16. 3 CONCLUS IÓN CONS TANTE VARÍA D) LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS (WENZEL - RICHTER, 1792): “Cuando dos pesos fijos de dos sustancias distintas (B C) se combinan por separado con un mismo peso de una tercera sustancia (A), entonces éstas se combinarán entre si en la misma proporción en peso o múltiplos de ellos”. Ejemplo: Se combinan los siguientes componentes: • El hidrógeno y el oxígeno para formar agua según la siguiente ecuación química y regla ponderal: 2 H2 4g + O2 =====> 2 H2 O 32 g 108 • El calcio y el oxígeno para formar óxido d calcio segú la siguiente ecuación química y regla ponderal: 2 Ca + 80 g O2 =====> 2 CaO 32 g • Finalmente se combina el calcio y el hidrógeno para formar el hidruro de calcio que según la Ley de Wensel – Richter se tiene: Ca 12.3 + H2 40 g 2g 20 1 =====> CaH2 REACTIVO LIMITANTE (RL): Es el reactivo o reactante que se encuentra en menor c ntidad estequiométrica que los demás reactivos y que al consumirse por completo, para dar lugar a un producto en una reacción química determinada, logra detenerla. De la ecuación balanceada, a cada reactante se le dete por una proporción ponderal, molar o volumétrica. Proporción estequiométrica = Datos del problema , Datos de ecuación química balanceada el de menor proporción es el reactivo limitante. 12.4 REACTIVO EN EXCES O (R exc): Es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad estequiométrica, de tal forma que parte de ésta, no reacciona, es decir sobra al final de la reacción química. 109 12.5 PORCENTAJE DE RENDIMIENTO: ( % R) Se llama rendimiento o eficiencia de la reacción a la ntidad real o teórica obtenida del producto formado en una reacción química. %R = V PRA C T . x 100 V TE OR . V PRÁC : Valor práctico, real o experimental. V TEOR: Valor teórico (con 100% de rendimiento) 12.6 PUREZA DE REACTIVOS (P): En toda reacción química, las sustancias que intervienen en ella deben ser químicamente puras, es decir sin mezclas de sustancias extrañas. %P = m sus tan cia pura m sus tan cia total x 100 m sustancia pura = %P m sus tan cia total 100 110 CAPÍTULO XIII : ES TADO LÍQUIDO Y S ÓLIDO 13.1 ES TADO LÍQUIDO Las características generales de los líquidos se inclu en la tabla Nº 1. Los líquidos pueden formarse de dos maneras: a) Al fundir un sólido, el cual absorbe la energía que se emplea para superar las fuerzas de atracción entre las partículas l retículo cristalino. b) Al condensar (o licuar) un gas, el cual libera energía a medida que las fuerzas de atracción se establecen entre las moléculas del líquido. Un líquido posee propiedades intermedias entre un gas cristalino. Sus moléculas se encuentran cercanas pero y un sólido enadas. Tabla 13.1: Características generales de los líquidos CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS LÍQUIDOS Las partículas de los líquidos se atraen con mayor Expans ión limitada fuerza, lo que impide que ellas se muevan libremente. Baja co mpres ibilidad: se Las partículas de un líquido no están muy comprime sólo a presiones separadas. La poca compresión lograda se basa altas. Se usan en frenos en la deformación de las propias partículas, lo que hidráulicos. requiere obviamente altas presiones. Forma variable Los líquidos toman la forma del recipiente que los contiene, ya que las moléculas pueden deslizarse entre ellas. Vo lumen c ons tante Los líquidos conservan su volumen sin importar el tamaño del recipiente que los contiene. Alta dens idad Tienen densidades mucho mayores que la de los gases, aunque menores que la de los sólidos. Mis cibilidad o difus ió n Un líquido se mezclará o se difundirá con otro en 111 el que sea soluble, pero esta miscibilidad es mucha más lenta en los líquidos que en los gases. Obs ervación: ¿ Qué impo rtancia tienen lo s c ris tales líq do s ? Algunos lo consideran un estado intermedio entre el sólido y el líquido. Son sustancias (por lo general compuestos orgánicos) cuyas propiedades intermedias entre la de los verdaderos sólidos cristalinos y las de los líquidos verdaderos, cuando cambian del estado sólido al líquido. Pueden cambiar de color al variar la temperatura. Se usan en las pantallas digitales de los relojes a pulso, calculadoras y juegos electrónicos; también son utilizadas para detectar fiebres y enfermedades vasculares. 13.2 PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS Las propiedades intermoleculares cohesivas se manifiestan en los líquidos de diferentes formas: 13.2.1 VIS COS IDAD: Es la propiedad que tiene un líquido de oponer resistencia al flujo. Algunos líquidos, como los aceit s lubricantes, se resisten a fluir, otros, como el agua, fluyen con mucha facilidad. Cuanto mayores sean las fuerzas de atracción, más viscoso será el líquido. 13.2.2 TENS IÓN S UPERFICIAL: Es la propiedad que tiene un líquido de arrastrar sus moléculas de su superficie hacia el centro de él, lo que reduce la superficie a un mínimo. 13.3 ES TADO S ÓLIDO Lo que caracteriza a los sólidos es la regularidad est ctural que reemplaza al caos de los gases. 112 Los sólidos son todas aquellas sustancias que se caracterizan por tener forma y volumen propios. En su estructura microscópica los sólidos presentan un ordenación de sus partículas. En la mayoría de las sustancias sólidas, las partículas constituyentes (átomos, iones o moléculas) están perfectamente ordena s en una red cristalina, ocupando cada una de ellas una posición reticular definida. Las características generales de los sólidos se pueden identificar mediante sus propiedades, según la tabla Nº 14.1 TABLA 13.2: Características generales de los sólidos CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS S ÓLIDOS Los sólidos no se expanden Los a temperatura constante. metales, se dilatan al elevar la temperatura. Los sólidos poseen forma Los sólidos son muy rígidos y sus partículas definida. constituyentes están ordenadas en redes cristalinas. Los sólidos conservan su Al igual que los líquidos, las fuerzas que volumen. unen las partículas constituyentes de los sólidos son bastante fuertes. Los sólidos son Debido a las intensas fuerzas de atracción, prácticamente las partículas constituyentes se encuentran incompresibles muy cerca entre sí. Los sólidos son muy densos Debido a que las partículas se encuentran muy cerca las unas de las otras, los sólidos poseen densidades relativamente altas. Los sólidos poseen difusión Excepto a presiones extremas. baja 113 13.4 CLAS IFICACIÓN DE LOS S ÓLIDOS Los sólidos pueden definirse como amorfos o cristalinos, los cuales difieren entre sí por sus estructuras. AMORFOS: Vidrios, plásticos CLASES DE SÓLIDOS CRISTALINOS CRISTALINO IÓNICOS: sal de cocina COVALENTES: diamante METÁLICOS: Cobre MOLÉCULARES: azúcar Fig. 13.1: Clasificación de los sólidos 13.5 A) S ÓLIDOS CRISTALINOS : Son sustancias formadas por partículas que están acomodadas en una forma geométrica definida, la es diferente para cada sólido cristalino. Las propiedades de los sólidos cristalinos dependen en gran parte de la geometría del cristal y también de la naturaleza de la partículas constituyentes (ya sea átomos, iones o moléculas) del retículo y las fuerzas que mantienen unidos dichas unidades. Poseen punto de fusión definidos. Son anis otró pico s o sea algunas de sus propiedades físicas dependen de la dirección en las que son medidas. 114 Is o morfis mo : Cuando sustancias diferentes cristalizan en el mismo sistema. Ejemplos: NaCl; sistema cúbico, Hierro; sistema cúbico. Po limo rfis mo : Cuando una misma sustancia se puede presentar en dos más formas cristalinas diferentes. Ejemplos: CaCO3 (romboédrico) calcita CaCO3 (ortorrómbico) aragonita A.1 S ÓLIDOS IÓNICOS : Estas sustancias tienen en sus posiciones reticulares iones (aniones y/o cationes) que se encuentran unidos entre si mediante fuerzas electrostáticas, tipo fuerzas coulómbicas (enlaces iónicos), las cuales son fuertes, por lo consiguiente, ori nan cristales duros pero quebradizos. Ejemplo: NaCl A.2 S ÓLIDOS COVALENTES : Llamados también sólidos atómicos, pues las unidades de los puntos reticulares son átomos enla dos covalentemente. Ejemplo: El diamante (C), Cuarzo (dióxido de silicio), carborundum (SiC) Se caracterizan por ser sólidos de gran dureza, con al s puntos de fusión, pero males conductores del calor y de la elect icidad. A.3 S ÓLIDOS MOLECULARES : Son sustancias cuyas redes cristalinas están constituidas por moléculas unidas entre sí por f relativamente débiles, tipo las fuerzas de Van der Waals. Tienen por lo general bajos puntos de fusión, son blandos debido a que sus moléculas pueden deslizarse fácilmente y son malos conductores del calor y de la electricidad, ya que no tienen porta res de carga. 115 Ejemplo: Hielo seco (CO2) A.4 S ÓLIDOS METÁLICOS : Son sustancias cuyas redes cristalinas están constituidas por iones positivos, poseen altos puntos fusión y son buenos conductores del calor y de la electricidad debido a la deslocalización electrónica. Poseen brillo característico en su superficie debido a que los electrones deslocalizados reflejan la luz que incide sobre ellos, en todas direcciones. Ejemplo: Na, Ag, Cu. B) S ÓLIDOS AMORFOS : Son aquellos sólidos que en su estructura interna sus partículas no presentan una geometría defi da. No poseen punto de fusión definido. Por lo general son mezclas no son sustancias. Son isotrópicos ya que en cualquier dirección algunas propiedades físicas son iguales. Tabla 13.3: Características de los sólidos cristalinos CARACTERÍSTICAS SOLIDAS PARTICULAS FUERZAS RETÍCULARES ENLAZANTES Iones (+ o -) Iónicos DUREZA PUNTO CONDUCTI DE VIDAD EJEMPLOS FUSIÓN IÓNICOS Duros y Altos Baja NaCl, Na3PO4 Bajo Baja Hielo seco quebradizos MOLECULARES Moléculas Van der Waals Blandos (CO 2) Hielo (H2O) COVALENTES Átomos Covalentes Muy duros Muy altos Baja Diamante (C) Cuarzo(SiO2) Carborundum (SiC) METÁLICOS Iones positivos Atracciones Blandos o Medios o Buena o Na, Ag, Fe entre el gas duros altos excelente Cu, Zn, Au electrónico y los iones 116 CAPÍTULO XIV : S OLUCIONES 14.1 DEFINICIÓN En química, una solución o disolución (del latín dis olutio) es una mezcla homogénea, a nivel molecular de una o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran e proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado disolvente o solvente. También se define disolvente como la sustancia que existe en mayor cantidad q el soluto en la disolución. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia ue es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más solutos y uno o más disolventes. Una disolución será una mezcla en la misma proporción cualquier cantidad que tomemos (por pequeña que sea la gota), y no se podrán separar por centrifugación ni filtración. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercur o, formando una amalgama) 14.2 CARACTERÍSTICAS DE LAS S OLUCIONES Son mezclas homogéneas 117 La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se e cuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolv nte. Una disolución que contenga poca cantidad es una disolución diluida. A medida que aumente la proporción de soluto tendremos disoluciones más concentradas, hasta que el disolvente no admite más soluto, entonces la disolución es saturada. Por encima de la saturación tenemos las disoluciones s bresaturadas. Por ejemplo, 100g de agua a 0ºC son capaces de disolver hasta 37,5g de NaCl (cloruro de sodio o sal común), pero si mezclamos 40g con 100g de agua a la temperatura señalada, quedará una solución s turada. Sus propiedades físicas dependen de su concentración: a) Disolución HCl (ácido clorhídrico) 12 mol/L Densida b) Disolución HCl (ácido clorhídrico) 6 mol/L Densidad 18 g/cm3 , 1,10 g/cm3 Sus componentes se separan por cambios de fases, como fusión, evaporación, condensación, etc. Tienen ausencia de sedimentación, es decir al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Ángstrom ( ?) . 118 14.3 CLAS IFICACIÓN DE LAS S OLUCIONES : Tabla 14.1: Clasificación de las soluciones POR S U ESTADO DE POR S U CONCENTRACIÓN AGREGACIÓN S ó lidas s ó lido s ó lido : No s aturada ; es aquella en donde la fase en aleaciones zinc como dispersa y la dispersante no están en en estaño equilibrio a una temperatura dada; es decir, (latón); ellas pueden admitir más soluto hasta en s ó lido : alcanzar su grado de saturación. Ej.: a 0ºC hidrógeno en 100g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, g as paladio; a la temperatura dada, una disolución que en s ó lido : contengan 20g NaCl en 100g de agua, es líquido mercurio en plata no saturada. (amalgama). Líquidas líquido en líquido : S aturada : alcohol en en esta disolución hay un agua; equilibrio entre la fase dispersa y el medio s ó lido en líquido : dispersante, ya que a la temperatura que se sal en agua tome en consideración, el solvente no es (salmuera); capaz de disolver más soluto. Ej.: una g as en líquido : disolución acuosa saturada de NaCl es oxígeno en agua aquella que contiene 37,5g disueltos en 100g de agua 0ºC. Gaseosas g as en g as : oxígeno S obres aturada : representa un tipo de en g as nitrógeno; disolución en inestable, ya que presenta líquido : disuelto más soluto que el permitido para la gaseosas, cervezas; temperatura dada. Para preparar este tipo g as en s ó lido : de disolución se agrega soluto en exceso, a hidrógeno absorbido elevada temperatura y luego se enfría el sobre superficies de sistema lentamente. Esta disolución es Ni, Pd, Pt, etc. inestable, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura. 119 14.4 EN FUNCIÓN DE LA NATURALEZA: En función de la naturaleza de solutos y solventes, la leyes que rigen las disoluciones son distintas. Sólidos en sólidos: Leyes de las disoluciones sólidas. Sólidos en líquidos: Leyes de la solubilidad. Sólidos en gases: Movimientos brownianos y leyes de los coloides. Líquidos en líquidos: Tensión interfacial. Gases en líquidos: Ley de Henry. Por la relación que existe entre el soluto y la disolución, algunos autores clasifican las soluciones en diluidas y concentradas, as concentradas se subdividen en saturadas y sobre saturadas. Las diluidas, se refieren a aquellas que poseen poca cantidad de soluto en relación a la ca d de disolución; y las concentradas cuando poseen gran cantidad de soluto. Es inconveniente la utilización de esta clasificación ebido a que no todas las sustancias se disuelven en la misma proporción en un determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada. Ej: a 25ºC en 100g de agua se disuelven 0,000246g de BaSO4. Esta solución es concentrada (saturada) porque ella no admite más sal, aunque por la poca cantidad de soluto disuelto debería clasificarse como diluida. Por ello es más conveniente clasificar a las soluciones como no saturadas, saturadas y sobre saturadas. 14.5 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS S OLUCIONES : En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas u dades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para altas. 120 14.5.1 PORCENTAJE EN PES O: Nos indica los gramos de soluto por cada 100 g de solución. gramos de soluto %p / p= x 100 gramos de solución 14.5.2 PORCENTAJE PES O A VOLUMEN: Nos indica los gramos de soluto por cada 100 mL de solución y está dado por la guiente ecuación: %p /v= gramos de soluto x 100 mililitros de solución 14.5.3 PORCENTAJE VOLUMEN A VOLUMEN: Nos indica los mL de soluto por cada 100 mL de solución y está dado por la guiente ecuación: %v / v = volumen de soluto volumen de solución x 100 14.5.4 MOLARIDAD (M): Es el número de moles de soluto por litro de solución: M= moles de soluto volumen de solución 14.5.5 MOLALIDAD (m): Es el número de moles por kilogramo de disolvente: m= moles de soluto kg de solvente 14.5.6 NORMALIDAD: Es el número de equivalente gramo de soluto por volumen de solución: N= ( eq − g ) soluto volumen de solución eq − g = Wsoluto p.e p.e = M q Donde: W: peso de la sustancia p.e: Peso equivalente M : Peso molecular θ : Número de H+ , (OH) – o electrones ganados o perdidos 121 14.5.7 FRACCIÓN MOLAR (Xi) : Indica la relación existente entre el número de moles de soluto y solvente en la solución y stá dado por la siguiente ecuación: Xi = ni nt Donde: Xi : Fracción molar ni: Moles del componente “i” nt: Moles totales 122 CAPITULO XV: ÁCIDOS Y BAS ES 15.1 ÁCIDOS Y BAS ES Los ácidos y las bases son dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. • Los ácidos tienen sabor agrio, colorean de rojo el tor tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con s metales desprendiendo hidrógeno. • Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una solución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización en la que se forman agua y la sal correspondiente. Consideremos, como ejemplo, la reacción de neutralización del ácido clorhídrico (HCl) con el hidróxido de sodio (NaOH) que produce agua y cloruro de sodio (NaCl) HCl + NaOH ? ? > H2 O + NaCl 15.2 ALGUNAS TEORÍAS ÁCIDO BAS E 15.2.1 TEORÍA DE ARRHENIUS : En el año de 1884 un químico sueco llamado Augus t Arrhe nius, propuso las primeras definiciones importantes de ácido y base. Un ácido es una sustancia química que contienen hidrógeno, y que, al ser disuelta en agua produce una concentración de iones hi geno o protones (el término protón se refiere a un ión hidrógeno posit o un átomo de + hidrógeno sin electrones, ión H ) Una base es una especie que contiene grupos OH en la su molécula y forma iones hidroxilo. (OH-), en solución acuosa. 123 La teoría de Arrhenius fue útil pero resultó insuficie para explicar el comportamiento de ácidos y bases ya que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. Además, esta teoría se efiere únicamente a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. 15.2.2 TEORÍA DE BRONS TED – LOWRY: Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1 el químico danés Jo hannes Bröns ted y, paralelamente, el químico británico Thom as Lowry . Esta teoría establece que los ácidos son sustancias ca ces de ceder protones y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aunque aún contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, ya no se necesita que el medio sea necesariamente acuoso y, además, considera a las bases que – como el NH3 no contienen iones OH- . El concepto de ácido y base de Brönsted y Lowry ayuda a entender las reacciones ácido-base en términos de una competencia por los protones. En forma de ecuación química se tiene: Ácido (1) + Base (2) ? ? > Ácido (2) + Base (1) La reacción de Ácido (1) con Base (2) se produce al tr nsferir un protón del primero al segundo. Al perder el protón, el Ácido (1) e convierte en su base conjugada, o sea, Base (1) Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita co stituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tiene lugar en la dirección en la que él ácido y la base más fuertes reaccionan para dar las correspondientes base y ácido más débiles. 124 Por ejemplo HF + NH3 ? ? > NH4 + + F- El HF es un ácido más fuerte que el ión amonio y el amoníaco es una base más fuerte que el fluoruro La teoría de Brönsted y Lowry: También explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua. Igualmente el agua actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el NaOH). 