universidad nacional abierta ya distancia

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD
Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingenierias
Contenido didáctico del curso Estructura de la materia
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA
Escuela de Ciencias Básicas Tecnologías e Ingenierías
401581-ESTRUCTURA DE LA MATERIA
DOLFFI RODRÍGUEZ CAMPOS MSc.
(Director Nacional)
MANUEL LOZANO RIGUEROS. Químico
Acreditador
ARBELÁEZ
2010
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Contenido didáctico del curso Estructura de la materia
ASPECTOS DE PROPIEDAD INTELECTUAL Y VERSIONAMIENTO
El presente modulo corresponde a la primera versión, que fue diseñada en el 2010
por el Msc. DOLFFI RODRÍGUEZ CAMPOS, Docente Auxiliar de la UNAD,
adscrita a la Escuela de Ciencias Básicas, Tecnología e Ingeniería del CEAD
Arbeláez. La docente Dolffi Rodríguez, se ha desempeñado como tutora en los
cursos de Bioquímica, Química General, Química Orgánica, Bioquímica y
Microbiología desde el 2008; en la actualidad se desempeña como directora
nacional del curso Estructura de la Materia.
La realización del módulo contó con las observaciones y sugerencias del Químico
Manuel Lozano Regueiros. El presente documento cuenta con los últimos
lineamientos emitidos por la UNAD con el fin de que pueda ser publicada en los
Repositorios autorizados de la Universidad.
Este documento se puede copiar, distribuir y comunicar públicamente bajo las
condiciones siguientes:
• Reconocimiento. Debe reconocer los créditos de la obra de la manera
especificada por el autor o el licenciador (pero no de una manera que sugiera que
tiene su apoyo o apoyan el uso que hace de su obra).
• No comercial. No puede utilizar esta obra para fines comerciales.
• Sin obras derivadas. No se puede alterar, transformar o generar una obra
derivada a partir de esta obra.
• Al reutilizar o distribuir la obra, tiene que dejar bien claro los términos de la
licencia de esta obra.
• Alguna de estas condiciones puede no aplicarse si se obtiene el permiso del
titular de los derechos de autor
• Nada en esta menoscaba o restringe los derechos morales del autor.
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Contenido didáctico del curso Estructura de la materia
INTRODUCCIÓN
Se presenta a la comunidad académica, en especial a los estudiantes de química
de la UNAD, el módulo denominado: estructura de la materia, elaborado bajo los
principios metodológicos de la educación superior a distancia.
Este curso metodológico tiene 3 (tres) créditos académicos, es teórico-práctico y
se inscribe en el campo de formación disciplinar. De esta forma, es fundamental
para la comprensión conceptual y procedimental de las principales leyes y teorías
científicas que rigen el estudio de la química y por ende de los cambios,
interacciones y dinámica molecular de la materia.
El propósito central del curso es el de comprender el origen y desarrollo de los
conocimientos relacionados con la estructura de la materia, en particular, la
manera como se conforman los elementos químicos , compuestos, átomos y
moléculas, estudiando los conceptos de enlace químico y estructura molecular,
desde la antigüedad hasta los comienzos del siglo XX.
El documento está organizado en tres grandes unidades: Química y Energía,
Estructura de la materia e interacciones moleculares y Cinética de reacciones y
equilibrio, los cuales a su vez se subdividen en capítulos y lecciones. Cada
capítulo de la obra se desarrolla utilizando una estrategia didáctica que busca
suministrar a los estudiantes
elementos conceptuales, procedimentales y
metodológicos, encaminados a la generación
de un aprendizaje autónomo
significativo. Por lo tanto, se comienza con el planteamiento de objetivos claros
que definen los propósitos usados del tema expuesto, sigue una breve
introducción y el despliegue de la temática central, apoyado con situaciones
problémicas y ejercicios prácticos, que ilustran y amplían los conceptos teóricos
descritos. Es importante anotar que cada ecuación planteada, se ha tratado en lo
posible de explicar con palabras, para así entender su significado y aplicabilidad.
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Adicionalmente, en cada unidad se dan los fundamentos conceptuales básicos
para la ejecución de las prácticas de laboratorio, las cuales son imprescindibles
en la preparación del estudiante para afrontar su vida profesional.
Para lograr un verdadero aprendizaje autónomo de estas temáticas, se requiere
que el estudiante tenga claro conceptos previos como: átomo, partículas
fundamentales, molécula y compuestos químicos. El contenido del módulo inicia
con una visión general e integral de la química como ciencia y su importancia en
la sociedad; posteriormente, se adentra en el fascinante microcosmos atómico, y
las leyes de conservación de masa y energía, lo mismo que en las reacciones
químicas en fase acuosa. A continuación, se prosigue con teorías del enlace y
geometría molecular que dan explicación de las diversas fuerzas de interacción y
repulsión en sistemas fisicoquímicos. Finalmente, se concluye con los principios
básicos de
cinética de reacciones
y
equilibrio químico, ligados al concepto
entrópico, como potencial termodinámico predictor del equilibrio junto a la energía
libre de Gibbs.
Es importante señalar que para la comprensión significativa de estos temas, su
estudio está orientado por las principales leyes y teorías científicas que hacen de
la química una ciencia vanguardista que dinamiza y rige los principales procesos
industriales y biológicos que se desarrollan en este planeta.
Por último, se recomienda revisar detalladamente la
bibliografía y cibergrafía
expuestas al final del módulo, con el fin de realizar consultas especializadas
orientadas a profundizar los temas descritos, de tal forma que el estudiante
promueva la autogestión de su aprendizaje autónomo independiente.
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INDICE DE CONTENIDO
PRIMERA UNIDAD. FUNDAMENTOS DE LA QUIMICA ...................................... 10
Capitulo 1. El mundo de la Química................................................................... 10
Lección 1. La química como ciencia............................................................... 10
Lección 2. La investigación en Química ......................................................... 18
Lección 3. Relaciones de la Química con la Sociedad y la tecnología. .......... 19
Capitulo 2. El concepto de átomo. ..................................................................... 21
Lección 4. La medición y el sistema internacional de unidades. .................... 21
Lección 5. El concepto de carga eléctrica ...................................................... 39
Lección 6. Las partículas atómicas de interés en química y la determinación
de masa atómica ............................................................................................ 44
Capitulo 3. Leyes de conservación de la masa y la energía .............................. 66
Lección 7. El concepto de masa y energía..................................................... 66
Lección 8. Temperatura como propiedad ....................................................... 78
Lección 9. Energía como propiedad de la materia ......................................... 80
Lección 10. Métodos para intercambiar energía entre sistemas .................... 84
Lección 11. Ecuaciones químicas y energía ................................................ 100
Lección 12. Balance de masa y energía en las reacciones químicas: ......... 120
Capitulo 4. Reacciones químicas en medio acuoso......................................... 140
Lección 13. El concepto de concentración: molaridad ................................. 140
Lección 14. Iones en disolución: el concepto de electrolito .......................... 141
Lección 15. Análisis estequiométrico de las reacciones ácido base, de
precipitación y redox en medio acuoso ........................................................ 146
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INDICE DE TABLAS
Tabla 1 Unidades SI fundamentales ..................................................................... 22
Tabla 2 Unidades de conversión de algunas unidades básicas ............................ 22
Tabla 3 Prefijos utilizados para formar múltiplos y submúltiplos ........................... 24
Tabla 4 Valores de masa y carga de las partículas subatómicas. ......................... 51
Tabla 5 Calor específico de algunas sustancias comunes .................................... 88
Tabla 6 Calores molares de vaporización para líquidos selectos .......................... 94
Tabla 7 Calores molares de fusión para sustancias selectas ................................ 96
Tabla 8 Entalpias estándar de formación a 25°C ................................................ 114
Tabla 9. Valores de combustión de compuestos orgánicos a 25°C. ................... 116
Tabla 10 Clasificación de electrolitos en disolución acuosa ................................ 145
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INDICE DE FIGURAS
Figura 1 Mapa conceptual Ramas de la Química. ................................................. 17
Figura 2. Representación de la formación de Deuterio. ........................................ 34
Figura 3. Ciclo del carbono.................................................................................... 35
Figura 4. Formación de elementos pesados en las estrellas................................. 36
Figura 5. Descarga eléctrica en el aire a una presión de 0,1 mmHg ..................... 41
Figura 6. Tubo de rayos catódicos. ....................................................................... 42
Figura 7. Experimento de Millikan ......................................................................... 45
Figura 8 modelo de budín de pasas ...................................................................... 48
Figura 9 Modelo atómico de Rutherford ................................................................ 48
Figura 10 Escalas de temperatura, adaptado de Fuente no especificada ............. 79
Figura 11. Ejemplo de diferentes sistemas termodinámicos ................................. 83
Figura 12 Ejemplo de diferentes formas de transferencias de calor ...................... 84
Figura 13. Cambios de fase que presenta la materia ............................................ 92
Figura 14 Representación de la pérdida de un electrón en el átomo de Sodio ... 142
Figura 15 Representación de la ganacia de un electrón en el átomo de cloro .... 142
Figura 16. Moléculas de agua rodeando iones Sodio. ........................................ 143
Figura 17. Colores en estado reducido y oxidado de K 2Cr2O7 y KMnO4 ............. 152
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INDICE DE GRÁFICOS
Gráfica 1 Parábolas correspondientes a los isótopos del neón. ............................ 47
Gráfica 2 Aumento de la presión de vapor con la temperatura para tres líquidos. 93
Gráfica 3. De Calentamiento Temperatura vs tiempo............................................ 98
Gráfica 4. Curva de calentamiento para una sustancia, Temperatura vs tiempo. . 98
Gráfica 5. Dependencia de la solubilidad de algunos compúestos iónicos en agua
a diferentes temperaturas.................................................................................... 155
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ÍNDICE DE ILUSTRACIONES
Ilustración 1. Comparación de tamaños de diferentes planetas con la tierra ........ 30
Ilustración 2. Comparación de tamaño de la tierra con los planetas gigantes del
sistema solar. ........................................................................................................ 31
Ilustración 3. Comparación tamaño de los planetas con el sol .............................. 31
Ilustración 4. Expansión cósmica fuente ............................................................... 33
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PRIMERA UNIDAD. FUNDAMENTOS DE LA QUIMICA
Capitulo 1. El mundo de la Química
Lección 1. La química como ciencia
Para definir la química como ciencia es importante primero hablar de lo que
significa ciencia:
El patólogo mexicano Ruy Pérez, dedicado también al estudio de la filosofía
humana realizó una propuesta para definir ciencia, según él “ciencia es actividad
humana creativa cuyo objetivo es la comprensión de la naturaleza y cuyo producto es el
conocimiento, obtenido por medio de un método científico organizado en forma deductiva y
que aspira a alcanzar el mayor consenso posible”
En este orden de ideas, la química por estudiar las propiedades de la materia y los
cambios en la composición de la misma, se puede considerar ciencia. La química
se convierte en disciplina científica en el siglo XVII, los avances tecnológicos que
se dieron en la Gran Bretaña, en el campo industrial con la máquina de vapor,
abrió el camino a la química industrial.
A continuación se describe un breve resumen de cómo la química llegó a ser
considerada ciencia:
El filósofo griego Aristóteles pensaba que las sustancias estaban formadas por
cuatro elementos: tierra, aire, agua y fuego. Paralelamente discurría otra corriente,
el atomismo, que postulaba que la materia estaba formada de átomos, partículas
indivisibles que se podían considerar la unidad mínima de materia. Esta teoría,
propuesta, por el filósofo griego Leucipo de Mileto y su discípulo Demócrito de
Abdera no fue popular en la cultura occidental dado el peso de las obras de
Aristóteles en Europa. Sin embargo tenía seguidores (entre ellos Lucrecio) y la
idea se quedó presente hasta el principio de la edad moderna.
