Historia biográfica de la Química de 2º

Química de 2º
Francisco Martínez Navarro
TERMOQUÍMICA
La termoquímica estudia los cambios energéticos en las reacciones químicas. Se basa en los principios de la
termodinámica.
Si una reacción se desprende energía se llama exotérmica o exoenergética y si una reacción se absorbe
energía se llama endotérmica o endoenergética. La ley de Hess establece que “cuando los reactivos se
convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que la reacción se efectúe
en un solo paso o en una serie de pasos consecutivos” “La entalpía del proceso global es la suma de las
entalpías de cada uno de los procesos parciales”.
Una reacción es espontánea cuando la variación de energía libre es negativa.
Henry Hess (1802-1850) profesor de San Petesburgo, enunció en 1840 el principio de la
termoquímica o del estado inicial y el estado final, según el cual el calor liberado a lo largo de
una reacción química es independiente de los estados intermedios. Su «ley de la constancia
de la suma de los calores de reacción», no es más que un caso particular de la «ley de
conservación de la energía», descubierta por Mayer en 1842. Así es como, en la primera mitad
del siglo XIX, nació la termoquímica
Demostró que la cantidad de calor producida al transformarse una sustancia A en B, es la
misma cualquiera que fuese la reacción seguida y las etapas en las que se produjese. Por la
formulación de su ley, que enuncio en 1840, se le considera el fundador de la termoquímica.
Rudolf Clausius (1823-1888)
J.
(1839-1903)
Ludwig Boltzman (1844 – 1906)
Generalizó el segundo principio
de la termodinámica enunciado
por Sadi Carnot introduciendo el
concepto de entropía en 1865:
como una medida del grado de
desorden
de
un
sistema.
Investigo la teoría cinética de los
gases «El calor que no puede
transformarse en trabajo va
aumentando constantemente».
Demostró que el calor no pasa
espontáneamente de un cuerpo
a otro de temperatura superior
(principio
de
Clausius),
aseveración que equivale al
segundo
principio
de
la
termodinámica.
y obtuvo la ecuación que permite
calcular el calor latente de
vaporización de una sustancia en
función de la temperatura
(Ecuación
de
Clausius
–
Clapeyron).
Introduce la función de entalpía
libre «G» para estudiar la
espontaneidad y el equilibrio
químico, definiendo la afinidad
química
con
bases
termodinámicas.
Introdujo
el
concepto de «potencial químico»,
factor intensivo correspondiente a
la masa.
En su una obra , «El equilibrio de
las sustancias heterogéneas»
(1876-1878) enuncia la regla de
las fases de Gibbs y expone la
aplicación de la termodinámica a la
química y a la electroquímica.
Enuncio el 2º principio en la forma:
“La energía del Universo es
constante. La entropía crece
incesantemente
y
seguirá
creciendo hasta alcanzar un valor
máximo”.
W
Gibbs
desarrolló
el
significado
microscópico
de
la
entropía,
demostrando
su
carácter
probabilístico. Es el fundador de la
Mecánica Estadística
Demostró que el segundo principio
de la termodinámica (la entropía de
un sistema cerrado aumenta
siempre) es una ley estadística, que
se debe a que el estado de mayor
entropía es también el más
probable.
En 1844 dedujo teóricamente la ley
experimental de distribución de la
energía radiante descubierta por
Josef Stefan, que paso a llamarse
ley de Stefan – Boltzman:
“La
radiación total emitida por un cuerpo
negro es proporcional a la cuarta
potencia
de
la
temperatura
absoluta”.
GUÍA DE LECTURA
1. Lee el siguiente documento biográfico y realiza un esquema que recoja las ideas fundamentales del mismo.
2. Después de leer el documento biográfico elige uno de los científicos que aparecen y busca la información
necesaria y completa sus aspectos biográficos utilizando la ficha y los documentos de apoyo entregados por el
profesorado
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Química de 2º
Francisco Martínez Navarro
EQUILIBRIO QUÍMICO
Un estado de equilibrio solamente puede alcanzarse en un sistema cerrado y aislado. Los cambios de este
tipo son reversibles. Los estados de equilibrio suponen reacciones incompletas. Tanto si inicialmente se
parte de los "reactivos" como de los "productos", una vez se alcanza una situación de equilibrio químico se
encuentran presentes todas las sustancias químicas que participan en el mismo. No se agota ninguna de las
especies químicas puestas inicialmente a reaccionar.