15.2.3 TEORÍA DE ÁCIDOS Y BAS ES DE GILBERT NEWTON LEWIS Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muer e fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química. La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón – punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son: § Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico. 125 § Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y c partir) un par electrónico. Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teo de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted – Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de se un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido – base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius. Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted – Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa. En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa. § Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar. § Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo. § Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g). § Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos istalinos de alto punto de fusión y de ebullición. 15.3 ¿ QUÉ ES UN INDICADOR DE PH? Los indicadores son colorantes orgánicos, que cambian color dependiendo si se encuentran en presencia de una sustancia ácida, o básica. 126 pH es una medida de la acidez o la alcalinidad. La escala de el pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha sol ción seria neutral. Las normas del pH empiezan con una definición de pH. La p viene de la palabra poder. La H por supuesto es el símbolo d hidrógeno. Juntos el término pH significa hidrión expo medida que el potencial de liberar iones de hidrogeno l elemento nte iónico. A crementan en una sustancia el valor del pH será menor. Es así como a mayor grado de acidez la lectura del pH será más baja. Fig. 15.1: Valores de pH de algunas sustancias 127 ES CALA DE CONCENTRACIONES pH Co ncentraciones de io nes de hidró g eno (H3 O+) pH co mparadas co n S o lucio nes que típicamente tien en e s te pH H3 O+ OH- agua des tilada 10,000,000 pH = 0 ácido de batería 1 x 100 1 x 10-14 1,000,000 pH = 1 ácido estomacal 1 x 10-1 1 x 10-13 100,000 pH = 2 jugo de limón, vinagre 1 x 10-2 1 x 10-12 10,000 pH = 3 1 x 10-3 1 x 10-11 1,000 pH = 4 jugo de tomate, lluvia ácida 1 x 10-4 1 x 10-10 100 pH = 5 café negro, agua de lluvia 1 x 10-5 1 x 10-9 10 pH = 6 orina, saliva 1 x 10-6 1 x 10-8 1 pH = 7 agua "pura" 1 x 10-7 1 x 10-7 1/10 pH = 8 agua de mar 1 x 10-8 1 x 10-6 1/100 pH = 9 bicarbonato 1 x 10-9 1 x 10-5 1/1,000 pH = 10 leche magnesia 1 x 10-10 1 x 10-4 1/10,000 pH = 11 amoníaco 1 x 10-11 1 x 10-3 1/100,000 pH =12 agua jabonosa, cloro 1 x 10-12 1 x 10-2 1/1,000,000 pH = 13 limpiador de hornos 1 x 10-13 1 x 10-1 1/10,000,000 pH = 14 limpiador líquido de drenajes 1 x 10-14 1 x 100 toronja, jugo de naranja, gaseosas Tabla 15.1: Escala de concentraciones de pH 128 CAPITULO XVI : ELECTROQUÍMICA 16.1 DEFINICIÓN Desde el punto de vista Fisicoquímico los conductores más importantes son los del tipo electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electrónicos, como los metales por el hecho de que el paso de una corriente eléctrica va acompañada por el transporte de materia. Las celdas electroquímicas se usan principalmente con s fines: A. Convertir la energía química en eléctrica B. Convertir la energía eléctrica en química En las pilas secas comunes y en el acumulador de plomo tenemos convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la carga de la batería de almacenamiento y en la purificación electrolítica del cobre se utiliza la energía eléctrica para realizar una acción química. Una celda es un dispositivo simple de dos electrodos y un electrolito capaz de dar electricidad por la acción química dentro de la celda, o de producir una acción química por el paso de electricidad a su tr . Una batería, por otra parte, es una combinación de dos o mas celdas dispuestas en serie o en paralelo. Así el acumulador de plomo es una batería constituidas por tres celdas conectadas en serie. Fig 16.1: Celdas galvánicas y electroquímicas 129 16.2 CELDA ELECTROLÍTICA Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa. Fig 16.2: Partes de una Celda electrolíticas 16.3 CELDA VOLTAICA O GALVÁNICA Celdas voltaicas o galvánicas: son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo. En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido reducción (redox).soluciones electrolíticas 130 Fig 16.3: Esquema de la Pila de Daniell Existen teorías que permiten explicar el comportamient de las soluciones electrolíticas. Una de estas teorías es la de la Ionización de Arrhenius. Arrhenius propuso en 1887 la Teoría de la disociación ctrolítica, la cual está basada en la idea de que los electrolitos se disocian en iones al ponerse en contacto con el agua. 16.4 POS TULADOS DE LA TEORÍA DE ARRHENIUS Postulados de la Teoría de Arrhenius: a) Los electrolitos al disolverse en el agua se disocian parcialmente en iones, los cuales son átomos o radicales con carga eléctrica. b) El número de cargas eléctricas transportadas por ca ión es igual a su valencia y el número total de cargas de los cationes e igual al total de cargas de los iones, de allí que las soluciones electr ticas sean eléctricamente neutras. 131 c) La ionización es un proceso reversible y se establece un equilibrio, propio de cada electrolito, entre las moléculas no disociadas y los iones. d) Los iones deben ser considerados como especies químicas con sus propiedades características. e) Los poliácidos se ionizan en fases. Por ejemplo: La electrolisis como proceso de Óxido – Reducción: Se tiene un recipiente o cuba electrolítica compuesta por dos electrodos inertes conectados a una fuente de corriente. Al colocar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasar una corriente eléctrica, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y los iones negativo hacia el ánodo (aniones).La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo. Todos los procesos electrolíticos implican reacciones de óxido-reducción o redox. Por ejemplo: en la electrólisis de una solución de cloruro de sodio, el número de oxidación del cloro pasa de -1 a 0 en el ánodo y en el cátodo el número de oxidación del sodio pasa de +1 a 0. Cuando s da la oxidación de manera simultánea se da la reducción. 16.5 LEYES DE FARADAY Leyes de Faraday de la Electrólisis: Michael Faraday, formuló las leyes de la electrólisis en 1833. 16.5.1 PRIMERA LEY DE FARADAY “La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo, es proporcional a la cant (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circui d de carga . 132 Esta primera ley, permite calcular, la cantidad de electricidad (en coulombios o faraday) para depositar un equivalente gramo de una sustancia. La unidad eléctrica que se emplea en física es el coul mb (C). Un coulomb se define como la cantidad de carga que atravi sa un punto determinado cuando se hace pasar un ampere (A) de corr nte durante un segundo. Fig 16.4: Primera Ley de Faraday (una celda electrolítica) 16.5.2 S EGUNDA LEY DE FARADAY “Las masas de diferentes sustancias producidas por el aso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes gramos”. Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad. La ntidad de elemento depositado por un Faraday (96.500 c) se conoce como equivalente electroquímico. Fig 16.5: Segunda Ley de Faraday ( para varias celdas electrolíticas) 133 Las dos leyes de Faraday se cumplen para los electrolitos tanto fundidos como en solución. Su validez no se altera por variaciones de temperatura, presión, naturaleza del solvente y del voltaje aplicado. 16.6 APLICACIONES Aplicaciones tecnológicas de los procesos electroquímicos: Los procesos electroquímicos se emplean en la producción y purificación de diversos metales. También se utiliza en la galvanoplastia que se basa en procesos de electrolisis para recubrir un metal con otro. La galvanoplastia se aplica en joyería para recubrir con plata u oro diversas prendas y joyas; cucharas, tenedores, jarras y otros utensilios que son moldeados en metales de bajo costo para luego ser cubiertos por una delgada capa de un metal más atractivo y resistente a la corrosión, como el oro o la plata. La galvanoplastia se utiliza también para proteger tub o tanques por lo cual se les denomina galvanizados, ya que están recubiertos con metales que evitan la acción corrosiva del aire y el agua. La corrosión consiste en la oxidación del metal y es producto de reacciones de óxido reducción. 134 CAPÍTULO XVII: CINÉTICA QUÍMICA 17.1 DEFINICIÓN La cinética química es un área de la físicaquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan durante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente empírico y experimenta la química cuántica permite indagar en las mecánicas de reacción, lo que se conoce como dinámica química. 