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Entre los siglos III a. C. y el siglo XVI d.C la química estaba dominada por la
alquimia. El objetivo de investigación más conocido de la alquimia era la búsqueda
de la piedra filosofal, un método hipotético capaz de transformar los metales en
oro. En la investigación alquímica se desarrollaron nuevos productos químicos y
métodos para la separación de elementos químicos. De este modo se fueron
asentando los pilares básicos para el desarrollo de una futura química
experimental.
La química como tal comienza a desarrollarse entre los siglos XVI y XVII. En esta
época se estudió el comportamiento y propiedades de los gases estableciéndose
técnicas de medición. Poco a poco fue desarrollándose y refinándose el concepto
de elemento como una sustancia elemental que no podía descomponerse en
otras. También esta época se desarrolló la teoría del flogisto para explicar los
procesos de combustión1.
Objeto de estudio de la Química, la materia y la energía:
La química tiene como objeto de estudio determinar la composición, estructura y
propiedades de la materia. Además, se encarga de determinar los cambios que
esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.
Los procesos estudiados por la química, implican el análisis de la interacción que
tienen las partículas fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas
compuestas como son los átomos y las moléculas, también partículas
microscópicas como cristales y superficies. Por lo tanto, la química es de gran
importancia en diferentes campos como la física, biología, medicina, geología y
astronomía entre otros.
Ramas de la Química y su función
1
UNIVERSIDAD
NACIONAL
DE
ANTIOQUÍA,
Sede
Medellín.
[En
http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/sedes/medellin/q1060/lecciones/cap1/medicion.htm.
11
línea]
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Debido a que la química estudia un campo muy amplio, se hizo necesario dividirle
en áreas específicas como: Química General, Química inorgánica, química
orgánica, química analítica, Fisicoquímica y Bioquímica.
A continuación se presenta una breve síntesis del objeto de estudio de cada una
Química General: Estudia los fenómenos comunes a toda la materia, sus
propiedades y leyes. Ciencia experimental que se ocupa de las transformaciones
de unas sustancias en otras sin que se alteren los elementos que las integran 2.
Se puede dividir en:
Química pura Estudia las sustancias tanto orgánicas como inorgánicas, y los
métodos que se emplean para ello.
Química aplicada Utiliza los procedimientos de la química pura para resolver
problemas de distintas áreas
Las ramas de la Química pura son:
Química Orgánica: Estudia las sustancias de la materia viviente. Justus von
Liebig (1803−1873) fue uno de los principales artífices del desarrollo de la química
orgánica del siglo XIX. También estudió con Liebig el español Ramón Torres
Muñoz de Luna (1822−1890) que tradujo al castellano algunas obras del químico
alemán.
Una de las contribuciones de Liebig en el campo de la química orgánica fue el
desarrollo del
método para determinar carbono e hidrógeno en sustancias
orgánicas. El procedimiento está basado en la propiedad del óxido cúprico de
oxidar las sustancias orgánicas que con él se calientan para transformarlas en
dióxido de carbono y agua.
Otra contribución fundamental en el desarrollo de la química orgánica de este
período fue la introducción por parte de Berzelius del concepto de "isomerismo" y
los estudios cristalográficos de Louis Pasteur (1822−1895) sobre los isómeros
ópticos del ácido tartárico (ácido 2,3−dihidroxibutanodioico). El "tártaro" (un tartrato
2
[En línea] http://www.mundodescargas.com/apuntes-trabajos/quimica/decargar_ramas-de-laquimica.pdf.
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ácido de potasio) era bien conocido por los vinicultores como un sólido que se
separaba del vino durante la fermentación.
Química Inorgánica: Estudia las sustancias constituyentes de la materia sin vida.
El tratado de química del sueco Jöns Jacob Berzelius (1779−1848) fue una de las
obras de referencia más importantes para los químicos de la primera mitad del
siglo XIX. Además de sus importantes contribuciones al desarrollo de la química
inorgánica, Berzelius es recordado por haber introducido las modernas fórmulas
químicas.
Físico−Química: Estudia los fenómenos comunes a estas dos ciencias, es decir
estudia la materia utilizando conceptos físicos y químicos. La química física no se
constituyó como especialidad independiente hasta finales del siglo pasado y
principios del actual. A pesar de ello, durante todo el siglo XIX se realizaron
notables aportaciones a algunos de los campos que habitualmente suelen reunirse
bajo la química física como la termoquímica, la electroquímica o la cinética
química.
Química Preparativa: Estudia la preparación y purificación de sustancias en
laboratorio para desarrollar nuevos productos.
Química Analítica: El desarrollo de la química analítica a mediados del siglo XIX
aparece con las obras de Heinrich Rose (1795−1864) y Karl Remegius Fresenius
(1818−1897). Heinrich Rose fue profesor de química en la Universidad de Berlín,
desde donde realizó numerosas contribuciones a la química, entre ellas el
descubrimiento del niobio. El proceso de análisis de Rose se abría con el uso del
ácido clorhídrico que permitía identificar la plata, mercurio y plomo.
La química analítica estudia los métodos de identificación y determinación de la
cantidad de elementos presentes en todos los compuestos 3. Se subdivide en dos
ramas específicas:
3
[En línea] http://cdigital.dgb.uanl.mx/la/1020115308/1020115308_005.pdf.
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Análisis cualitativo: detecta los componentes que forman parte de un
material.
Análisis cuantitativo: detecta que cantidad de cada componente se
encuentra en un material
Las ramas de la Química Aplicada:
Quimiurgia: Estudia la aplicación de la química en la agricultura con vistas a su
utilización como materia prima en otras industrias; las mieles, por ejemplo
obtenidas de los azúcares de remolacha pueden utilizarse como base de alcohol,
las tusas de maíz para combustible, el maní para lanas artificiales (Ardil), la grasa
de la lana de los carneros para unturas y cosméticos y el furfural para una amplia
variedad de productos.
Bioquímica: Estudia los procesos químicos que ocurren en los seres vivos o sea
quiere decir la base molecular de la vida. En los procesos vitales interaccionan un
gran número de substancias de alto peso molecular o macromoléculas con
compuestos de menor tamaño, dando por resultado un número muy grande de
reacciones coordinadas que producen la energía que necesita la célula para vivir,
la síntesis de todos los componentes de los organismos vivos y la reproducción
celular. Al conjunto de reacciones que suceden dentro de los seres vivos se le
llama metabolismo. Actualmente se conoce a detalle la estructura tridimensional
de las macromoléculas de mayor importancia biológica, los ácidos nucleídos y las
proteínas, lo que ha permitido entender a nivel molecular sus funciones biológicas.
Gracias al conocimiento de la estructura de los ácidos nucléicos, se esclarecieron
los mecanismos de transmisión de la información genética de generación a
generación, y también los mecanismos de expresión de esa información, la cual
determina las propiedades y funciones de las células, los tejidos, los órganos y los
organismos completos.
Astroquímica: Estudia la composición sustancial existente en el universo. Es la
ciencia que se ocupa de la composición química del Sol y de los planetas, de las
estrellas y de la materia difusa interplanetaria o, más en general, interestelar.
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La astroquímica estudia el comportamiento de los diversos tipos de moléculas y de
iones libres en la atmósfera de los cuerpos celestes, e investiga, además, la
formación del denominado polvo cósmico y la abundancia relativa de los
elementos químicos en el Universo. Para ello se vale del análisis espectroscópico
de la radiación electromagnética emitida o absorbida por los cuerpos celestes.
Los
astroquímicos
cuentan
fundamentalmente
con
las
técnicas
de
la
radioastronomía y espectroscopia para realizar sus análisis de la materia
interestelar, las estrellas y las galaxias. La mayor parte del trabajo teórico en
cosmología está dedicado a rastrear la evolución de los elementos químicos
desde el primitivo Big Bang o Gran Explosión hasta la muerte de las estrellas.
Cristaloquímica: Sobre la relación entre la composición química y las
propiedades y formas de cristalización de las sustancias
Química Farmacéutica: Estudia la estructura, propiedades y aplicaciones de los
medicamentos.
Química técnica o industrial: Trata de la obtención de sustancias en operaciones
generales o unitarias (ingeniería química) o cada industria en particular (química
industrial).
Otras Ramas de la Química4:
Radioquímica: Estudia las transformaciones de los elementos y sustancias
radioactivas. También estudia las propiedades de los radioisótopos, los métodos
para su obtención y purificación, su uso en la investigación química y los efectos
químicos de las transformaciones nucleares.
Estequiometria: Es la rama de la química que se encarga de estudiar las
relaciones
ponderales
(de
peso),
masa−masa,
mol−mol,
masa−volumen,
mol−volumen... de las substancias que participan en una reacción química. Para
que dicha ley se cumpla las ecuaciones químicas deben estar correctamente
balanceadas; para ello existen tres diferentes métodos de balanceos de
ecuaciones, de balanceos de ecuaciones, son tanteo, algebraico, redox.
4
[En línea] http://cdigital.dgb.uanl.mx/la/1020115308/1020115308_005.pdf.
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Estoicheión=elemento o sustancia, Metría = medición. Es la masa de una
microscópica molécula de cualquier compuesto, y se expresa en unidades de
masa (mas.)
La Iatroquímica: El sistema iatroquímico, vigente durante la segunda mitad del
siglo XVII, asumió las interpretaciones paracelsistas, pero eliminando sus
elementos panvitalistas y metafísicos, que sustituyó por el mecanicismo, el
atomismo y el método científico inductivo.
En la figura 1 se puede apreciar un mapa conceptual que resumen las ramas de la
química con sus respectivas definiciones.
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Figura 1 Mapa conceptual Ramas de la Química.(Elaborado por: Dolffi Rodríguez, 2011). Ver en
http://cmapspublic.ihmc.us/rid=1HSCKCPMT-230GHY9-1GTW/RAMAS%20DE%20LA%20QU%C3%8DMICA.cmap
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Lección 2. La investigación en Química
Debido a que la química es una ciencia que estudia el comportamiento de la
materia, este conocimiento permite su trasformación para beneficio del hombre.
En muchos países la química se considera una ciencia central, puesto que tiene
una relación directa con el desarrollo económico, debido a que todas las industrias
tienen una dependencia directa con la química en la medida que esta transforman
materiales en otros productos.
La investigación química opera en dos niveles: el de los descubrimientos
científicos básicos, que a menudo no tienen aplicación inmediata, y el de los
productos para satisfacer una necesidad determinada. Al producirse un problema
humano - escasez repentina o anunciada, fallos en los materiales, o nuevos
peligros - la industria química puede orientar sus objetivos de investigación para
encontrar una solución5.
En este orden de ideas, la investigación puede ser en química básica, o en
química aplicada. La primera tiene como fin conocer más acerca de los
materiales, sin importar la aplicabilidad de los conocimientos y la segunda busca
desarrollar un producto útil o resolver problemas concretos de la sociedad.
La investigación en química permite conocer las reglas universales del
comportamiento de la materia, las moléculas y materiales existentes en el
universo, lo que conlleva a crear, innovar y mejorar en muchos casos la calidad de
vida.
A continuación se numeran algunos campos en los que la investigación en
química ha tenido gran impacto:
En el campo farmacéutico, la investigación en química ha permitido una exitosa
lucha contra las enfermedades, con el descubrimiento y síntesis de fármacos, lo
5
La Química y la vida [En línea] http://www.aecq.es/esp/quimica_vida.pdf.
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que ha permitido mejorar y alargar la calidad de vida tanto para animales como
para seres humanos.
En la agricultura, los resultados de las investigaciones en química han permitido
desarrollar productos fitosanitarios como fungicidas, herbicidas e insecticidas
selectivos que permiten proteger y mejorar los cultivos.