Las concentraciones de equilibrio (o también las presiones parciales en el caso de gases) guardan una relación
matemática constante denominada constante de equilibrio, Kc, (o KP), cuyo valor sólo queda determinado por
la temperatura a la cual se ha alcanzado el equilibrio químico.
La idea básica que debe ser asumida es el carácter dinámico del equilibrio químico.
Henry Le Chátelier (1850-1936), en 1880 estudió la influencia de factores tales como la
presión, la temperatura y la concentración en el equilibrio. En sus investigaciones, se
mantuvo en estrecho contacto con los problemas planteados por la industria. En 1888 Le
Chátelier enunció su principio de la siguiente forma.
Si un sistema en equilibrio se perturba o modifican sus condiciones (presión,
temperatura, concentraciones) el equilibrio se rompe y el sistema evoluciona en la dirección
que tiende a contrarrestar dicha modificación exterior, hasta alcanzar una nueva posición
de equilibrio. Le Chatelier formuló su principio de una forma totalmente inductiva, sin
ofrecer ningún tipo de prueba teórica. Las aplicaciones industriales del principio de Le
Chatelier le otorgaron una gran relevancia. Sin embargo, ya desde 1909 diferentes
autores, entre ellos varios premios Nobel -Ehrenfest, Planck, Bijvoet, Prigogine criticaron el
carácter vago y ambiguo de las diferentes formulaciones
J. H. van't Hoff (1852-1911), en el
año 1877 abandonó la idea de fuerza
química y explicó el estado de
equilibrio químico en términos
estrictamente cinéticos publicó su
famosa relación de desplazamiento
del equilibrio en función de la
temperatura. Esta relación la obtuvo
a partir de la ecuación establecida
por primera vez por Kirchhoff en
1858, consecuencia inmediata del
primer principio de la termodinámica.
Según este autor (primer premio
Nobel de Química en 1901) en
cualquier proceso reversible, a una
determinada
temperatura,
el
equilibrio químico se alcanza cuando
las velocidades directa e inversa son
idénticas. Estas velocidades son
directamente proporcionales a las
concentraciones de las sustancias
que participan en cada una de ellas.
Arrhénius, de acuerdo con
la teoría de los choques
procedentes de la cinética de
los gases y del reparto
energético
de
Boltzman,
elaboro una
teoría, la
velocidad de reacción es
proporcional al número de
colisiones
entre
las
moléculas que reaccionan.
Introdujo el concepto de
«choque eficaz», de forma
que sólo los reactivos que
hubieran adquirido una cierta
energía «de activación»,
concepto introducido por
Ostwald, en 1890
C. M. Guldberg (1836-1902) y P.
Waage (1833-1900), profesores
de Matemáticas aplicadas y de
Química, respectivamente, en la
Universidad
de
Cristianía
(actualmente Oslo), en el año
1862, particularizaron su ley de
acción de masas al equilibrio de
esterificación. Encontraron una
relación constante (actualmente
denominada
Kc)
entre
las
concentraciones de equilibrio de
los 'productos' y de los 'reactivos'.
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Química de 2º
Francisco Martínez Navarro
EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE
A lo largo de la Historia de la Química se han dado muchos ejemplos de clasificación de las sustancias
por sus propiedades, con la finalidad de sistematizar su estudio. Atendiendo a dichas propiedades, una
importante clasificación de los compuestos inorgánicos -los primeros conocidos- fue en ácidos (del latín,
ácidus: agrio) y bases, antiguamente llamados álcalis (del árabe al kali: cenizas de planta). En este sentido, en
1663, R. Boyle (1627-1691) asignaba un conjunto de propiedades a los ácidos y también a las bases, siendo el
primero que usa como referencia el cambio de color de indicadores naturales. Con el desarrollo de la Química
fue ampliándose la definición fenomenológica de ácido y de base hasta ser caracterizadas estas sustancias
por las propiedades mencionadas en el apartado anterior. El estudio conjunto de los ácidos y de las bases fue
una consecuencia de la reacción de neutralización, por la que estas sustancias compensan mutuamente sus
propiedades características.
El químico-físico S. A. Arrhenius (1859-1927) que define ácido y base por los iones que
pueden formar en disolución acuosa.
Iinvestigó el carácter conductor de las disoluciones acuosas de algunos compuestos,
llamados electrólitos (ácidos, bases y sales), llegando a formular como hipótesis
explicativa que estas disoluciones conducen la corriente eléctrica porque el electrólito se
disocia formando iones, es decir átomos o grupos de átomos con carga eléctrica. Estos
iones tienen movilidad en el seno del agua y de ahí el carácter conductor de la disolución.