17.2 RAPIDEZ DE REACCIÓN La Rapidez (o velocidad) de reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez de descomposición. Esta rapidez no es constante y depende de varios factores, como la concentración de l reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacció y el estado físico de los reactivos. Uno de los factores más importantes s la concentración de los reactivos. Cuanto más partículas existan en un volumen, más colisione hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las moléculas, y la rapidez es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la ra dez de la reacción. La medida de la rapidez de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, es es, para medir la rapidez de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La rapidez de reacción se 135 mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en mol/l)/s es decir moles/(L·s). Para una reacción de la forma: la ley de la rapidez de formación es la siguiente: v R es la rapidez de la reacción, ( - ? c A) la disminución de la concentración del reactivo A en el tiempo ? t. Esta rapidez es la rapidez media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para reaccionar. La rapidez de aparición del producto es igual a la rapidez de desaparición del reactivo. De este modo, la ley de la rapidez se puede escribir de la siguiente forma: Este modelo necesita otras simplificaciones con respecto a: • La actividad química, es decir, la "concentración efectiva" • La cantidad de los eductos en proporción a la cantidad de los productos y del disolvente • La temperatura • La energía de colisión • Presencia de catalizadores • La presión parcial de gases 17.3 ORDEN DE REACCIÓN Para cada reacción se puede formular una ecuación, la ual describe cuantas partículas del reactivo reaccionan entre ellas para formar una cantidad de partículas del producto. 136 Para una reacción de la forma: esto significa, que dos partículas A colisionan con una partícula B, una partícula C y una partícula D para formar el producto E. Sin embargo, la probabilidad de que cinco partículas colisionen al mismo tiempo y con energía suficiente, es escasa. Más probable es que dos o tres partículas colisionen y formen un producto inte rmedio , este producto intermedio colisiona con las demás partículas y forma otros productos intermedios hasta formar el prod cto E, aquí un ejemplo: La descomposición de la reacción principal en llamadas reacciones elementales y el análisis de estas nos muestra exactamente como o urre esta reacción. El o rden de reac ción está definido como la suma de los exponentes de las concentraciones en la ley rapidez de la reacción. Este es también llamado o rden to tal de reacción , pues el orden depende del reactivo que se analice. El orden de la reacciones se determina experimentalmente. Ejemplo: Suponiendo que la rapidez de reacción de la primera reacción elemental tiene una dependencia cuadrática con la concentración del reactivo A, esto significa que esta reacción es de segundo orden con re to al reactivo A. El orden total de esta reacción es también segundo, pues no hay otros reactivos. 137 17.4 FACTORES QUE AFECTAN LA RAIDEZ DE LAS REACCIONES Existen varios factores que afectan la rapidez de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos co o del catalizador. Los catalizadores pueden aumentar o disminuir la velocidad de reacción. 17.4.1 TEMPERATURA Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con a temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. 17.4.2 ES TADO FÍS ICO DE LOS REACTIVOS Si en una reacción interactúan reactivos en distintas ses, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor. Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que rminan la cinética del proceso. No cabe duda de que un mayor área de contacto reduce l resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactivo, y viene rminada por el equilibrio entre las fases. 138 17.4.3 PRES ENCIA DE UN CATALIZADOR Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía activación. Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación). Los catalizadores también pueden retardar reacciones, solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o inhibidores, los cuales impiden la producción. 17.4.4 CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS La mayoría de las reacciones son más rápidas en presen de un catalizador y cuanto más concentrados se encuentren lo reactivos, mayor frecuencia de colisión. La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la rapidez de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinéti a química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de rapidez . 17.4.5 PRES IÓN En una reacción química, si existe una mayor presión e el sistema, ésta va a variar la energía cinética de las moléculas. Entonces, si 139 existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a aumentar y la reacción se va a volver más rápida. Excepto en los gases, que al aumentar su presión aumenta también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción. 17.5 ENERGÍA DE ACTIVACIÓN La energ ía de activació n (Ea) en química y biología es la energía que necesita un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. La energía de activación suele utilizarse para denominar a energía mínima necesaria para que se produzca una reacción química da . Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima. A medida que las moléculas se aproximan, sus nubes de electrones se repelen. Esto requiere energía (energía de activación) y proviene del calor del sistema, es decir de la energía traslacional, vibracional, etcétera de cada molécula. Si la energía es suficiente, se vence la repulsión y las moléculas se aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenación de los enlaces de las moléculas. La ecuación de Arrhenius proporciona la base cuantitativa de la relación entre la energía de activa que se produce la reacción. El estudio de las velocida y la velocidad a la s de reacción se denomina cinética química. Las siguientes representaciones gráficas manifiestan diferencias acerca de cómo la presencia de un catalizador (ejemplo una enzima) por ejemplo biológico disminuye la energía de activación debido a su complementariedad y por tanto provoca una disminución en el tiempo reque ido para que se forme el producto o sea aumenta la velocidad. 140 Fig 17.1: Energía de activación La relación entre la energía de activación ( Ea ) y el incremento de la entalpía de formación ( H 0f ) con y sin catalizador. El punto de mayor energía (punto del complejo activado) representa el estado de transición. Con un catalizado, la energía requerida para que la reacción re en el estado de transición disminuye, por lo tanto, la energía necesar a para iniciar la energía también disminuye. 141 CAPÍTULO XVIII : EQUILIBRIO QUÍMICO 18.1 DEFINICIÓN En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reac ivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando el proceso químico evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico. El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma: aA+bB ⇔ c C+d D Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura. 18.2 RELACIÓN ENTRE Kp y Kc Relacionar la Kc y la Kp debemos relacionar concentraciones de las especies en equilibrio con sus previament las nes parciales. Kp = Kc (R T ) ?n 142 Donde la ?n es la suma de los moles estequiométricos de todos los productos en estado gaseoso menos la suma de todos los moles de reactivos también gaseosos. 18.3 PRINCIPIO DE LE CHATELIER Existen diversos factores capaces de modificar el esta proceso químico, como son la temperatura, la presión, de equilibrio en un el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, que dice lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que ienda a contrarrestar dicha variación. Efecto de la tempe ratura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, endotérmica. Efecto de la pres ión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa. Efecto de las conc entraciones : un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. 143 CAPÍTULO XIX: MATERIALES CONDUCTORES , AISLANTES Y S EMICONDUCTORES 19.1 DEFINICIÓN: Todos los cuerpos o elementos químicos existentes en l naturaleza poseen características diferentes, agrupadas todas en la denominada “Tabla de Elementos Químicos”. Desde el punto de vista eléctrico, todos los cuerpos simples o compuestos formados por esos elementos se pu den dividir en tres amplias categorías: § Conductores § Aislantes § Semiconductores Los materiales conductores ofrecen una baja resistenci al paso de la corriente eléctrica. Los semiconductores se encuentran a medio camino entre los conductores y los aislantes, pues en unos ca s permiten la circulación de la corriente eléctrica y en otros no. Finalmente los cuerpos aislantes ofrecen una alta resistencia al paso de la corriente eléctrica. En la foto superior se muestran algunos de esos materiales: A) Conductor de alambre de cobre. B) Diodos y C) transistor (dispositivos semiconductores en ambos casos). D) Aislantes de porcelana instalados en un transformador distribuidor de energía eléctrica de bajo voltaje y E) Aislantes de vidrio soportando cables a la intemperie montados en un poste para distribución de energía eléctrica de media tensión. Los aislantes, al rario de los conductores, constituyen materiales o cuerpos que ofrecen una alta resistencia al paso de la corriente eléctrica. Fig. 19.1: materiales conductores, semiconductores y aislantes. 