En el campo de la cultura, uno de los descubrimientos más importantes que nos
acompaña desde hace más de 40 siglos, producto de la investigación en química,
ha sido la tinta. Esta ha tenido diversas modificaciones en el transcurso del
tiempo, en la medida que se ha modificado los soportes en los que se debía
aplicar. La persistencia de este producto, ha ser degradado por la luz, agentes
externos y por el efecto del tiempo, ha permitido transmitir la cultura a través de
los siglos.
Por
otra
parte,
los
científicos
están
investigando
para
alcanzar
la
superconductividad a altas temperaturas y están trabajando en materiales
cerámicos que utilicen poca o nada energía. Estas son entre otras muchas, las
aplicaciones y avances que ha tenido la investigación en química.
Desde 1901, con el fin de galardonar la labor de los investigadores químicos más
sobresalientes, se viene otorgando el Premio Nobel de química, por parte de la
Real Academia de las Ciencias de Suecia. Se han laureado 160 científicos con
este premio hasta el 2010.
Lección 3. Relaciones de la Química con la Sociedad y la tecnología.
La química, es una ciencia natural,
ENERGÍA
trata
del
conocimiento
de
las
sustancias y de sus transformaciones,
PRODUCCIÓN
DE
ALIMENTOS
SALUD
sus
QUÍMICA
aplicaciones
se
dirigen
industria, que a su vez tiene una fuerte
incidencia en la sociedad.
TRANSPO
RTE
hacia
COMUNIC
ACIONES
19
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El desarrollo de la química ha producido un alto impacto sobre cinco áreas
cruciales para la sociedad contemporánea: energía, producción de alimentos,
salud, transporte y comunicaciones.
En la actualidad los avances tecnológicos se basan en los conocimientos
aportados por la química y otras ciencias. La tecnología y la química se han
desarrollado a la par, permitiendo mejorar la
calidad de vida de los seres
humanos, mejorar la disponibilidad alimentaria, obtener nuevos materiales,
mejorar la salud, contribuir a la descontaminación.
En cuanto el aporte a la disponibilidad de alimentación, la química y la tecnología
han producido fertilizantes artificiales, los cuales contribuyen a mejorar y aumentar
las cosechas, este aumento en la producción de alimentos, ha hecho necesario
que se produzca aditivos alimentarios. Dichos aditivos tienen diferentes usos,
algunos son usados como conservantes, es decir que impiden el crecimiento de
microorganismos, otros como acidulantes para intensificar el sabor. También se
han utilizado como colorantes, los cuales mejoran el aspecto externo de los
alimentos y como antioxidantes para evitar la oxidación de los alimentos.
Con respecto a la obtención de nuevos materiales, tradicionalmente se venían
utilizando los aceros que son más pesados, presentan menor resistencia térmica,
y química, y mayor tenacidad. Estos materiales fueron reemplazados por
cerámicas que son materiales más duros y ligeros, presentan mayor resistencia
térmica, y mayor fragilidad.
En cuanto a la salud, la química y la tecnología, ha contribuido a la síntesis de
moléculas para la producción de nuevos medicamentos, por ejemplo las
sulfamidas y los antibióticos, han sido una de las grades contribuciones de la
química a la medicina para combatir las infecciones, causa de muchas muertes
antes de su descubrimiento. Esta contribución va de la mano con el desarrollo de
productos der limpieza, tales como jabones y detergentes, mejorando la salud y
calidad de vida humana.
Por otra parte, al mismo tiempo que la industria química contamina el medio
ambiente con aguas residuales, lluvia ácida, entre otros, ofrece medidas para
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descontaminarlo, por ejemplo procedimientos y reactivos para neutralizar acidez
de aguas, depurar aguas residuales, entre otros procesos aportados por la
química para proteger el medio ambiente.
Capitulo 2. El concepto de átomo.
Lección 4. La medición y el sistema internacional de unidades.
La elección de unidades ha sido siempre antropométrica al ser el hombre el sujeto
que mide ("El hombre es la medida de todas las cosas", Protágoras, s. V a.C.): el
ritmo día/noche, la longitud de un paso, la temperatura del cuerpo humano, etc. En
muchos casos la elección fue harto caprichosa; p.e. Luis XIV eligió la longitud de
su pie como unidad patrón, Jorge III de Inglaterra eligió en hacia 1770 como
unidad de volumen patrón la capacidad de su orinal (Galón Imperial), enviando
como patrón secundario a las colonias americanas el orinal de su mujer (Galón
USA); anecdóticamente, las colonias americanas declararon su independencia en
1776 y en 1811 Jorge III fue apartado del trono por enajenación mental.
Es muy importante, aunque no imprescindible, que las unidades sean universales
en el sentido de que su valor sea independiente de la posible variación de otras
magnitudes externas, es decir, que la duración del día sea la misma hoy que ayer,
que los pasos sean equidistantes y no varíen de un sujeto a otro, que la
temperatura del cuerpo humano no varíe con la edad, ni con el tiempo, ni de un
sujeto a otro, que la longitud del metro no varíe con la temperatura, etc. Cuanto
más universales son las unidades más sencillas son las relaciones entre ellas en
los modelos matemáticos que describen el comportamiento observado de la
Naturaleza, las llamadas "Leyes de la Física".(1).
Los científicos trabajan arduamente para la adopción de un sistema de unidades
de medidas conocido como el Sistema Internacional de Unidades (SI) (Systeme
International d’ Unites), para los sus estándares o patrones se conocen como
21
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unidades SI, en la tabla 1, se presentan las unidades fundamentales de las cuales
derivan todas las demás. Los patrones para las unidades de longitud, masa y
tiempo, son las unidades métricas bien conocidas como: metro (m), kilogramo (Kg)
y segundo (s), otras unidades de gran interés miden la corriente eléctrica (el
ampere, A), la temperatura (el kelvin, K) y la cantidad de sustancia (el mol, mol).
Las demás cantidades físicas, tales como energía, fuerza y carga eléctrica se
pueden expresar en términos de las unidades fundamentales, algunas de estas
cantidades se pueden observar en la tabla 2, junto con nombres, símbolos y
equivalencias.
Tabla 1 Unidades SI fundamentales
MAGNITUD
UNIDAD
SÍMBOLO
Longitud
metro
m
Masa
Kilogramo
Kg
Tiempo
Segundo
s
Intensidad corriente eléctrica
Ampere (amperio)
A
Temperatura
Kelvin
K
Cantidad de sustancia
Mol
mol
Intensidad luminosa
Candela
cd
Ángulo plano
Radián
rad
Angulo sólido
Esteroradian
sr
Tabla 2 Unidades de conversión de algunas unidades básicas
MAGNITUD FÍSICA
UNIDAD
Longitud
Metro (m)
Masa
Kilogramo (kg)
Tiempo
Segundo (s)
Volumen
Metro cúbico (m3)
22
EQUIVALENCIA
1m=100cm; 1 pie=30, 48
cm; 1 pie=12 pulgada; 1
pulg= 2.54 cm
1Kg=103gr; gr=106mg;
1lb=454 g; 1mg=10-6g;
1Kg=2,2 lb; 1 ton=1000 Kg
1h=3600s
3
1m =103L; 1L=103dm3;
1L=103mL=103 cm3;
1 galón =3,78 dm3 (EE.UU)
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Fuerza
Newton (N)
Presión
Pascal (Pa)
Energía y trabajo
Julio (J)
Calor
Caloria (cal)
Potencia
Vatio (w)
1N=1Kg.m.s-2; 1N=105
dinas
1dina=1gcms-2
1Pa=1N.m-2; 1KPa=103Pa;
1atm=101325 Pa;
1atm=760mmHg=14,7 Psia
1J=Nm=107ergios,
1 ergio=1 dina.cm;
1L.atm=101,325 J
1Cal = 4,186J; 1BTU=252
Cal
1Kcal=103cal
1W=J.S-1
1KW=103 W
La forma recomendada de escribir las cifras que acompañan unidades es dejando
un espacio después de cada tercer dígito a cada lado del punto decimal. Ejemplo:
1 032. 987 35
Las comas NO deben usarse para marcar millares, para Europa se usa la coma
para marcar el decimal, por lo que el número anterior se escribiría:
1 032, 987 35
Este sistema tiene las siguientes ventajas que hacen que actualmente sea
aceptado por la mayoría de los países y las autoridades internacionales:








6
Es un sistema coherente pues el producto o el cociente de dos o más de sus magnitudes
producen una unidad derivada.
Su unidad de fuerza es independiente de la aceleración generada por la gravedad, por lo que
es constante en todo lugar.
Cada magnitud tiene su propia unidad SI.
El factor para la obtención de unidades derivadas es siempre una unidad.
Se utiliza exclusivamente el sistema arábigo de numeración con base 10, permitiendo que la
relación de múltiplos y submúltiplos en una misma magnitud siempre sean relaciones
decimales con cada unidad.
Se pueden utilizar prefijos antes de las unidades para facilitar el trabajo con las magnitudes SI
demasiado grandes o muy pequeñas.
Todas las unidades SI están definidas mediante experimentos físicos que se pueden replicar
en laboratorios sin utilizar prototipos estándar.
En comparación con otros sistemas tales como el CGS, el Sistema Internacional posee
unidades relativamente grandes como el kilogramo para la masa y el newton y no la dina para
6
la fuerza.
En: ICONTEC. SI, sistema internacional de unidades. Bogotá, Voluntad, 1976., p. 24 – 25
23
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Las anteriores unidades se basan en el sistema decimal (cada diez unidades
generan otra superior); es decir, que pueden tener múltiplos y submúltiplos, todos
sobre base diez (10). Actualmente se dispone de 14 prefijos que indican cuantas
veces es mayor o menor la unidad derivada, de los cuales, los más usados se
listan en la tabla 3.
En la tabla 3 se presentan algunos de los prefijos utilizados para formar múltiplos y
submúltiplos en el SI
Tabla 3 Prefijos utilizados para formar múltiplos y submúltiplos (2 pág. 8)
PREFIJOS
Tera
Giga
Mega
Kilo
Hecto
Deca
Deci
Centi
Mili
Micro
Nano
Pico
Femto
Atto
ABREVIATURAS PARA
MÚLTIPLOS
T
G
M
K
h
da
d
c
m
u
n
p
f
a
EQUIVALENCIAS
1012
109
106
103
102
101
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
10-15
10-18
A continuación se dan las reglas de escritura de las unidades SI y sus símbolos,
con el fin de memorizar y mecanizar su escritura e interpretación teniendo en
cuenta la nomenclatura internacional y, de hecho, de las revistas especializadas7:
a) Los símbolos de las unidades deben escribirse en tipo romano (times roman),
independientemente del tipo usado en el texto.
b) Los símbolos de las unidades no tienen plural.
c) A los símbolos de las unidades no se les coloca punto final.
d) Los símbolos de las unidades se escriben después del valor numérico completo en la
expresión de una magnitud, dejando un espacio entre el valor numérico y el símbolo.
e) Los símbolos de las unidades se escriben con minúscula excepto cuando el nombre de la
unidad se deriva de un nombre propio; en este caso la primera letra se escribe con
mayúscula. Ejemplo: m metro; s segundo; A ampere; Wb weber.
f) En los símbolos de las unidades no se debe remplazar una letra mayúscula por la
7
ICONTEC. SI. Sistema internacional de unidades., p. 58 y ss.
24
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g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
n)
minúscula o viceversa, aún en los textos especiales, pues cambia el significado. Por
ejemplo: 10 kg significa diez kilogramos. 10 Kg significa diez kelvin gramos.