Cuando en 1884 presentó su teoría en su tesis doctoral no fue muy bien acogida, aunque
posteriormente el desarrollo de sus trabajos sobre la disociación iónica le valió el premio
Nobel en 1903. Según Arrhenius, ácido es aquella sustancia que, en disolución
acuosa, se disocia dando iones hidrógeno (H+) y base es toda sustancia que en
disolución acuosa, se disocia dando iones oxhídrilo (OH-)
A. L. Lavoisier (1743 - 1794), en 1.777 defendía la idea de que todos los ácidos contenían
oxígeno, nombre que él propuso a este elemento (derivado del griego: "formador de ácidos").
H. Davy (1778 - 1829), en 1810, demostró que el ácido muriático estaba constituido únicamente
por hidrógeno y cloro y defendió que todos los ácidos contenían hidrógeno.
J. L. Gay-Lussac (1778-1850), en 1814, afirmó que los ácidos y las bases no debían definirse
H.Davy
por sí mismos sino unos en función de los otros, propuesta muy de acuerdo con una de las
ideas actuales.
J. von Liebig (18031873)
extendió
la
presencia
de
hidrógeno a los ácidos
orgánicos, afirmando,
en 1838, que los
ácidos
contienen
hidrógeno de forma
que este elemento
puede reemplazarse
por metales.
J. N. Brönsted (1879-1947) y T. M. Lowry (1874-1936)
introducen de forma independiente en 1923 el carácter
relativo del concepto de ácido o de base, es decir, una
sustancia no es ácida o básica por sí misma, sino que
dependerá de la sustancia frente a la que se encuentre.
Una sustancia se comporta como ácido si cede
protones (H+) a otra que, al aceptarlos, actúa como
base. Por tanto, una determinada sustancia no es ácida
o básica por si misma, sino que dependerá de frente a
quien se encuentre. Por tanto, podemos afirmar: Una
sustancia se comporta como ácido cuando cede
protones actúa como base si los acepta.
La teoría de Brónsted/Lowry contempla la definición
Arrhenius como una situación particular. Soerensen
Gay Lusac
G. N. Lewis (1875-1946)
habla de ácido y de base
en función de quien
aporta y quien recibe los
electrones,
para
compartirlos,
en
la
formación
del
enlace
covalente
coordinado
entre ambas especies.
introdujo en 1909 el concepto de pH para definir la
fuerza de un ácido.
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Química de 2º
Francisco Martínez Navarro
REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN
El descubrimiento por el físico italiano Alessandro Volta de la primera pila eléctrica va a provocar una gran
conmoción en el campo de la química. La comunicación hecha ante la Royal Society de Londres data del 20 de
marzo de 1800. Los generadores electroquímicos derivados de la pila de Volta van a permitir disponer de
corriente continua, y serán las bases de prodigiosos avances en el electromagnetismo y la electroquímica.
En 1786, el profesor de Anatomía de la Universidad de Bolonia, Luigi Galvani, se dio cuenta de que los
músculos de las ancas de rana presentaban espasmos frente a una descarga eléctrica y que se contraían y
relajaban en contacto con dos metales distintos. Galvani supuso, erróneamente, que estas contracciones de los
músculos de las ancas de la rana, al contacto con una pieza bimetálica de cobre y cinc, eran provocadas por el
tejido muscular.
Michel Faraday (1791- 1867) fue uno de los grandes científicos experimentales del siglo
XIX. Las investigaciones de Faraday sobre el paso de la electricidad a través de las
disoluciones le llevaron en 1830 a las leyes de Faraday sobre la electrolisis, investigando la
relación existente entre la cantidad de electricidad que atraviesa una disolución y la cantidad
de sustancia transformada. Dichas investigaciones de Faraday fueron la base remota de las
primeras reflexiones sobre la existencia de una unidad elemental de carga como
constituyente universal de toda la materia y de una posible estructura del átomo, puesto que
mostraban la relación entre éste y la electricidad.
El concepto de ion introducido por Faraday, según el cual un átomo de un elemento dado se
asocia a cierta carga eléctrica, siempre la misma, es el primer indicio experimental de la
naturaleza discontinua de la electricidad. Se vislumbra ya aquí la primera partícula subatómica el electrón como
carga elemental universal de toda la materia, aunque su conocimiento efectivo tuvo que esperar hasta principios
del siglo XX. Realizo grandes aportaciones al electromagnetismo. Descubrió la inducción electromagnética.