144 19.2 MATERIALES CONDUCTORES En la categoría “conductores” se encuentran agrupados odos los metales que en mayor o menor medida conducen o permiten el paso de la corriente eléctrica por sus cuerpos. Entre los mejores conductor por orden de importancia para uso en la distribución de la energía eléctrica de alta, media y baja tensión, así como para la fabricación de componentes de todo tipo como dispositivos y equipos eléctricos y electrónicos, se encuentran el cobre (Cu), aluminio (Al), plata (Ag), mercurio (Hg) y oro (Au). En general el núcleo de los átomos de cualquier elemento que forman todos los cuerpos sólidos, líquidos y gaseosos que conocemos se encuentran rodeados por una nube de electrones que giran su alrededor, distribuidos en una o en varias órbitas, capas o niveles de energía. Al átomo de cada elemento contemplado en la “Tabla de Elementos Químico le corresponde un número atómico que sirve para diferenciar las propiedades de cada uno de ellos. Ese número coincide también con la cantidad l de electrones que giran alrededor del núcleo de cada átomo en partic ar. No obstante, independientemente de la cantidad total de electrones que le corresponda a cada elemento, en la última capa u órbita sólo pueden girar de uno a ocho electrones como máximo. Fig. 19.2: Los conductores de cobre. Diferentes formas de representar de forma gráfica un mismo átomo, en este caso de cobre (Cu): A) Normal, en la que aparecen todos los electrones girando alrededor del núcleo respectivas de ese elemento en sus órbitas. B) Representación plana en la que se pueden observar, de. forma parcial, las cuatro órbitas o niveles de energía que le corresponden a ese átomo con la distribución numérica de todos los 145 electrones que posee en cada una de ellas (29 en total). C) La misma representación plana, pero, más simplificada, en la que se muestra solamente la última órbita o banda de valencia, identificada con el número “1”, o sea, el único electrón que posee en esa posición. D) El mismo átomo mostrado ahora. en representación plana, con la última órbita el único electrón que gira en la misma. Fig 19.3: Formas de representar a un mismo átomo. 19.3 BANDA DE VALENCIA Como ya conocemos, todos átomos que integran cualquier cuerpo material poseen órbitas o capas, denominadas también niveles de energía, donde giran electrones alrededor de sus núcleos. La última de esas capas se denomina “banda de valencia” y es donde giran los electrones que en unos casos el átomo puede ser ceder, como ocurre con los me ales y en otros casos puede atraer o captar de la banda de valencia de otros átomos cercanos. La banda de valencia es el nivel de energía que determina que un cuerpo se comporte como conductor, aislante o semicond ctor. En el caso de los metales en la última órbita o “banda de valencia” de sus átomos sólo giran entre uno y tres electrones como máximo, por lo que su tendencia es cederlos cuando los excitamos empleando métodos físicos o químicos. Las respectivas valencias de trabajo (o núme s de valencia) de los metales son las siguientes: +1, +2 y +3. Esos números con signo positivo (+) delante, corresponden a la cantidad de electrones que pueden ceder los átomos de los metales, de acuerdo con la cantidad que contiene cada uno en la última órbita. 146 En general la mayoría de los elementos metálicos poseen conductividad eléctrica, es decir, se comportan como conductores de la electricidad en mayor o menor medida. Los que poseen un solo electrón los que les corresponde el número de valencia +1, como el cobre), on los que conducen la corriente eléctrica con mayor facilidad. Fig. 19.4: Bandas de los conductores eléctricos. En los conductores eléctricos las bandas de energía, formadas por la banda de conducción y la banda de valencia del elemento metálico, se superponen facilitando que los electrones puedan saltar desde la ima órbita de un átomo a la de otro de los que integran también las moléculas del propio metal. Es por eso que cuando se aplica corriente eléct a un circuito formado por conductores de cobre, por ejemplo, los ele trones fluyen con facilidad por todo el cuerpo metálico del alambre que ntegra el cable Normalmente las bandas de energías se componen de: 1) una banda de valencia. 2) una banda de conducción y, 3) otra banda interpuesta entre las dos anteriores denominada “banda prohibida”. La funció de esta última es impedir o dificultar que los electrones salten desde la banda de valencia hasta la banda de conducción. En el caso de los metales la banda prohibida no existe, por lo que los electrones en ese caso necesitan poca energía para saltar de una banda a la otra. Debido a que en los metales conductores de corriente eléctrica la banda de valencia o última órbita del átomo pose entre uno y tres electrones solamente (de acuerdo con el tipo de metal de que se trate), existe una gran cantidad de estados energéticos “vacíos” que permiten electrones, bien sea por medio de una reacción química, o u xcitar los reacción 147 física como la aplicación de calor o la aplicación de na diferencia de potencial (corriente eléctrica) que ponga en movimiento el flujo electrónico. En general los metales mejores conductores de electricidad como el cobre, la plata y el oro poseen una alta densidad de electrones portadores de carga en la banda de valencia, así como una alta ocupación d niveles de energía en la banda de conducción. Hay que destacar que aunque la plata y el oro son mucho mejores conductores de la corriente eléctrica que el cobre, la mayoría de los cables se fabrican con este último meta o con aluminio en menor proporción, por ser ambos metales buenos conductores de la corriente eléctrica, pero mucho más baratos de producir y comercializar que la plata y el oro. 19.4 MATERIALES AISLANTES O DIELÉCTRICOS A diferencia de los cuerpos metálicos buenos conductores de la corriente eléctrica, existen otros como el aire, la porcelana, e cristal, la mica, la ebonita, las resinas sintéticas, los plásticos, etc., que ofrecen una alta resistencia a su paso. Esos materiales se conocen como aislantes o dieléctricos. Fig. 19.5: Cuerpos aislantes y eléctricos. Los cuerpos aislantes ofrecen una alta resistencia al so de la corriente eléctrica. En la foto izquierda se pueden observar diferentes materiales aislantes de plástico utilizados comúnmente en las cajas de conexión y en otros elementos propios de las instalaciones eléctricas domésticas de baja 148 tensión, así como el PVC (PolyVinyl Chloride – Policloruro de Vinilo) empleado como revestimiento en los cables conductores. En la foto de la derecha aparece, señalado con una flecha roja, un aislante de vidrio utilizado en las torres externas de distribución eléct ica de alta tensión. Al contrario de lo que ocurre con los átomos de los metales, que ceden sus electrones con facilidad y conducen bien la corriente éctrica, los de los elementos aislantes poseen entre cinco y siete electro es fuertemente ligados a su última órbita, lo que les impide cederlos. Esa característica l convierte en malos conductores de la electricidad, o no la conducen en absoluto. Fig. 19.6: Banda prohibida En los materiales aislantes, la banda de conduccion se encuentra practicamente vacia de portadores de cargas electricas o electrones, mientras que la banda de valencia esta completamente llena de estos. Como ya conocemos, en medio de esas dos bandas se encuentra la “ banda prohibida” , cuya mision es impedir que los elec rones de valencia, situados en la ultima orbita del atomo, se exciten y salten a la banda de conduccion. La energía propia de los electrones de valencia equivale a unos 0,03 eV (electrón-voltios) aproximadamente, cifra muy por debajo de los a 10 eV de energía de salto de banda (Eg) que requerirían poseer los electrones para atravesar el ancho de la banda prohibida en los materiales aislantes. 149 19.5 MATERIALES SEMICONDUCTORES Los primeros semiconductores utilizados para fines tecnicos fueron pequenos detectores diodos empleados a principios del siglo 20 en los primitivos radiorreceptores, que se conocian como “ de . Ese nombre lo tomo el radiorreceptor de la pequena piedra de galena o sulfuro de plomo (PbS) que hacia la funcion de diodo y que tenian instalado para sintonizar las emisoras de radio. La sintonizacion se obtenia mov endo una aguja que tenia dispuesta sobre la superficie de la piedra. Aunque con la galena era posible seleccionar y escuchar estaciones de radio con poca calidad auditiva, en realidad nadie conocia que misterio encerraba esa piedra para que pudiera captarlas. En 1940 Russell Ohl, investigador de los Laboratorios Bell, descubrio que si a ciertos cristales se le anadia una pequena cantidad impurezas su conductividad electrica variaba cuando el material se exponia a una fuente de luz. Ese descubrimiento condujo al desarrollo de las celdas fotoelectricas o solares. Posteriormente, en 1947 William Shockley, i vestigador tambien de los Laboratorios Bell, Walter Brattain y John Barden, desarrollaron el primer dispositivo semiconductor de germanio (Ge), al que denominaron “ transistor”y que se convertiria en la base del desar de la electronica moderna. Los "semiconductores" como el silicio (Si), el germani (Ge) y el selenio (Se), por ejemplo, constituyen elementos que poseen caracteristicas 150 intermedias entre los cuerpos conductores y los aislantes, por lo que no se consideran ni una cosa, ni la otra. Sin embargo, bajo inadas condiciones esos mismos elementos permiten la circulacion de la corriente electrica en un sentido, pero no en el sentido contrario. Esa propiedad se utiliza para rectificar corriente alterna, detectar senales de radio, amplificar senales de corriente electrica, funcionar como interruptores o compuertas utilizadas en electronica digital, etc. Fig. 19.7: Elementos semimetalicos. Lugar que ocupan en la Tabla Periodica los trece elementos con caracteristicas de semiconductores, identificados con correspondiente numero atomico y grupo al que pertenecen. Los que aparecen con fondo gris corresponden a “ metales” , los de fondo verde a “ m aloides”y los de fondo azul a “ no metales” . Esos elementos semiconductores que aparecen dispuestos en la Tabla Periodica constituyen la materia prima principal, en especial el silicio (Si), para fabricar diodos detectores y rectificadores de co transistores, circuitos integrados y microprocesadores. 