Las unidades derivadas de nombres propios como ampere, newton, kelvin, no cambian en
plural, tal como sucede en castellano cuando se citan apellidos por ejemplo los Rivera, los
García. Así se debe decir 10 ampere y no diez amperes.
Las unidades no se escriben con mayúsculas porque no son realmente apellidos de los
sabios sino nombres de unidades que perpetúan su memoria.
Los símbolos de las unidades no se deben usar solos en el texto, en lugar de las unidades.
Se debe decir recorrió cuatro metros y no recorrió cuatro m.
Los símbolos se usan únicamente a continuación de los valores numéricos, expresados en
cifras y separados como se indica en (d).
Cuando la unidad compuesta está formada por la multiplicación de dos o más unidades,
esto debe indicarse en cualquiera de las formas siguientes: N.m Nm
Cuando el símbolo de una unidad coincide con el de otra con prefijo, se debe tener cuidado
para evitar confusiones. Por ejemplo, la unidad newton metro debe escribirse Nm ó m.N
para evitar errores con el milinewton (mN).
Cuando una unidad se forma por la división de una unidad por otra, esto se debe indicar
por cualquiera de las formas siguientes: m/s ó m.s – 1 ó m/s.
La unidad de temperatura termodinámica es el kelvin y no el grado kelvin; su símbolo es K
y no °K. En la práctica se utiliza el grado Celsius cuyo símbolo es °C.
Para profundizar en el tema se sugiere consultar la siguiente página:
http://www.scribd.com/doc/37307898/NORMA-ICONTEC-NTC-1000METROLOGIA-SISTEMA-INTERNACIONAL-DE-UNIDADES
A continuación observemos algunos ejercicios de conversión de unidades:
Ejemplo 1:
Cuántos miligramos hay en 2 libras de azúcar?
Revisando la tabla 2 de conversión de unidades se tiene que:
1Lb= 454 g ; 1g =1000 mg
Utilizando los factores de conversión se tiene:
2 Lb
454 g 1000mg
90.800 mg ó 9,08
1Lb
1g
105 mg
RTA: 2Lb de azúcar contienen 9,08 x 10 5 mg
1 mol de cualquier gas ideal, en condiciones normales de presión (1atm) y
temperatura (273 K) ocupa un volumen de 22.386 L. El volumen que ocupa en
unidades de mL, dm3 y m3 será:
25
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Teniendo en cuenta que 1L=1000 mL; 1L=dm3; 1L=dm3; 1m3=1000 L utilizando los
factores de conversión se obtiene:
22,386
1000
1
1
22,386 L
22,386
1L
1
1000
22386
22,386
0,22386
Ejemplo 3:
En el SI la unidad de presión es el pascal, correspondiente a un Newton por metro
cuadrado (N/m2), de acuerdo con esto. ¿Cuál es la presión en pascales de un gas
que tiene una presión de 0.268 atm?
Se tienen que 1atm= 101 325 N/m2=101 325 Pa.
Teniendo en cuenta estas equivalencias se puede entonces escribir el siguiente
factor de conversión:
0.268 atm 101325
Pa
27 200 Pa
atm
CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y NOTACIÓN EXPONENCIAL:
Para medir la masa de un objeto se cuenta con diferentes tipos de balanza, la
exactitud y la precisión de la medida depende de las limitaciones del aparato en el
que se mida, por ejemplo, una balanza analítica esta diseñada para producir
resultados correctos hasta 0,0001g. La precisión de una medida se indica por el
número cifras utilizadas para obtenerla, los dígitos son las cifras significativas.
Estas cifras corresponden a aquellas que son utilizadas con certidumbre y con
aproximación.
A continuación se presentan una serie de reglas para escribir cifras significativas
para una medida (3 pág. 11):
26
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1. Los ceros usados para localizar el punto decimal no son significativos. Por
ejemplo el valor de una medida es de 3 cm, que se puede expresar como
0.03 m, debido a que 1 cm es 0.01 m. Estos dos valores presentan
solamente una cifra significativa, los ceros que preceden el 3 no son
significativos. Otro ejemplo se puede apreciar en 0.0005030 este número
tienen cuatro cifras significativas que son el 5030, los ceros que preceden el
cinco son no significativos porque se han asignado para ubicar el punto
decimal, los ceros después del cinco son significativos.
En valores numéricos como por ejemplo 600, es difícil identificar los ceros
significativos, con el fin de evitar este tipo de problemas se utiliza la
notación científica. El punto decimal se localiza por la potencia de 10
empleada; la primera parte del término contiene solamente cifras
significativas. El valor de 600 puede expresarse en cualquiera de las
siguientes formas:
6.00 X 102 (tres cifras significativas)
6.0 X 102 (dos cifras significativas)
6
X 102 (uno cifras significativas)
2. Ciertos valores, tales como los que se originan de la definición de términos,
son exactos. Por ejemplo por definición hay 1000 mL en 1 Litro.
3. A Veces la respuesta a un cálculo contiene más cifras que son
significativas. Las siguientes reglas se pueden utilizar para aproximar los
valores al número correcto de dígitos:
a. Si la cifra que sigue al último número a retenerse es menor a 5, las
demás cifras se pueden descartar y el último número no se modifica.
Ejemplo: 3.6247 es 3.62 hasta tres cifras significativas.
b. Si la cifra que sigue al último número que se va retener es mayor que 5
ó 5 con otros dígitos que le siguen, el último número se aumenta en 1 y
las cifras restantes se descartan. Por ejemplo: el valor de 7.5647 al
aproximarse quedaría: 7.565 hasta cuatro cifras significativas. El valor
de 6.2501 se puede aproximar y quedaría 6.3 con dos cifras
significativas.
27
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c. Si el número que sigue a la última cifra a retenerse es 5 y hay sólo ceros
después del cinco, el 5 se descarta y la última cifra se aumenta en 1, si
es impar o no se cambia si es un número par. En un caso de este tipo,
la última cifra del valor aproximado es siempre un número par. El cero
se considera un número par. Por ejemplo:
3.250 es a 3.2 hasta dos cifras significativas
7.635 se aproxima a 7.64 hasta tres cifras significativas
8.105 es 8.10 hasta tres cifras significativas
El número de cifras significativas en la respuesta a un cálculo dependerá del
número de cifras significativas en los valores usados en el cálculo. Por ejemplo: en
un recipiente se coloca 3,38g de sal que tiene una masa de 42.2 g ¿cuál será la
masa del recipiente más la sal? Por el número de cifras que se utilizaron se debe
expresar la respuesta con 0.1 g lo más próximo, la sumatoria dará 45,58 g pero
aproximándose el resultado será 45.6 g.
4. El resultado de una suma o resta debe presentarse con el mismo número
de cifras decimales que tenga el término con el menor número de
decimales. Por ejemplo para la siguiente suma:
Una cifra significativa
después del punto
Se redondea a
347.1
Debido a que el número 2.5 tiene un solo dígito seguido de un lugar decimal, el
resultado se puede aproximar a 347.1.
5. La respuesta a la multiplicación o división se reordena al mismo número de
cifras significativas como tenga el término menos preciso usando en el
cálculo, por ejemplo el resultado de la multiplicación: 152.06 X
28
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0.24=36.4944, este valor debe reportarse como 36, puesto que el término
menos preciso en el cálculo es 0.24 (tiene dos cifras significativas)
NOTACIÓN CIENTÍFICA
En química con frecuencia se manejan valores o muy pequeños o muy grandes,
con el fin de facilitar el manejo de estas cantidades, se utiliza la llamada notación
científica. Sin importar la magnitud todos los números se pueden expresar de la
siguiente forma:
N X 10n
Donde N es un número entre 1 y 10, y n puede ser un número entero positivo o
negativo. Los siguientes ejemplos ilustran el empleo de la notación científica:
Ejemplo: expresar las siguientes cantidades en notación científica:
a. 578.456
b. 0.000000883
Rta:
a. 578.456= 5.78456 X 102
b. 8.83 X 10-7 en este ejercicio el punto decimal se movió 7 lugares hacia la
derecha, por lo tanto n=7.
En los casos que los valores de n sean 0 por ejemplo 2.3 x 10 0 n=0 equivale a 2.3.
En el caso que el valor de n=1, este se omite, por ejemplo la notación científica
para 3.4 es 3.4 X 10 y no 3.4 X 101
29
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Escala de tamaños en el universo:
En nuestra vida diaria pocas veces somos conscientes de la grandeza del mundo
y del espacio que nos rodea. El universo es la totalidad del espacio y del tiempo,
de todas las formas de la materia, la energía y el impulso, las leyes y constantes
físicas que las gobiernan.
Podemos pensar que nuestro planeta es inmenso, y algunos creerán
erróneamente que es el más grande del sistema solar; pero nada mejor que las
imágenes que aparecen a continuación para compara el tamaño de la tierra con
los demás planetas de nuestro sistema solar.
Ilustración 1. Comparación de tamaños de diferentes planetas con la tierra (fuente:
http://www.entelequia.info/content/view/459499/El-tamano-en-el-Universo-te-sientes-pequeno.html)
Al observar esta ilustración se aprecia el tamaño similar de Venus con la Tierra,
(su proximidad y tamaño hacen que sea fácilmente visible de noche), Marte es
claramente más pequeño, por otro lado, Mercurio y Plutón (este último no forma
parte del Sistema Solar), parecen canicas.
Pero al observar el tamaño de la tierra comparado con los planetas gigantes del
sistema solar, podemos apreciar que nuestro planeta es muy pequeño comparado
con estos. Con el propósito de comprender mejor esta situación, los invito a
revisar la ilustración 2:
30
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Ilustración 2. Comparación de tamaño de la tierra con los planetas
gigantes del sistema solar. (fuente: http://www.entelequia.info/content/view/459499/Eltamano-en-el-Universo-te-sientes-pequeno.html)
Analizando esta imagen, se observa que el planeta tierra comparado con los
demás, es bastante pequeño. Así mismo, en la ilustración 3 se muestra el tamaño
extraordinario de nuestro sol, con relación al volumen de
los planetas y en
especial la tierra. Sí esta escala se traslada a nivel atómico y molecular, es posible
entonces imaginar un contraste dimensional entre una partícula fundamental que
Ilustración 3. Comparación tamaño de los planetas con el sol (fuente:
http://www.entelequia.info/content/view/459499/El-tamano-en-el-Universo-te-sientes-pequeno.html)
como el electrón, frente al tamaño de átomos, moléculas, sustancias, compuestos,
31
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objetos de uso cotidiano ó el cuerpo humano, lo cual permite asociar el
escalamiento del tamaño atómico y molecular, con el dimensionamiento a nivel
planetario y cósmico. Lo expresado en párrafos anteriores, se puede apreciar
claramente en los siguientes videos:
http://uploads.ungrounded.net/525000/525347_scale_of_universe_ng.swf
http://www.youtube.com/watch?v=Cyasy54wDQc
32
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El origen de los átomos y su diversidad
ORIGEN DEL UNIVERSO-TEORÍA DEL BIG BANG:
En los años cuarenta el físico George Gamow estableció la hipótesis que el
universo se originó en una gigantesca explosión denominada Big Bang, ocurrida
hace miles de millones de años.
Esta hipótesis establecía que en los primeros instantes el universo ocupaba un
volumen muy pequeño y presentaba una temperatura muy alta. Esta gran bola de
fuego se fue enfriando gradualmente, de tal forma que se formaron los átomos, los
cuales por acción de la gravedad se juntaron en cúmulos para formar miles de
millones de galaxias, incluyendo la vía láctea.