Humphry Davy (1778-1829), célebre
químico
británico,
conocido
especialmente por sus experimentos en
electroquímica, por el descubrimiento y
obtención de numerosos elementos
químicos por electrolisis y por su invento
de la lámpara de seguridad en la minas.
Fabricó la mayor batería construida hasta
entonces, con 250 células y pasó una
corriente eléctrica potente a través de
soluciones
de
varios
compuestos,
descubrió y preparo los siguientes
elementos nuevos: sodio, potasio, calcio,
magnesio, estroncio, bario y boro. Sus
experimentos con los ácidos indicaron
que es el hidrógeno, y no el oxígeno, el
que produce las características de los
ácidos.
Davy
también
realizó
descubrimientos notables sobre el calor.
En 1813 tomo como ayudante a Michael
Faraday, su mayor descubrimiento, según
reconoció el mismo. Presidente de la
Royal Society de 1920 a 1927.
Alesandro Volta (1745-1827)
En 1793, demostró que la corriente
eléctrica que aparecía al contacto
de dos metales distintos con el
músculo tenía su origen en las
piezas de metal y no en el tejido
animal. Volta fue el primero en
construir, en 1800, un generador de
corriente continua, la pila de Volta.
Consistía en un conjunto de discos
apilados de cinc y plata, separados
por trozos de cartón empapados
con agua salada. Este invento
resulto
de
una
enorme
trascendencia técnica y científica.
La pila de Volta producía por
primera vez un flujo continuo de
carga eléctrica a través de un
conductor, lo que permitió el inicio
del camino para el aprovechamiento
de la energía eléctrica.”
John Frederic Daniell
(1790-1845)
Miembro de la Royal Society
desde los veintitrés años.
Invento el higrómetro en
1820
para
medir
la
humedad.
Contribuyo al desarrollo de
la electroquímica, mejoró la
batería
de
Volta
que
disminuía de intensidad
rápidamente. Consiguió una
batería de vida más larga,
que se denomina Pila de
Daniell, de cobre y cinc.
La pila de Daniell fue la
primera fuente segura de
corriente eléctrica.
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2. Después de leer el documento biográfico elige uno de los científicos que aparecen y busca la información
necesaria y completa sus aspectos biográficos utilizando la ficha y los documentos de apoyo entregados por el
profesorado.
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Química de 2º
Francisco Martínez Navarro
Nombre del alumno/a: _____________________________ Grupo:_____________________
ACTIVIDAD: Después de leer la biografía del científico, completa la siguiente ficha. Busca la
información necesaria y utiliza los documentos de apoyo entregados por el profesorado.
BIOGRAFÍA DEL CIENTÍFICO:
1.
PERFIL BIOGRÁFICO
(___________ - __________)
(Cronología que recoja los principales aspectos
de su vida y de su obra. Principales aportaciones
realizadas. Hechos más destacados)
2.
FORMACIÓN CIENTÍFICA
Principales influencias que recibió. Ideas
dominantes de la Ciencia en la que se formo.
Cuáles fueron sus maestros y marcos teóricos
que existían en su época y que influyeron en su
formación. Estado en que se encontraban los
problemas que más tarde abordó
3.
LA CIENCIA Y LA SOCIEDAD DE SU ÉPOCA
Contexto social y político que se vivía. Influencia
de la sociedad de su época en los desarrollos
científicos. Principales acontecimientos, ideas
sociales y políticas de la sociedad de su época.
4.
APORTACIONES A LA CIENCIA.
Descubrimientos realizados y teorías elaboradas.
Principales obras escritas por orden cronológico.
5.
RELACIONES CON SUS CONTEMPORANEOS
Otros científicos o personas relevantes de la
sociedad de su época.
6.
APLICACIONES TECNOLÓGICAS E
IMPLICACIONES SOCIALES DE LOS
DESCUBRIMIENTOS CIENTÍFICOS
Establecer un paralelismo cronológico que señale
las interrelaciones entre la Ciencia, la Tecnología
y la Sociedad.
7.
BIBLIOGRAFÍA UTILIZADA
Libros o artículos de revistas utilizados,
materiales o documentos de apoyo entregados
por el profesorado y utilizados.
Reseñar en la forma: APELLIDO, Nombre (año):
Titulo del libro o artículo. Ciudad, Editorial o
nombre número y páginas de la revista.
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