151 Los atomos de los elementos semiconductores pueden poseer dos, tres, cuatro o cinco electrones en su ultima orbita, de acuerdo con el elemento especifico al que pertenecen. No obstante, los elementos mas utilizados por la industria electronica, como el silicio (Si) y el germanio (Ge), poseen solamente cuatro electrones en su ultima orbita. En este caso, el equilibrio electrico que proporciona la estructura molecular cristalina caracteristica de esos atomos en estado puro no les permite ceder, ni captar electrones. Normalmente los atomos de los elementos semiconductore se unen formando enlaces covalentes y no permiten que la corriente electrica fluya a traves de sus cuerpos cuando se les aplica una diferencia de potencial o corriente electrica. En esas condiciones, al no presen ar conductividad electrica alguna, se comportan de forma similar a un m erial aislante. TABLA DE ELEMENTOS SEMICONDUCTORES Núme ro Atóm ico Nombre de l Ele me nto 48 Cd (Cadmio) 5 B (Boro) 13 Al (Aluminio) 31 Ga (Galio) 49 In (Indio) 14 Si (Silicio) 32 Ge (Germanio) 15 P (Fósforo) 33 As (Arsénico) 51 Sb (Antimonio) 16 S (Azufre) 34 Se (Selenio) 52 Te (Telurio) Grupo e n la Tabla Ele c trone s e n Núme ro s de la última ó rbita va le nc ia Metal 2 e- +2 Metaloide 3 e- +3 4 e- +4 5 e- +3, -3, +5 6 e- +2, -2 +4, +6 Ca te g o ría Pe rió dica IIa IIIa Metal IVa Metaloide No metal Va VIa Metaloide No metal Metaloide Tabla No 19.1: Tabla de elementos semiconductores. 152 Existen dos tipos de impurezas, las P y las N, que cam n la conductividad del silicio y determinan el tipo de cristal a fabricar. Por tanto, como hay dos tipos de impurezas habrá dos tipos fundamentales de cristales, cristal de impurezas P y cristales de impurezas tipo N. El material semiconductor más utilizado es el Silicio Si), pero hay otros semiconductores como el Germanio (Ge) que también son sados en la fabricación de circuitos. El silicio está presente de manera natural en la arena por lo que se encuentra con abundancia en la nat raleza. Además, el Silicio presenta propiedades mecánicas y eléctricas buenas. S rificación es relativamente sencilla (llegándose a Si puro del 99,99999%) y el Silicio se presta fácilmente a ser oxidado, formándose SiO2 y constituyendo un aislante que se utiliza en todos los transistores. 19.6 CRIS TAL DE S ILICIO PURO Se denomina semiconductor puro aquél en que los átomos que lo constituyen son todos del mismo tipo, es decir no tiene ninguna clase de impureza. Fig. 19.8: Disposición esquemática de los átomos de Silicio La disposición esquemática de los átomos para un semiconductor de silicio podemos observarla en la figura 19.8, Las regiones sombreadas representan la carga positiva neta de los núcleos y los puntos neg s son los electrones, menos unidos a los mismos. 153 La fuerza que mantiene unidos a los átomos entre sí es el resultado del hecho de que los electrones de conducción de cada uno de ellos, son compartidos por los cuatro átomos vecinos. A temperaturas bajas la estructura normal es la que se muestra en la figura en la cual no se observa ningún electrón ni hueco libre y por tanto el semiconductor se comporta como un aislante. 19.7 CONDUCCIÓN DEL CRIS TAL DE S ILICIO PURO Fig. 19.9: Conducción del Silicio puro A la temperatura ambiente (20 - 25 ºC.) algunas de las fuertes uniones entre los átomos se rompen debido al calentamiento del semiconductor y como consecuencia de ello algunos de los electrones pasan a ser libres. En la figura 19.9 siguiente se representa esta situación. La ausencia del electrón que pertenecía a la unión de dos átomos de silicio se epresenta por un círculo. Cuando un electrón puede vencer la fuerza que le mantiene ligado al núcleo y por tanto abandona su posición, aparece un hueco, y e resulta relativamente fácil al electrón del átomo vecino dejar su lugar para llenar este hueco. Este electrón que deja su sitio para llenar un hueco, deja a su vez otro hueco en su posición inicial, De esta manera el hueco contribuye a la corriente lo mismo que el electrón, con una trayect entido opuesto a la de éste. 154 19.8 CRIS TAL TIPO N. CONDUCCIÓN Es el que está impurificado con impurezas "Donadoras", que son impurezas pentavalentes. Como los electrones superan a los hueco en un semiconductor tipo N, reciben el nombre de "portadores mayoritarios", mientras que a los huecos se les denomina "portadores minoritarios". Al aplicar una tensión al semiconductor de la figura 19.10, los electrones libres dentro del semiconductor se mueven hacia la izq rda y los huecos lo hacen hacia la derecha. Cuando un hueco llega al extremo derecho del cristal, uno de los electrones del circuito externo en ra al semiconductor y se recombina con el hueco. Fig. 19.10: Conducción cristal tipo N Los electrones libres de la figura circulan hacia el extremo izquierdo del cristal, donde entran al conductor y fluyen hacia el positivo de la batería. El número de electrones libres se llama n (electrones libres/m3). Fig. 19.11: Impurezas "Donadoras" pentavalentes 19.9 CRIS TAL TIPO P. CONDUCCIÓN Es el que está impurificado con impurezas "aceptoras", que son impurezas trivalentes. Como el número de huecos supera el número de electrones 155 libres, los huecos son los portadores mayoritarios y los electrones libres son los minoritarios. Al aplicarse una tensión, los electrones libres se mueven hacia la izquierda y los huecos lo hacen hacia la derecha. En la figura 19.12, los huecos que llegan al extremo derecho del cristal se recombinan co los electrones libres del circuito externo. Fig. 19.12: Conducción cristal tipo P Fig. 19.13: impurezas "Donadoras" trivalentes. En el circuito hay también un flujo de portadores minoritarios. Los electrones libres dentro del semiconductor circulan de derecha a zquierda. Como hay muy pocos portadores minoritarios, su efecto es casi despreciable en este circuito. Hay tantos huecos como impurezas de valencia 3 y sigue habiendo huecos de generación térmica (muy pocos). El número de huecos se llama P (huecos/m3). 19.10 UNIÓN PN. BARRERA DE POTENCIAL. DIODO Supongamos que se dispone de un monocristal de silicio puro, dividido en dos zonas con una frontera nítida, definida por un pla Una zona se dopa con impurezas de tipo P y la otra de tipo N La zona P iene un exceso de huecos, y se obtiene introduciendo átomos del grupo III en la red cristalina 156 La zona N dispone de electrones en exceso, procedentes de átomos del grupo V. En ambos casos se tienen también portadores de signo contrario, aunque en una concentración varios órdenes de magnitud inferior (portadores minoritarios). En cada zona la carga total es neutra: por cada electr n hay un ion positivo, y por cada hueco un ion negativo, es decir, no existen distribuciones de carga neta, ni campos eléctricos internos. El efecto es que los electrones y los huecos cercanos a la unión de las dos zonas la cruzan y se instalan en la zona contraria, es decir: § Electrones § Huecos de la zona N pasan a la zona P. de la zona P pasan a la zona N. Este movimiento de portadores de carga tiene un doble ecto. Centrémonos en la región de la zona P cercana a la unión: § El electrón que pasa la unión se recombina con un hueco. Aparece una carga negativa, ya que antes de que llegara el electró la carga total era nula. § Al pasar el hueco de la zona P a la zona N, provoca un defecto de carga positiva en la zona P, con lo que también aparece una a negativa. El mismo razonamiento, aunque con signos opuestos puede realizarse para la zona N. En consecuencia, a ambos lados de la unión se va creando una zona de carga, que es positiva en la zona N y negativa en la zona P Zo na P: Semiconductora, con una resistencia Rp Zo na N: Semiconductora, con una resistencia Rn Zo na de ago tamiento : No es conductora, puesto que no posee portadores de carga libres. En ella actúa un campo eléctrico, o bien entre los extremos actúa una barrera de potencial. 157 Fig. 19.14: Zona de agotamiento 19.15: Diferentes símbolos de los diodos 158 CAPÍTULO XX: IMPACTO AMBIENTAL DE LOS DESECHOS ELECTRÓNICOS 20.1 DEFINICIÓN: Cada año, el planeta genera entre 20 y 50 millones de toneladas de basura electrónica, conformada por el desecho de computadoras celulares y demás aparatos que son desplazados por productos más sofisti y cuyos componentes representan una fuente de contaminación al suelo, el agua y al aire. E-scrap, en una palabra alude a los equipos electrónicos que, en breve, se convertirán en basura electrónica. Cualquier computado , televisor, videograbadora, estéreo, fotocopiadora o equipo de fax se vuelve e-scrap luego de años de uso. Hoy el mundo tiende al reciclado de estos productos para disminuir la cantidad de residuos tóxicos (plomo, cromo o cadmio), que casi siempre terminan de relleno en basurales. ¿Qué son los residuos de aparatos eléctricos y electró (RAEE o e- Waste) o e-scrap? La expresión e-scrap o RAEE es el término informal popular que se utiliza para referirse a los productos electrónicos que se ace n al final de su “vida útil”. Computadoras, televisores, VCRs, estéreos, foto opiadoras y facsímiles son productos electrónicos comunes. Muchos de estos productos se pueden reutilizar, restaurar o reciclar. Por desgracia, los d echos de productos electrónicos componen el grupo de desperdicios de mayor crecimiento en el mundo. Además, algunos investigadores calculan que cerca del 75 por ciento de los aparatos electrónicos viejos se encuentr n almacenados, en parte debido a la incertidumbre de cómo manejar los materiales. 