Cálculos más recientes indican
que el hidrógeno y el helio
habrían
sido
los
productos
primarios del Big Bang, y los
elementos
más
pesados
se
produjeron más tarde, dentro de
las estrellas. Sin embargo, la
teoría de Gamow proporciona
una base para la comprensión
Ilustración 4. Expansión cósmica fuente http://mundoastronomia.portalmundos.com/laexpansion-cosmica-el-trabajo-de-hubble/
de los primeros estadios del
Universo y su posterior evolución. A causa de su elevadísima densidad, la materia
existente en los primeros momentos del Universo se expandió con rapidez. Al
expandirse, el helio y el hidrógeno se enfriaron y se condensaron en estrellas y en
galaxias8.
8
http://www.xtec.cat/~rmolins1/textos/es/univers01.htm. [En línea] [Citado el: 3 de Noviembre de
2010.] http://www.xtec.cat/~rmolins1/textos/es/univers01.htm.
33
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ESTRELLAS Y LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Una estrella comienza con una composición
porcentual aproximadamente así:
1% de Oxigeno, Nitrógeno, y Carbono
1% de elementos pesados como el Bismuto,
Hierro, Níquel, etc.
5% de Helio
93% de Hidrógeno (componente esencial)
Combustión del Hidrógeno:
Se puede transformar el Hidrógeno por dos
mecanismos distintos:
Cadena protón - protón, empieza Hidrógeno
y acaba en Helio
Ciclo de C - N - O ó ciclo del carbono parte
de H se fusiona con núcleos de carbono,
Nitrógeno y Oxigeno, como estados
Figura 2. Representación de la formación
de Deuterio. (34)
intermedios antes de transformarse en Helio.
LA CADENA PROTÓN-PROTÓN:
Cuando se ha condensado el Hidrógeno a partir de gas y el polvo interestelar se
hace posible la formación de una estrella luminosa que empieza a quemar
hidrógeno.
Esta cadena empieza en la formación de Helio a partir de las combinaciones de
protones de Hidrógeno (1H1) para formar Deuterio (1H2), Helio ligero (2H3) y por
último Helio común (2H4). Como se observa en el gráfico chocan dos protones que
se fusionan formando deuterio, el cual tiene la misma carga del Hidrógeno pero la
masa es doble, en esta reacción se emite un positrón y un neutrino.
34
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Si un núcleo de Hidrógeno choca con núcleo de deuterio se forma helio Ligero
((2H3) isótopo del helio, el número atómico es igual al Helio pero la masa es
menor, en esta reacción se emite fotones de luz; si chocan dos núcleos de Helio
liviano se forma Helio normal y se liberan 2 núcleos de Hidrógeno.
En esta cadena cuatro núcleos de hidrógeno forman un núcleo de Helio ( 2H4) es
así como se puede explicar el brillo del sol por emisiones de fotones de luz visible.
CICLO DEL CARBONO:
En estas reacciones se supone que
en las estrellas además de haber
(1H1) hay otros elementos como el
carbono
(6C12)
los
núcleos
del
carbono hacen de catalizadores igual
que en química.
Los
núcleos
de
Hidrogeno
se
fusionan con los núcleos de carbono
y se forman en el interior núcleos de
Helio o partículas alfa (α). Entonces
el hidrógeno puede superar el campo
eléctrico repulsivo del núcleo de
carbono (6C12) y fusionarse con este
Figura 3. Ciclo del carbono (tomado de: ERAZO
PARGA, MANUEL. LAS TEORIAS COSMOLÓGICAS Y EL ORIGEN DE
LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. Bogotá : s.n., 2000. pág. 65.)
para
formar
un
núcleo
nuevo
compuesto por número másico 13 y
número atómico 7, este tipo de
nitrógeno es radiactivo y al cabo de un tiempo expulsa un positrón (e+) y un
neutrino () transformándose en carbono ( 6C13) el número atómico es igual pero el
número másico aumenta, este es un isótopo del carbono inicial. Si este carbono
recibe un protón forma de nuevo Nitrógeno con número másico 14 y atómico 7
(7N14), si se une un protón a este átomo se transforma en 8O15 este núcleo es
radiactivo y emitirá un positrón (e+) y un neutrino () transformándose en (17N15). El
35
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proceso ha consumido en total cuatro protones y ha formado un núcleo de Helio (4
1
1H ).
Cuando la estrella ha agotado el 15% aproximadamente de su hidrógeno inicial,
esta deja de arder en forma constante para arder más rápido, se expande y se
enfría,
convirtiéndose
en
gigante
roja
llegando a ser mil millones de veces más
grande que el sol.
A medida que se consume el hidrógeno
aumenta el Helio. Cuando este representa el
12% de la masa estelar, escasean las
reacciones nucleares, se contrae la estrella
y
calienta
el
núcleo
prosiguiendo
la
combustión del hidrógeno en una capa que
lo rodea.
La envoltura se dilata, aumenta el radio del
astro y se vuelve rojiza evolucionando a
gigante roja. El núcleo sigue contrayéndose
Figura 4. Formación de elementos pesados en
las estrellas. (Adaptado por RODRÍGUEZ Dolffi,
2001)
hasta alcanzar una temperatura de 100
millones de grados, hasta ese momento el
Helio permanecía inerte, pero este también se vuelve combustible, originándose
nuevas reacciones nucleares de fusión para transformarse en elementos más
pesados, como Carbono, oxigeno y Neón.
ORIGEN DE LOS ÁTOMOS:
La concepción de la materia en su forma más simple, constituida por pequeñas
partículas llamadas átomos, que en griego significa indivisible, fue establecida por
los antiguos griegos Demócrito y Leucipo en el siglo V a.C, estas ideas cayeron en
desuso por más de dos mil años. Demócrito indico que los átomos tenían forma de
36
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esferas puesto que esta era la forma tridimensional más perfecta y el átomo era la
perfección de la materia.
Boyle en 1661 y Newton en 1687 aceptaron abiertamente en sus escritos la
existencia de los átomos, pero en el año de 1808 basado en las leyes de las
proporciones definidas, la ley de las proporciones múltiples, la naturaleza de los
gases y la ley de la conservación de la masa, Dalton propuso una nueva teoría
atómica. Esta teoría fue un intento de explicación para las diferentes formas de la
materia, suponía que todos los elementos estaban constituidos por partículas muy
pequeñas e indivisibles denominados átomos, idea que expuso como se mencionó
anteriormente Demócrito. Los dos propusieron que toda materia se constituía de
esferas pequeñas, indestructibles.
Por otra parte, Dalton afirmó que toda la materia estaba compuesta por
combinaciones de estos átomos, además que los átomos de un mismo elemento
son idénticos y que los átomos de elementos diferentes, son diferentes. También,
afirmó que los átomos de un mismo elemento tienen la misma forma, tamaño y
masa.
A continuación se resumen las hipótesis sobre la naturaleza, en las que se basa
la teoría atómica de Dalton:
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas
llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos,
tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un
elemento son diferentes a los átomos de los demás elementos.
2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En
cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los
elementos presentes siempre es un número entero o una familia sencilla.
3. Una reacción química implica solo la separación, combinación o
reordenamiento de los átomos, nunca supone la creación o destrucción de
los mismos.
37
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En cuanto a la primera hipótesis sobre la diferencia entre los átomos de diferentes
elementos, Dalton llegó a esta conclusión después de observar las diferencias en
las propiedades del oxígeno y el Hidrógeno, lo cual solo se podía deber a que
ambos presentaban átomos diferentes.
La segunda hipótesis corresponde a una extensión de la ley de las proporciones
definidas de Proust, publicada en 1799 por Joseph Proust. Esta ley establece
que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contiene los mismos
elementos, y en la misma proporción de masa. De tal forma que si la proporción
de masa de los diferentes elementos de un compuesto es fija, la proporción de
átomos también debe ser constante. También la segunda ley de Dalton, confirma
otra importante ley, la ley de las proporciones múltiples. Según esta ley “si dos
elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno
de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una
relación de números enteros pequeños” (4 pág. 37). Un ejemplo sería la que se
establece entre el carbono y el oxígeno, que puede formar dos compuestos
diferentes, uno con el monóxido de carbono (relación 1:1) y el otro con el dióxido
de carbono (relación 1:2).
La tercera hipótesis de Dalton, es una forma de explicar la ley de la
conservación de la energía, que establece que la materia no se crea, ni se
destruye”9
Con base la teoría atómica de Dalton, un átomo se define como la unidad básica
de un elemento que puede intervenir en una combinación química. (4)Hacia el año
de 1850, investigadores demostraron que los átomos están formados por
partículas más pequeñas, denominadas partículas subatómicas. La concepción
9
Chang, Rymond y College, Williams. 2002. QUÍMICA. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 37.
38
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actual de átomo se basa en la existencia de tres partículas fundamentales:
electrones, protones y neutrones.10
Como consecuencia de estos descubrimientos, en el siglo XIX, los químicos
organizaron una tabla periódica teniendo en cuenta la masa atómica de muchos
elementos, a los cuales se les había determinado la masa exacta. Los químicos de
esta época suponían que esta organización era lógica porque el comportamiento
químico de los elementos estaba relacionado con la masa atómica.
En 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev y el químico alemán Lothar Meyer
propusieron un acomodo más amplio para los elementos, de acuerdo a la
repetición periódica y regular de sus propiedades. Este modelo agrupó los
elementos en forma más exacta, de acuerdo con sus propiedades, e hizo viable la
predicción de las propiedades de varios elementos que aún no se descubrían. Por
ejemplo Mendeleev planteó la existencia de un elemento que denominó ekaaluminio y predijo algunas de sus propiedades.
La tabla períodica de Mendeleev incluyó los 66 elementos que se conocían hasta
entonces. En el año de 1900 se incorporaron 30 elementos más con lo que
completaron algunos de los espacios vacíos.
Lección 5. El concepto de carga eléctrica
En el siglo V a. C., los griegos sugirieron que la materia está compuesta de
partículas elementales indivisibles. Su intención era explicar las propiedades de la
inmensa variedad de sustancias encontradas hasta entonces con base en las de un
número reducido de materiales elementales. La esencia de estas sustancias,
pensaban ellos, se encontraba presente aun en la cantidad más pequeña que se
pudiese obtener: los átomos (= indivisible).
Los antiguos griegos también intentaron entender la naturaleza de la luz y de la
electricidad, sin sospechar su conexión con la estructura de la materia. Discutían
sobre si la luz se transmite instantáneamente de su fuente al observador, o se
10
Ibid.,p.37
39
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transporta a una velocidad finita. En cuanto a la electricidad, Platón, en uno de sus
Diálogos, habla de "las maravillas de la atracción del ámbar", refiriéndose a una
resina amarillenta que al ser frotada con piel atrae a objetos ligeros como el pelo (la
palabra ( es la voz griega que significa ámbar). Otra fenomenología
conocida desde entonces era el magnetismo, bautizada así en honor al material
que presenta esta propiedad en forma natural: la magnetita.
En este capítulo se revisará por separado la evolución independiente de los
conceptos de luz, electricidad y magnetismo hasta su fusión hacia fines del siglo
XIX. Simultáneamente seguiremos el camino de la hipótesis atómica, con base en
el progreso de la química durante el mismo periodo.
La electricidad y el magnetismo
La capacidad de la magnetita para orientarse con respecto a la tierra fascinó a los
antiguos, quienes pronto pudieron aplicarla a la navegación. Hacia fines del siglo
XVI el inglés William Gilbert fue el primero en utilizar métodos científicos al
estudio de la atracción que ejerce la magnetita sobre algunos metales y la
repulsión que ejerce sobre sí misma en cierta orientación. Gilbert mismo fue el
primero en sugerir que la tierra posee un campo magnético.
En cuanto a la electricidad, aunque era un fenómeno menos útil, en la Edad
Media ya se sabía que, además del ámbar, otros materiales como el vidrio y el
copal mostraban propiedades eléctricas. La variedad de estos materiales sugirió
que la electricidad no era una propiedad intrínseca de las sustancias sino una
especie de fluido que se producía o transfería al frotar o tocar unos materiales con
otros. Sin embargo, también se observó que la electrificación no sólo causaba la
atracción sino la repulsión entre algunos objetos.