20.2 RECICLAJE LOS APARATOS ELECTRÓNICOS US ADOS La mayoría de los aparatos electrónicos contiene una cantidad de materiales, incluyendo metales, que se pueden reciclar. El reciclaje de los viejos aparatos electrónicos ahorra recursos y protege el medio ambiente 159 porque no es necesario extraer metales nuevos. Además, gunos productos electrónicos contienen altos niveles de ciertos materiales, como plomo, cromo o cadmio, que los convierte en residuos peligrosos cuando son desechados. La Secretaría de Ambiente y Desarrollo Sustentable de la Nación (SA y DS) considera peligrosos a los televisores, PCs, baterías y monitores descartados por tener compuestos de plomo, cadmio, PCBs, cromo, bromo, etc. Es por eso que estos aparatos no de n ir con la basura municipal. Para reciclarlos o exportarlos la SA y DS requiere un permiso especial que evalúe el impacto ambiental de tales operaciones, así como cumplir con tratados internacionales como la Convenció de Basilea para el movimiento de Residuos Peligrosos. 20.3 REUS O DE LOS DES ECHOS ELECTRÓNICOS Aquí se aplica el lema ecologista: “reducir, re-usar y reciclar”. Reduzca la generación de desechos a través de la compra inteligente y el buen mantenimiento. Reutilice todos los materiales que sean aprovechables, donándolos o vendiéndolos a alguien que todavía pueda usarlos. Recicle los componentes que no puedan repararse. Para encontrar una organización que reutilice o recicle los desechos de su industria o mercio busque en la base de datos de oportunidades de reciclaje de product s con posibilidades de re-usar. 20.4 BAS URA TECNOLÓGICA Primero definamos la basura, desechos o chatarra tecno ógica, que es un conjunto de residuos considerados peligrosos, provenie de computadoras, teléfonos celulares, televisores y elect domésticos, aunque no se consideraran mucho en el tema, debido a que no cambiamos con la frecuencia que los ya mencionados. Escogimos este tema porque consideramos que los desechos tecnológicos es un grave problema que tenemos actualmente, un ejemplo es que en México no tenemos una cultura o información acerca de lo que se tiene que 160 hacer con los residuos de aparatos electrónicos que ya no usamos, y que si los tratamos como basura domiciliaria, podemos provocar un gran problema al ecosistema y a nuestra salud, ya que este tipo de b ura contiene sustancias nocivas. Se estima que en las grandes ciudades del mundo, cada horas son desechadas cerca de 6'000 computadoras personales, cada una de ellas con un promedio de 8 gramos de plomo que es arrojado al medio ambiente. En México se estima que cada año se van a la basura entre 150'000 y 180'000 toneladas de basura tecnológica, ocasionando u grave problema porque se carece de políticas claras para reciclarla. las, teléfonos celulares, televisores, aparatos de audio y video, acaban en los tiraderos sin cuidado alguno. Este tipo de basura es muy peligrosa para la salud y el ecosistema, porque tienen sustancias sumamente tóxicas como plomo, mercur o, cadmio, cromo hexavalente, polibromobifenilo (PPP), y polibromodifeniléteres (PBDE), trióxido de antimonio retardantes de fuego, etcétera. Entre los daños a la salud provocados, por este tipo de desechos, encontramos: Tabla 20.1: Sustancias peligrosas S us tanc ias Cromo Daño pro vo cado : • Erupciones Cutáneas. • Malestar Estomacal y Úlceras. • Problemas Respiratorios. • Debilidad en el Sistema Inmune. • Daño en Riñones e Hígado. • Alteración del Material Genético. • Cáncer de Pulmón. • Muerte. 161 • Peturbación de la Biosíntesis de la Hemoglobina y del Sistema Nervioso. Plomo • Anemia. • Incremento de la Presión Sanguínea. • Daño a los Riñones. • Abortos. • Daño Cerebral. • Disminución de la Fertilidad del Hombre a través del daño en el Esperma. • Disminución en Habilidad de Aprendizaje en los Niños. • Perturbación en el Carácter de los Niños, como es la Agresión, Comportamiento Impulsivo e Hipersensibilidad. Mercurio • Daño al Sistema Nervioso. • Daño en Funciones Cerebrales. • Daño al ADN y cromosomas. • Reacciones Alérgicas, Irritación de la Piel, Cansancio y Dolor de Cabeza. • Efectos Negativos en la Reproducción, Daño en el Esperma, Defectos de Nacimiento y Abortos. • Diarrea, Dolor Estomacal y Vómitos Severos. • Debilidad en Huesos provocando Fracturas. • Fallos en la Reproducción y Posibilidad de Infertilidad. Cadmio • Daño al Sistema Nervioso Central. • Daño al Sistema Inmune. • Desordenes Psicológicos. • Posible Daño en el ADN. • Desarrollo de Cáncer. Mientras en el aspecto ecológico encontramos los siguientes problemas: • Cambio Climático. • Erosión del Suelo. 162 • Alteración del Ciclo Hidrológico. • Contaminación del Agua. Al ser desechados estos tipos de aparatos, podemos reciclar muchos de sus componentes, ya que si no se les da el tratamiento ade uado o no son reciclados, pueden ocasionar graves consecuencias para medio ambiente y para las personas que se dedican a ello en condiciones precarias. Entre algunas cosas que podríamos hacer para mejorar esta problemática, sería: • Reducir la Generación de Desechos Electrónicos a través de la Compra Responsable y el Buen Mantenimiento de estos. • Vender o Donar los Equipos Electrónicos que aún Funcionen y no Usemos. • Donar Equipos Rotos o Viejos a Organizaciones encargad s de Reparar y Reutilizar con Fines Sociales. • Reciclar los Componentes que no puedan Repararse. 163 V MATERIALES Y MÉTODOS El presente proyecto de investigación es de modalidad aplicada, un texto necesario y muy útil para todas los estudiantes y doce es que consoliden su conocimiento en las ciencias aplicado a la ingeniería electrónica. Durante el proceso de investigación, se ha empleado los siguientes métodos: Comparativo: Para contrastar los conceptos de los diferentes autores. Dialéctico: Para analizar el problema social dentro de un contenido científico y tecnológico. De analogía: Este método nos sirve para determinar las similitudes de las diferentes teorías, propiedades, conceptos, etc, que tienen los autores en la ciencia de la química. VI RES ULTADOS : Este trabajo de investigación “TEXTO: QUÍMICA GENERAL ADO A LA INGENIERÍA ELECTRÓNICA”, tenía como propósito fundamental de brindar al estudiante los conocimientos básicos en la cual la qu mica se relaciona con los temas de ingeniería electrónica, com por ejemplo en la aplicación a futuro del quinto y sexto estado de la materia, el estudio de los enlaces químicos, incidiendo en el enlace metálico, del mismo modo las consecuencias que traería la contaminación de los vert ros electrónicos. VII DIS CUS ION Si se observa el desarrollo de este proyecto de invest gación y se compara con la bibliografía de las diferentes bibliotecas de la Universidad, tendrá mucha ventaja ya que los temas están ordenados de acue do a la realidad de la currícula de lngeniería Electrónica. 164 VIII REFERENCIA [1] BURNS RALPH, “Fund amentos d e Química”, Editorial Prentice Hall, México, 2003. [2] CHANG RAYMOND “ Química ” 4ta Edición – Editorial Mc Graw Hill, México, 2005. [3] EBBING, DARREL “Químic a General” 7m a Edición, Editorial Mc G raw Hill, México, 2000. [4] GARZÓN, GUILLERMO,“Químic a General con Manual de Lab o ratorio” 4ta. Edició n, Editorial Mc Graw Hill, México, 2000 [5] HOUSECROFT, CATHERINE- SHARPE, ALAN, “Química Inorgánica”, 2da Edición, Editorial Pearson Educación S.A, España, 2006. [6] KOTZ, JOHN – TREICHEL, PAUL “Química y Reac tivid ad Química ” 5ta. Edición Editorial Thomson , México, 2003. [7] MILLER, TYLER “Eco logía y Med io Amb ie nte” 2daEdición, G rup o Editorial Ibe roam érica S .A. de C.V. Mé x ico , 2000. [8] PETRUCCI, HARWOOD Y HERRING, “Químic a General – Enlace Químico y Es tructura d e la Materia”, 8va. Edición, Editorial de Pearson Educación S.A Volumen I y II , España, 2003. [9] SHACKELFORD JAMES F., “Introd ucción a la ciencia de lo s mate riales p ara ingenieros ”, 6ta. Edición, Editorial de Pearson Educación S.A. España, 2005. [10] WHITTEN K, W , “Químic a Gene ral” Editorial Interamericana , 2007. 165 ANEXOS : Artículo s obre el Grafeno S e confirma q ue el grafeno e s el material más fuerte d el mund o. Los inves tigad ores han med id o la fuerz a neces aria p ara q ueb rarlo Hace tiempo que investigadores e industriales piensan n el grafeno (aislado por primera vez en 2004) como sustituto del silicio para el desarrollo los semi-conductores en los que se sustentarán los futuros orde adores ultrarápidos. Y ésta es sólo una de las múltiples aplicacio es que evolucionan ya –tanto en el ámbito de la nanotecnología como fuera de él– a partir de este material de extraordinarias propiedades. Ahora los científicos han confirmado lo que también sospechaban hace ya tiempo: ue se trata del material más fuerte que jamás hayamos conocido. Por César Gutiérrez. R e pre s en tación de la prue ba d e dure z a. Univers idad de Co lum bia. Artículo s relac ionado s Logran un transistor de grafeno de 300 GHz Crean un nuevo material fino como el papel y duro como el diamante. Desde que finalmente se diera con él en 2004, el goteo de noticias (a cual más asombrosa) acerca del grafeno ha sido continuo. Ha aumentado sin cesar las tesis doctorales (de un par de ellas hace cu años a cientos en 2007), las investigaciones y las notas de prensa sobre nuevas aplicaciones de este reciente y extraordinario material. En Tendencias21 ya hemos informado de la creación del primer nanotransistor construido con grafeno y también del desarrollo de un derivado del material, el óxido de grafeno, de propiedades no menos sorprendentes. Las aplicaciones del grafeno (algunas aún potenciales otras llevadas