En 1773 el químico francés Charles-François de Cisternay Du Fay observó que
las limaduras de hierro, luego de estar en contacto con vidrio electrificado, se
repelían entre sí, aunque eran atraídas por otras que habían estado en contacto
con resina electrificada. De ahí surgió la idea de electricidad vítrea y electricidad
resinosa como dos versiones diferentes del mismo fenómeno. Hacia 1745 el
40
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norteamericano Benjamín Franklin llegó a la conclusión de que se trataba de un
solo tipo de fluido constituido por partículas extremadamente pequeñas.
En el modelo de electricidad de Franklin la materia se comportaba como una
esponja capaz de absorber, contener y ceder partículas de electricidad. Así, al
frotar ámbar con piel, las partículas pasaban del primer material al segundo y en
forma opuesta cuando se frotaba vidrio con seda. Franklin se refería al exceso de
electricidad como carga positiva, y carga negativa en el caso contrario. Un
concepto implícito en estos razonamientos es el de la conservación de la carga.
Pronto se complementaron las ideas de Franklin con el postulado de que cuerpos
cargados de un mismo signo se repelen entre sí y aquellos cargados de signos
opuestos se atraen.(5)
Radioactividad:
En 1895, el físico alemán Wilhelm Rönten, observó que cuando los rayos
catódicos incidían sobre el vidrio o los metales, hacían que estos emitieran unos
rayos desconocidos. Estos rayos atravesaban la materia, oscurecían las placas
fotográficas y producían fluorescencia en algunas sustancias. Puesto que estos
rayos no eran desviados de su trayectoria por un imán, no estaban constituidos
por partículas cargadas como lo estaban los rayos catódicos. Estos rayos
recibieron el nombre de rayos X, por su naturaleza desconocida.
Posteriormente
Becquerel,
estudió
propiedades
fluorescentes
de
las
encontró
41
las
sustancias
que
y
algunos
compuestos
de
Uranio
oscurecían
las
placas
fotográficas
Figura 5. Descarga eléctrica en el aire a una presión de 0,1 mmHg (diseñado por
Dolffi Rodríguez)
Antoine
cubiertas,
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incluso en ausencia de rayos catódicos. Al igual que los rayos de Uranio, estos
rayos eran altamente energéticos, y no los desviaba un imán, pero diferían de los
rayos X en que se emitían espontáneamente.
Marie Curie discípula de Becquerel, sugirió el nombre de radioactividad para
describir la emisión espontánea de partículas y/o radiación. Por esto se dice que
un elemento radioactivo emite energía espontáneamente.
La desintegración del Uranio y de sustancias similares a este, producen tres tipos
de rayos diferentes: los rayos alfa () que contienen partículas con carga positiva,
llamadas partículas  las cuales se apartan de la placa positiva. Los rayos beta
 partículas beta (), son electrones y se alejan de la placa negativa. Un tercer
tipo de rayos gamma (), que al igual que los rayos X, no les afecta el campo
externo y no presentan carga11.
La existencia de electrones fue detectada por Davy en 1808, corroborada por
Faraday en 1833 y Stoney en 1874; Plücker en 1859 y Goldstein en 1876 hablaron
de rayos catódicos.
Determinaron que a presión ordinaria los gases son aislantes casi perfectos,
puesto
que
hace
falta
una
diferencia de potencial de unos
30000 voltios para que salte la
chispa eléctrica entre dos esferas
metálicas situadas tan solo a 1
cm de distancia. Identificaron que
a
medida
que
disminuye
la
presión aumenta la conductividad
eléctrica, aspecto que se observó
en un tubo de descarga provisto
Figura 6. Tubo de rayos catódicos. Elaborado por Dolffi
Rodríguez, 2010)
11
de electrodos y conectado a una
CHANG, Raymond, y Williams COLLEGE. Química. 7 ed. Mexico, D. F: Mc Graw-Hill Interamericana, S.A,
2002.
42
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bomba de vacío.
Establecieron que si se aplica a los electrodos una diferencia de potencial de
algunos miles de voltios y se conecta el dispositivo de vacío, se observa en el tubo
una serie de fenómenos que dependen del grado en enrarecimiento del gas
residual. A presión ordinaria no hay paso de corriente, pero a una presión de unos
50 a 10 mmHg aparecen una serie de descargas muy tenues que aumentan en
número y que a una presión de unos 5mmHg llenan completamente el espacio
entre los electrodos, y el tubo adquiere una luminosidad característica del gas que
contiene: púrpura con aire, rojo anaranjado con neón, azul con argón, etc. (tubos
luminosos de anuncios). Actualmente este tipo de descargas se utilizan para
estudiar el espectro de las sustancias que pueden obtenerse en forma de gas.
Cuando la presión disminuye a 0,1 mmHg el aspecto del tubo cambia apareciendo
unas zonas luminosas y obscuras señaladas en la figura 2.
Se observa una luminosidad en el cátodo (luz azulada inmediata al cátodo) un
espacio obscuro denominado espacio obscuro de Crookes, una luminosidad
negativa, el espacio obscuro de Faraday, la columna estriada negativa y la
luminosidad
anódica.
(Babor,
1985).
La
caída
de
voltaje
tiene
lugar
fundamentalmente en el espacio obscuro de Crookes. Si la presión disminuye aún
más, este espacio obscuro se ensancha y a la presión de 0,001 mmHg llena
completamente el tubo, la luminosidad negativa y la columna positiva
desaparecen, pero la pared del tubo opuesta al cátodo emite una luz verdosa
producida por fluorescencia. Si en el tubo existe un obstáculo cualquiera, aparece
su sombra nítida dentro de la fluorescencia de la pared, lo cual indica que ésta es
producida por una especie de rayos que salen del cátodo en dirección
perpendicular a su superficie, por lo que se denominan rayos catódicos.
Thomson, utilizó un tubo de rayos catódicos para estudiar su naturaleza,
http://www.youtube.com/watch?v=9zHJ1x-A-gk como se muestra en la figura 3, en
éste el ánodo, que se encuentra cerca al cátodo, consiste en un cilindro metálico
con un orificio muy estrecho y taladrado a lo largo del eje. Detrás del ánodo se
43
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encuentran dos placas metálicas entre las que se puede producir un campo
eléctrico vertical X, cuando se les aplica a estas una diferencia de potencial. Por
otra parte, en el extremo del tubo está situada una pantalla de sulfuro de cinc, esta
fluoresce en el punto en el que llega el haz de rayos catódicos. Con el fin de
producir un campo magnético horizontal H, se utiliza un electroimán que se aplica
externamente. El campo magnético que se produce, actuará perpendicularmente
al campo eléctrico y exactamente en la misma región de éste.
El haz de rayos catódicos se desvía hacia la placa positiva cuando se aplica el
campo eléctrico, como estos no se dirigen totalmente a ella, se evidencia entonces
que estos rayos tienen inercia, es decir, que están constituidos por partículas que
tienen masa y carga eléctrica negativa. A estas partículas se les denominó
electrones.
Lección 6. Las partículas atómicas de interés en química y la determinación
de masa atómica
El electrón
Posterior al experimento de Thomson, entre 1908 y 1917, R. A. Millikan, realizó
una serie de experimentos para medir con precisión, la carga del electrón, con
este trabajo se demostró que la carga de cada electrón era la misma. Millikan en
su experimento, analizó el movimiento de minúsculas gotas de aceite que
adquirían carga estática a partir de los iones del aire. Suspendía en el aire las
gotas cargadas mediante la aplicación de un campo eléctrico y seguía su
movimiento con un microscopio (figura 4) Millikan encontró que la carga del
electrón es de -1.6022 x 10-19 C, a partir de estos datos calculó la masa del un
electrón.
44
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Figura
7.
Experimento
de
Millikan
(tomado
de
http://depa.fquim.unam.mx/representaciones/electron.html)
El electrón de masa m, velocidad u y carga eléctrica e se mueve dentro de los
campos eléctrico o magnético una distancia l en un tiempo
, si se aplica
solamente el campo eléctrico la trayectoria de él es parabólica y dentro del campo
magnético es circular, pero fuera de los campos la trayectoria es rectilínea. Al
observar la figura 2, se puede identificar que la fuerza eléctrica sobre el electrón
es Xe y la fuerza magnética es Heu. Si las dos fuerzas son iguales, es decir si las
desviaciones producidas independientemente PP’ y PP” son idénticas, se cumple
Xe=Heu, de donde
tiene
.
Si se aplica solamente el campo magnético se
(fuerza magnética igual a la masa por la aceleración centrifuga),
45
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de donde
de la trayectoria circular del haz electrónico se cumple,
muy aproximadamente,
,
o sea,
y por consiguiente a
partir de datos experimentales resulta:
Esta misma expresión se encuentra, si se considera únicamente la desviación en
el campo eléctrico. El valor hallado para
es 1,7592 x 108 coulombs/gramo, el
cual es independiente de la naturaleza de los electrodos y del gas residual que
llena el tubo de descarga, así como la velocidad de los electrones, siempre que
ésta no aproxime a la velocidad de la luz. La velocidad media de las partículas
catódicas es 2,8x109cm. Este valor es 1837 veces mayor que el correspondiente a
los iones hidrógeno, igual a 9,573x10 4 coulombs/gramo, ya que 1,008 gramos (un
ión gramo o sea 6,0235x1023 iones) llevan una carga de 96496 coulombs. Al
aceptar que la carga de las partículas catódicas es igual, aunque de signo opuesto
a la de los iones hidrógeno, es decir:
La masa de los electrones sería 1837 veces menor que la de los átomos de
hidrógeno.
Protón
En 1886 Eugen Goldstein descubrió los rayos canales utilizando un tubo de
rayos catódicos con el cátodo perforado. Los rayos canales atravesaban las
perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior de este. Los rayos positivos
están formados por átomos o moléculas del gas que en el choque con los rayos
catódicos han perdido algún electrón y que por originarse en cualquier punto del
46
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espacio gaseoso entre los electrodos poseen velocidades distintas; los iones
formados junto al ánodo, cuando caen al polo negativo perforado, adquieren
velocidades superiores a los iones formados más cerca de éste último electrodo.
Las distintas velocidades poseídas por las partículas integrantes de los rayos
positivos dan lugar a que se desvíen en forma diferente en los campos eléctrico y
magnético, y además no se puede aplicar el método de los campos cruzados
utilizados por Thomson para hallar la carga específica de los electrones. Con el
ánimo de resolver esta dificultad en el año de 1911 Thomson emplea campos
eléctricos y magnéticos paralelos, en el método de las parábolas que se muestra
en la gráfica 1
Los campos eléctrico y magnético tienen dirección vertical pero sentido opuesto,
desviando el primero horizontalmente
hacia
la
derecha
y
el
segundo
verticalmente hacia arriba. Mientras
que
un
ión
rápido
experimenta
desviaciones muy pequeñas, un ión
lento sufre desviaciones elevadas.
Cuando se llena el tubo de descarga
con
hidrógeno,
se
obtiene
una
Gráfica 1 Parábolas correspondientes a los
parábola que corresponde a partículas
isótopos del neón.
de carga específica igual a 9,573 x 10 4
coulombs/gramo y que es la misma que la encontrada de los fenómenos de
electrolisis para los iones hidrógeno. Los rayos positivos en el hidrógeno están
constituidos por átomos de este elemento que han perdido un electrón y que se
denominan protones.
Desde 1900 ya se conocía que los átomos contenían electrones y eran
eléctricamente neutros, para lo cual debían contener el mismo número de cargas
negativas y positivas. Thomson propuso que un átomo se podía ver como una
esfera uniforme cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los
47
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electrones, a este modelo se conoció con el nombre de “modelo de budín de
pasas”, esto se aceptó como una teoría durante algunos años. Figura 5.
En el año de 1910 el físico neozelandés,
Ernest Rutherford, utilizó partículas para
estudiar la estructura de los átomos.
Rutherford realizó un experimento con el
fin de demostrar la estructura de los
átomos, en dicho experimento utilizó
láminas muy delgadas de oro y otros
metales como blanco de partículas ,
proveniente de una fuente radioactiva.
Observó que estas partículas atravesaban
Figura 8 modelo de budín de pasas
la lámina sin desviarse o con una ligera
desviación. De vez en cuando algunas
partículas eran desviadas con un gran ángulo, o regresaban por la misma
trayectoria hacia la fuente radioactiva. Posteriormente, Rutherford explicó los
resultandos, afirmando que la mayor parte del átomo es espacio vacío, lo que
explica porque la mayoría de partículas a atravesaron la lamina sin con poca o
ninguna desviación.
Rutherford propuso que las cargas positivas
se encontraban ubicadas en un denso
conglomerado central dentro del átomo, al
que llamó núcleo (figura 6). Es por esto que
cuando las partículas pasaban cerca del
núcleo en el experimento, actuaba sobre
estas una gran fuerza de repulsión que
originaba
Figura 9 Modelo atómico de Rutherford(29)
una
gran
desviación.
Las
partículas del núcleo que tienen carga
positiva recibieron el nombre de protones y
tienen la misma cantidad de carga del electrón, la masa es de 1.67262 x 10-24 g.
48
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En el año de 1913, se empleó neón un gas de peso atómico 20,183 como
productor de rayos positivos y se encontraron dos parábolas: una muy intensa
correspondiente a partículas de masa igual a 20 y otras más débil correspondiente
a partículas de masa 22. Las intensidades de las curvas eran independientes de
las intensidades de las condiciones de las descargas, debido a que no existía un
elemento de peso atómico 22, se tuvo que aceptar que las dos parábolas
correspondían a átomos de neón de masa 20 y 22, es decir que el neón existía en
dos formas químicamente idénticas, pero de masa diferente. Esta situación era
contraria a las ideas de Dalton, las cuales eran aceptadas de manera indiscutible,
en las que se proponían que la masa de un elemento era su propiedad más
importante
y
que
caracterizaba
cada elemento
constituido
por
átomos
completamente iguales, se determinó según lo encontrado en el experimento con
neón que los átomos de un mismo elemento, tenían masas diferentes y que el
peso químico encontrado era, en realidad, el valor medio de las masas atómicas
de los distintos átomos que lo integraban. A estos átomos de masa distinta, pero
de un mismo elemento químico, que tenían que situarse en el mismo lugar de la
tabla periódica, recibieron el nombre de isótopos (del griego mismo lugar).
Neutrón
Los átomos eléctricamente neutros contienen el mismo número de protones y
electrones. Con el fin de Justificar la masa total de los átomos, en 1920 Ernest
Rutherford postuló la existencia de una partícula sin carga, debido a que esta
particula no tiene carga es difícil localizarla. Sin embargo en 1932, James
Chadwick publico los resultados de su investigación, en la cual estableció la
existencia del electrón.
Arturo Menchaca Rocha, hace un breve recuento del descubrimiento del
neutrón:
Tiempo antes, en el Laboratorio Cavendish de Cambridge, Inglaterra,
James Chadwick había realizado varios intentos de descubrir una
49
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supuesta partícula neutra mencionada por su profesor Rutherford años
antes. Según comentarios posteriores, Chadwick pensaba producir
neutrones mediante descargas eléctricas que hicieran caer al electrón
hacia el protón en átomos de hidrógeno. Chadwick nació en Inglaterra
en 1891, fue alumno de Rutherford en Manchester y, cuando su
maestro descubrió la desintegración del nitrógeno en 1917, trabajó
con él en la desintegración de otros elementos como el flúor, el
aluminio y el fósforo.
Su fe en la existencia de tal partícula resurgió al leer los resultados del
matrimonio Joliot-Curie, ya que Chadwick consideraba difíciles de creer
las interpretaciones de estos trabajos. En menos de un mes, realizó
una serie de experimentos que lo llevaron a la conclusión de que las
radiaciones de Bothe no eran otra cosa que los neutrones que él
buscaba. Chadwick quiso probar la capacidad de las radiaciones de
Bothe para arrancar núcleos de superficies. Pronto encontró que
podían eyectar núcleos de nitrógeno de un polímero cianurado con
energías considerables. Al repetir el cálculo de los Joliot-Curie,
suponiendo todavía que se tratase de rayos , encontró que la energía
necesaria para arrancar esos nitrógenos era casi el doble de la
requerida para explicar el caso de los protones de la parafina. Es decir,
la energía estimada, para los mismos rayos , difería enormemente de
un caso al otro. Sin embargo, si en lugar de rayos y se suponía que
se trataba de algún tipo de partícula, la masa que se deducía en
ambos casos (protones de parafina y nitrógenos del polímero)
resultaba ser consistentemente la misma y aproximadamente igual a la
del protón. Por otro lado, la gran penetrabilidad de estas radiaciones
implicaba que, de ser una partícula, ésta debería ser neutra. Cabe
recordar que las partículas cargadas, debido al gran alcance de la
fuerza eléctrica, interactúan con las de los átomos a todo lo largo de su
trayectoria dentro de un material, por lo que pierden energía
rápidamente.
El 27 de febrero de 1932, Chadwick reportó sus resultados,
interpretándolos como evidencia de una nueva partícula neutra, a la
que llamó neutrón, igual a la predicha por Rutherford doce años antes.
El descubrimiento de Chadwick, sin embargo, no tuvo una repercusión
inmediata en la concepción de la estructura del núcleo, puesto que él
mismo imaginaba al neutrón como un compuesto electrón-protón. Sólo
en un comentario, al final de su trabajo, menciona que, si el neutrón
fuese considerado como partícula elemental, podría resolverse el
problema de la estadística cuántica del nitrógeno, pero no le dio gran
importancia a este punto.
Es difícil definir quién o a partir de cuándo el neutrón pasó a ser
considerado como la segunda partícula elemental constituyente del
núcleo tal como ahora se concibe. El primer modelo del núcleo con
base en neutrones y protones fue propuesto por Heisenberg en 1932.
50
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En este modelo los protones y neutrones estaban ligados por el
intercambio de electrones, pues todavía se seguía con la idea de que
había electrones en el núcleo. Si la fuerza responsable de la interacción
entre neutrón y protón surgía de este intercambio, una consecuencia
lógica del modelo de Heisenberg sería una diferencia en la interacción
neutrón-protón con el sistema protón-protón en que no habría
electrones que intercambiar. En 1936, las medidas de dispersión
protón-protón hechas por Merle Antony Tuve, N. Heisenberg y L. R.
Hafstad demostraron que estas interacciones son tan fuertes como
aquellas para el sistema neutrón-protón. Ese mismo año, Gregory Breit
y E. Feenberg, así como, independientemente, Benedict Cassen y
Edward Uhler Condon, propusieron un modelo de fuerzas nucleares en
el que neutrones y protones interaccionaban indistintamente entre sí.
En estas ideas quedaba ya implícita la condición del neutrón como
partícula elemental en el mismo nivel del protón. El propio Chadwick,
al recibir el Premio Nobel en diciembre de 1935, ya habló del neutrón
como constituyente elemental del núcleo aunque sin dar una idea clara
de la naturaleza de su interacción con el protón.12
En el átomo existen otras partículas subatómicas, pero el electrón, protón y
neutrón son los componentes fundamentales del átomo importantes para la
química. En la tabla 4 se resumen los valores de carga y masa para estas tres
partículas.
Tabla 4 Valores de masa y carga de las partículas subatómicas.
partícula
Carga
masa
Coulombs
Carga Unitaria
Electrón
9.10939 x 10-28
-1.6022 x 10-19
-1
Protón
1.67262 x 10-24
+1.6022 x 10-19
+1
Neutrón
1.67493 x 10-24
0
0
12
MECHACA ROCHA, Arturo. EL DISCRETO ENCANTO DE LAS PARTÍCULAS ELEMENTALES [en línea]
< http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/068/htm/discreto.htm>
51
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Una partícula subatómica, es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser
una elemental o una compuesta por otras part´piculas subatómicas como son los
quarks, que se componen de protones y neutrones. Existen otras partículas
subatómicas tanto compuestas como elementales que no hacen parte del átomo
como lo son los neutrinos y bosones. “La mayoría de las partículas
elementales que se han descubierto y estudiado no pueden encontrarse en
condiciones normales en laTierra, generalmente porque son inestables (se
descomponen en partículas ya conocidas), o bien, son difíciles de producir de
todas maneras. Estas partículas, tanto estables como inestables, se producen al
azar por la acción de los rayos cósmicos al chocar con átomos de la atmósfera, y
en los procesos que se dan en los aceleradores de partículas”13.
Las partículas elementales son muchas más y que día a día se descubren otras
nuevas, pero que debido a que para las reacciones químicas solo intervienen
electrones, neutrones y protones, por eso se hace énfasis en ellas.
Masa atómica:
En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones:
La cantidad de protones y neutrones determinan la masa del átomo, esta suma se
conoce como el número de masa y se representa con la letra A, este valor se
puede expresar en unidades de masa atómica (u.m.a) o en g/mol, los símbolos
que la respresetan son:
Z= # de protones
A = P + n Ecuación para determinar masa atómica
P=protones; n=neutrones
13
WIKIMEDIA FOUNDATION. WIKIPEDIA la enciclopedia libre. [En línea] 8 de Julio de 2009.
http://es.wikipedia.org/wiki/Historia_de_la_qu%C3%ADmica.
52
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Los símbolos con que se representa el elemento corresponde a la letra inicial del
elemento en latín y va en mayúscula, cuando dos o más elementos tienen la
misma letra inicial para distinguirlos, se le adiciona una segunda letra en
minúscula que corresponde a la segunda, tercera o cuarta letra del respectivo
nombre en latín con el fin de diferenciarlo de otro (s) que tengan la primera, o la
primera y la segunda letra iguales. El número atómico y el número de masa del
elemento se ubican en la parte izquierda del elemento así:
Ejemplo 1:
De acuerdo con la información anterior. ¿Cuál es el número de electrones,
neutrones y protones para cada uno de estos elementos?. Ubicar los datos en una
tabla.
RTA:
De acuerdo a la fórmula A= p+ + n, donde A es la masa atómica del elemento, se
puede determinar la cantidad de neutrones de un compuesto. Sabiendo que el
número que aparece en la parte inferior izquierda corresponde al número atómico
(Z), que es el número de protones del elemento y que a su vez es el mismo
número de electrones porque el elemento no se ha combinado, por lo tanto se
tiene:
Para el Oxígeno:
53
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# p+ = 8
e- = 8
A = 16 u.m.a
Despejando de la ecuación A = p+ + n, el número de neutrones será:
n = A - p+ ; por lo tanto:
n = 16 – 8 = 8 neutrones
Para el Cloro:
# p+= 17
e- = 17
A = 35 u.m.a
n = 35 – 17 = 18 neutrones
Para el Carbono
# p+= 6
e- = 6
A = 12 u.m.a (unidades de masa atómica)
n = 12 – 6 = 6 neutrones
Elemento
simbolo
Número
atómico
Número de
protones
Número de
electrones
Número de
neutrones
Oxígeno
O
8
8
8
8
Cloro
Cl
17
17
17
18
Carbono
C
6
6
6
6
Isótopos:
Los átomos cuyo núcleo poseen el mismo número de protones pero difieren en el
número de neutrones reciben el nombre de ISÓTOPOS, estos átomos tienen
diferente masa atómica.