ya a la realidad y la práctica) incluyen desde sus usos ele nicos –dadas sus extraordinarias propiedades conductoras y semiconductoras–, hasta la futura construcción de ascensores espaciales, pasando por la abricación de 166 corazas humanas en el ámbito de la seguridad, por ejem un chaleco antibalas de una flexibilidad sólo comparable a su extrema resistencia, y tan fino como el papel. Fig.1: Estructura del grafeno La última novedad sobre el grafeno, según informa en un comunicado la Universidad de Columbia, es que, por primera vez, los nvestigadores han confirmado lo que ya se sospechaba: que se trata del material más fuerte jamás testeado. Un s ó lido futuro Las pruebas han sido llevadas a cabo por Jaffrey Kysar y James Hone, profesores de ingeniería mecánica de la Universidad de Colum bia, y consistieron en la medición de la fuerza que se necesita para romper el grafeno. Para ello tuvieron que utilizar –como no podía ser de otro modo– diamante, asimismo alótropo del carbono y mineral natu al de extrema dureza, con un 10 asignado en la clásica escala de dureza de Mohs. Se hicieron agujeros de un micrómetro de ancho sobre una lámina de silicio y se puso en cada uno de esos agujeros una muestra perfecta de grafeno. Y a continuación rompieron el grafeno con un instrumento puntiagudo hecho de diamante. Para que podamos hacernos una idea de la dureza del grafeno, Hone propuso a Technology Review una curiosa analogía. Comparó las pruebas 167 realizadas por él y Kysar con poner una cubierta de pl stico sobre una taza de café y medir la fuerza que requeriría pinchar esa cubierta con un lapicero. Pues bien, según explicó Hone, si en lugar de plástico que se pusiera sobre la taza de café fuera una lámina de grafeno, des ués situáramos encima el lápiz, y en lo alto de éste colocáramos un a móvil que se sostuviera en equilibrio sobre él, la lámina de grafeno ni se inmutaría. Claro que esto sería muy difícil, no sólo por la dific tad de poner un automóvil sobre un lapicero, sino porque es extremadam te difícil conseguir una muestra de grafeno perfecto al nivel mac óscópico de los lapiceros y las tazas de café (“Sólo una muestra minúscula puede ser perfecta y super-resistente”, aseguró Hone); pero la comparación es perfectamente válida porque ésa es proporcionalmente l resistencia del grafeno a nivel microscópico. Fig . 2: Es tructura laminar plan a de l g rafeno . Nanoe s tructuras de carbo no Conviene recordar que se trata de un material obtenido a partir del grafito, con la reseñable particularidad de que aquél consiste en una de las capas que conforman a éste. Es decir, y para ubicarnos en el orden nanométrico al que nos estamos refiriendo: la lámina de grafeno tiene el grosor de “un” átomo; independientemente de las formas y estructuras que 168 pueda adquirir (por ejemplo, los nanotubos, si la lámina se enrolla en forma de cilindo, o las buckyballs –traducidas como fullerenos o como buckybolas, si la lámina se enrolla en forma de balón), o cuántas esas capas puedan superponerse o combinarse para sus aplicaciones y usos industriales. Como curiosidad, para obtener las capas individuales de grafeno a partir del grafito (previamente frotado sobre una lámina de silic o) en los laboratorios universitarios se ha venido utilizando el llamado “método del celo”, que consiste en aplicar una “cinta adhesiva” doblada a los dos extremos de la pieza de grafito, y después separándola; y repitiendo el proceso varias veces hasta la obtención de una única capa. Todo ello (cinta adhesiva incluida) a escala nanométrica, claro. En algunas universidades se viene pagando unos 10 dólares a los becarios por realizar este trabajo. Para su producción industrial se ontinúan investigando y desarrollando métodos obviamente distintos al “del celo” y, dada la cantidad de nuevas potenciales aplicaciones que día a día se plantean para el grafeno y las extraordinarias propiedades del mismo que una y otra vez se descubren o se confirman, se espera ue pronto pueda hacerse a gran escala y bajo coste. El fin del s ilicio La industria de semiconductores –uno de los campos donde el material parece ser más prometedor–, que tiene la intención de construir ordenadores mucho más rápidos que los actuales mediante el desarro de microprocesadores con transistores de grafeno, está de enhorabuena con estas últimas pruebas sobre la fortaleza del mismo. Precisamente uno de los principales impedimentos en la construcción de microprocesadores es la presión –según explica Julia Greer, investigadora del Ins tituto T e cnológico de California (Calte ch)–, y los materiales usados para fabricar los transistores no sólo deben tener excelentes propiedades eléctricas, “sino que también deben ser capaces de sob evivir a la tensión a 169 que se ven sometidos durante el proceso de fabricación y al calentamiento generado por repetidas operaciones. El proceso utiliza para estampar conexiones eléctricas metálicas en los microprocesadores, por ejemplo, ejerce una tensión que puede provocar el fallo de los hips.” Greer concluye que “el calor es demasiado para que los materiales lo soporten”. Pero ahora, tras las pruebas realizadas sob e la resistencia del grafeno, parece quedar demostrado que éste es capaz de soportarlo. Konstantin Novoselov, de la Universidad de Manches te r, quien fue el primero en aislar láminas bidimensionales del material, ha comentado: “Sabíamos que el grafeno era el material más resistente; este trabajo lo confirma”. 170 APENDICE Problemas de aplicación: 1. Dadas las propiedades de la materia : ( ) Inercia ( ) Color ( ) Olor ( ) Calor ganado ( ) Área ( ) Densidad ( ) Presión de un gas ( ) Calor latente de fusión Son Extensivas e Intensivas 2. Diga cuántas son sustancias simples ( SS ) y cuántas son sustancias compuestas ( SC ) en la siguiente relación ( ) Acero inoxidable ( ) Anhídrido carbónico ( ) Ozono ( ) Diamante ( ) Sal gema ( ) Ácido sulfúrico ( ) Aire ( ) Agua potable ( ) Cloro ( ) Agua regia 3. Completar el cuadro siguiente y hallar la operación pe da: Co mpues to Ato micidad Nº de e lemento s diferentes C3H8 a f H3BO3 b g Mg(NO3)2 c h Suma 1 = a + b+ c 4. Suma 2 = f + g + h Hallar : M = ( Suma 1 ) ( Suma 2 ) Calcular la energía almacenada en un cuerpo de 2, 5 to das de masa. Dato: 1 ton = 10 3 kg 5. En una explosión nuclear se liberan 522 PJ, si además se recogen 14, 2 kg de sustancia residual. ¿ Qué porcentaje de la masa se transformó en energía? Dato : 1 PJ = 10 15 J 171 6. mf 4 = . Si c = mo 3 En la cinética de una partícula cósmica se cumple que: velocidad de la luz, m i = masa en el reposo relativo, m f = masa final; se pide calcular la velocidad de la partícula en ese instante? 7. Si se cumple : mo 3 . ¿Cuál sería la velocidad que alcanzaría dicho = m f 2 cuerpo en ese instante? fm . Mm . mm am . dm . nm =J Tm . mm . Gm m3 8. Hallar el valor de “J”: 9. Hallar el valor de “Q” : Q = 3 10 m 3 . cm . mm nm . dm 10. La diferencia de los cuadrados de los números de masa y atómico es 481. Si el número de neutrones es 13. Calcular el número de masa. 11. La diferencia de los cuadrados entre el número de masa y el número atómico es 675, si tiene 15 neutrones . Calcular el nú o de electrones de su ión trinegativo. 12. Un átomo es isoelectrónico con otro átomo de carga + 7 ; a su vez éste es isóbaro con el Ni 59 e isótono con el 26 Co 60. ¿Cuál es la carga nuclear del primero? 13. La semidiferencia entre el número de neutrones y número de protones de un átomo con número de masa 77 es 2, 5. Determinar el núm electrones que presentará el catión divalente de dicho átomo. 14. Si el número atómico del I es 53. ¿Cuál será el número de electrones del anión I - ? 15. No es un grupo de elementos representativos: A ) Li , na , K , Rb , Cs , Fr D ) F , Cl , Br , I , At B ) He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn E ) Be , Mg , Ca , Sr , Ba , Ra C ) Hg , H , Cu , Fe , Co , U 16. Indica si las siguientes características corresponden metales (M), no metales (NM) ó semimetales (SM) ( ) Fácilmente forma cationes ( ) Son muy electronegativos 172 ( ) Generalmente presentan altas densidades 17. Completar las siguientes reacciones nucleares: I. 6 C 14 ======> 23 II. 11 Na III. 86 Ra 222 7 N 14 ======> 10 ======> 2 Ne 20 He 4 + ................. + ................. + γ + ............... 18. Por emisión de partículas alfa y beta el Uranio – 238 ( Z = 92 ) se transforma en Protactinio – 218 ( Z = 91 ) . ¿Cuántas partículas α y β en total se emitió el Uranio?. 19. En la ecuación nuclear mostrada. ¿ Cuál es el núcleo padre ? 83 20. Bi 210 + 2n =====> Z XA + 2α + γ + ................. Abreviar la reacción nuclear siguiente : 53 I 120 α + ====> 54 Xe 122 21. El número de enlaces covalentes múltiples, covalentes coordinados y pares de electrones no compartidos respectivamente del HNO 3 , es: Datos: ( 1 H ; 7 N ; 8 O) 22. Marque la secuencia correcta, respecto al tipo de enlace usando la diferencia de electronegatividades. ( ) El enlace entre el Ca y el F en el CaF2 es iónico. ( ) El enlace entre el C y el H en el CH 4 es covalente apolar. ( ) El enlace entre el H y S en el H2 S es covalente polar. 23. La presión que se ejerce sobre los 25 litros de un gas se aumenta de 25 atmósferas a 90 atmósferas. Calcular el nuevo volumen i la temperatura permanece constante. 24. Tenemos 60 ml de un gas a 20 °C ¿Qué temperatura será duplicar el volumen manteniendo constante la presión? esaria para 25. El pistón de un cilindro con el gas que contiene ocu 700 cm3, de igual temperatura la presión se quintuplica. El volumen anterior se reduce en 200 cm3 Hallar el volumen del pistón. 173