Algunos elementos existen en una sola forma isotópica por ejemplo Berilio, Sodio
y Flúor, pero la mayoría de los elementos tienen más de un isótopo natural.
54
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El espectrómetro de masas se puede utilizar para determinar el número de
isótopos, las masas atómicas exactas y la cantidad relativa de cada isótopo, en
una muestra.
A continuación se muestran algunos ejemplos para determinar masas y
abundancia de diferentes isótopos14:
Ejemplo 1:
El carbono se presenta en la naturaleza como una mezcla de
atómica de
. La masa
es exactamente 12 u.m.a por definición, y la masa atómica de
es 13.003 u.m.a. El peso atómico del carbono es 12.011 u.m.a ¿Cuál es el
porcentaje de átomos de
en el carbono natural?
La ecuación para determinar el peso atómico del carbono es:
(abundancia
) (masa
) + (abundancia
Suponiendo que x es la abundancia de
) (masa
) =peso atómico C
, entonces (1-x) es la abundancia de
, por lo tanto:
Los átomos de
cantidades de
, constituyen el 98.9% de la cantidad total. Existen pequeñas
, pero por ser tan pequeñas las cantidades, el peso atómico del
carbono se puede calcular sin tener en cuenta este isótopo.
Ejemplo 2:
¿Cuál es el peso atómico del magnesio hasta cuatro cifras significativas? El
elemento tiene un 78.99% de átomos de
de
14
(masa 23.99 u), 10.00% de átomos
(masa 24.99 u), y 11.01% de átomos de
Mortimer, C. E. Química, Mexico, D.F: Editorial Iberoamericana
55
(masa 25.98 u).
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Masas atómicas:
Las masas atómicas de un elemento se calculan promediando las masas atómicas
de los isótopos naturales, con respecto a la abundancia relativa, por ejemplo el
cloro natural se presenta en forma de dos isótopos el
una abundancia isotópica de 74,77% y el
35
Cl de masa 34,969 u, con
37
Cl de masa 36.966 u, y una
abundancia isotópica del 24.23% de tal forma que la masa relativa del Cloro de
calcula:
MASA ATÓMICA DEL CLORO=(masa35Cl) * (abundancia35Cl) + (masa37Cl)*
(abundancia 37Cl)
MASA ATÓMICA DEL CLORO=34,969 u*0.7477 + 36.966u*0.2423
MASA ATÓMICA DEL CLORO=35,453 U
Es por esta razón que las masas atómicas de los elementos que se encuentran en
la tabla periódica aparecen con cifras decimales que aparentemente no coinciden
con lo expuesto en la teoría atómica, en términos de electrones, protones y
neutrones.
Las masas atómicas de todos y cada uno de los isótopos se miden en un
espectrómetro de masas que se calibran asignando 12 u. a la masa del isótopo
12
C, se le asignó arbitrariamente una masa atómica de 12 unidades (uma), por lo
tanto una unidad de masa atómica (uma), es igual exactamente a ½ de la masa
del átomo de carbono 12:
1 uma
1
1,99268 10 23 g 1,66057 10 24 g
12
56
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Las muestras de un elemento que se encuentre en la naturaleza, tendrán la misma
composición en cualquier parte de la tierra, por ejemplo una muestra de carbón
natural, tiene un 98,889% de Carbón 12 y 1,11% de Carbón 13. La masa promedio
del átomo de carbono en dicha muestra es de 12,011 uma.
A comienzos del siglo XIX, los químicos empezaron a interesarse por las
similitudes de los elementos. Hacia 1817 y 1829, Johann W Döbereiner, en un
artículo que publicó señalaba las propiedades y similitudes de algunos grupos de
elementos a los cuales él denominó tríadas, elementos como Ca, Sr, Ba; Li, Na, K;
Cl, Br, I; y S, Se, Te. Determinó que el peso atómico del segundo elemento de un
grupo es aproximadamente igual al promedio de los pesos atómicos de los otros
elementos del conjunto. De 1863 a 1866 John A. R. Newlands propuso y
desarrolló la “ley de las octavas”, esta ley establecía que cuando los elementos se
agrupan por orden creciente de su peso atómico, el octavo elemento es similar al
primero, el noveno al segundo y así sucesivamente. Esta clasificación la basó en
las octavas de las notas musicales, pero no fue tenida en cuenta por otros
químicos15.
Hacia 1869 se dieron las primeras aproximaciones a la clasificación de los
elementos con los trabajos de Lothar Meyer (1869) y en particular de Dmitri
Mendeleev, quien propuso una ley periódica, en donde los elementos similares
aparecen en columnas verticales, denominados grupos.
Lección 6. Concepto de mol, molécula y peso atómico
MOLÉCULA
Al dividir un elemento se alcanza el átomo y cuando se divide un compuesto se
llega a una partícula pequeña que no puede romperse sin llegar a perder las
propiedades físicas y químicas del compuesto, ésta se denomina molécula y al
15
Mortimer, Charles E. Química. México, D.F : Editorial Iberoamericana, 2005.
57
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igual que el átomo es muy pequeña. Se pueden observar algunas a través de un
microscopio electrónico.
Según Briceño (1993), un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que
puede participar en combinaciones químicas. De igual forma una molécula es la
parte más pequeña de un compuesto que puede participar en combinaciones
químicas.
Otra definición que se encuentra de molécula corresponde a “un agregado de por
lo menos, dos átomos en una colocación definitiva que se mantienen unidos
a través de fuerzas químicas (denominados también enlaces químicos)”16.
Las moléculas se constituyen por uno o varios átomos que pueden ser iguales o
diferentes, por ejemplo la molécula de agua H 2O, contiene átomos diferentes
como son el hidrógeno y el oxígeno; mientras que la molécula de Cl 2, está
constituida por átomos iguales. Es importante tener en cuenta que la ley de las
proporciones definidas establece que en un compuesto los átomos están
combinados en proporciones definidas en peso. Por lo tanto, una molécula puede
contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos, siempre
en proporción fija. Es importante tener en cuenta que al igual que los átomos las
moléculas son eléctricamente neutras.
Las moléculas que contienen solamente dos átomos se les conoce como
moléculas diatómicas, a este grupo corresponde el oxígeno (O 2) y el Nitrógeno
(N2), al igual que los elementos del grupo VIIA, en donde se encuentra el Flúor
(F2), Cloro (Cl2), Bromo (Br2) y yodo (I2). Las moléculas diatómicas, también
pueden contener átomos de diferentes elementos, como por ejemplo el ácido
bromhídrico (HBr) y el monóxido de Carbono (CO).
Las moléculas que contienen más de dos átomos, reciben el nombre de
moléculas poliatómicas, las cuales pueden estar conformadas por átomos de un
mismo elemento como en el ozono (O3) que tiene 3 átomos de oxígeno o
16
Ibid.,p. 46.
58
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constituidas por dos o más elementos diferentes como por ejemplo: amoniaco
(NH3), el agua (H2O) y el ácido sulfúrico (H2SO4).
PARA
TENER
SUBÍNDICE
CANTIDAD
EN
CUENTA:
REPRESENTA
DE
ÁTOMOS
EL
LA
QUE
CONTIENE LA MOLÉCULA.
Aún cuando el átomo es la muestra representativa más pequeña de un elemento,
sólo los elementos denominados gases nobles se encuentran normalmente en la
naturaleza como átomos aislados; la mayor parte de la materia está compuesta
por moléculas o iones, los cuales están formados por átomos.
Las fórmulas químicas se utilizan para expresar la composición de las moléculas y
los compuestos ionicos, por medio de los símbolos químicos. Composición
significa no solamente los elementos presentes, si no también la proporción en la
cual se combinan los átomos. La mayoría de los compuestos están formados por
elementos no metálicos, es decir que la mayoría de sustancias moleculares
contienen elementos no metalicos.
PESO ATÓMICO:
Es la masa promedio de una muestra representativa de átomos; para
determinarlo, se debe tener en cuenta la masa de los isótopos de cada elemento,
así como su abundancia relativa, de los cuales ya se habló en un apartado
anterior17.
17
Kotz, John C, Treichel, Jr y Paul, M. Química y Reactividad Química. México : Thomson.
59
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El peso atómico de un elemento corresponde a la masa atómica del elemento
expresada en gramos. Por ejemplo, la masa atómica del oxígeno es 16, por lo
tanto, el peso atómico-gramo es 15 gramos.
El peso atómico de los elementos incluidos en la Tabla periódica es determinado
experimentalmente y en el caso de los no estables o radiactivos, se indica el peso
del isótopo más estable entre paréntesis.
Un ejemplo de para determinar el peso atómico de un elemento se puede apreciar
en el apartado 2.5
MOLES:
Antes de mencionar el concepto mol, es importante mencionar un poco
de la historia del mol:
Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811
que los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura,
contienen un número igual de moléculas. Alrededor de 50 años después,
un científico italiano llamado Stanislao Cannizzaro usó la hipótesis de
Avogradro
para
desarrollar
un
grupo
de pesos átomicos
para
los elementos conocidos, comparando las masas de igual volumen de
gas. Sobre la base de este trabajo, un profesor de secundaria austríaco
llamado Josef Loschmidt, calculó el tamaño de una molécula en cierto
volumen de aire, en 1865, y eso desarrolló un estimado para el número
de moléculas en un volumen dado de aire. A pesar de que estas
antiguas estimaciones habían sido definidas desde entonces, ellas
indujeron al concepto del mol - a saber, la teoría de que en una masa
definida de un elemento (su peso atómico), hay un número preciso de
átomos - el número de Avogrado18.
18
CARPI, Anthony.El mo: Su Historia y el Uso. En: Visionlearning [en linea].
<http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=53&l=s>[citado en 5 Septiembre de
2003].
60
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En 1870 se determinó el número de Avogadro, que corresponde a la cantidad de
átomos necesarios para obtener la masa atómica en gramos. El número de
Avogadro corresponde a un número de cosas o partes, denominado mol. Por
ejemplo cuando se tiene 12 unidades de cualquier cosa se dice que este valor
corresponde a una docena, otro ejemplo sería cuando se tiene 10 unidades de
algo, sería lo mismo que decir que este número corresponde a una decena. Así
mismo, el número de Avogadro corresponde a una cantidad equivalente a
6,023x1023 unidades que corresponde a un mol. Por ejemplo, si tenemos
6,023x1023 personas sería equivalente a decir 1 mol de personas, de esta forma
se puede hablar de 1 mol de manzanas, átomos etc, que corresponderán siempre
al número de Avogadro (6,023x10 23).
Por lo tanto, un mol de cualquier elemento corresponderá al número de Avogadro,
es decir, 6,023x1023 átomos del elemento, por ejemplo: un mol de hidrógeno
corresponde a 6,023x1023 átomos de Hidrógeno y esta cantidad de átomos de
hidrógeno pesan 1 gramo; otro ejemplo sería un mol de átomos de carbono que
corresponden a 6,023x1023 átomos de carbono y esta cantidad pesa 12 gramos,
esta relación se aplica para todos los elementos de la tabla periódica.
Ejemplo 1:
A cuántos gramos equivale 4,0 moles de de Fe?
Solución:
Se debe tener en cuenta el peso atómico del elemento y relacionarlo en el factor
de conversión de la siguiente manera:
Ejemplo 2:
Cuántos moles de átomos de Sodio pesan 80 gramos?
Solución:
61
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Ejemplo 3:
Cuál es el peso en gramos de 0,5 moles de átomos de sodio?
Como se mencionó anteriormente, 1 mol de átomos de carbono-12 tiene una
masa de 12 g y contiene 6.022 x 10 23 átomos. Esta cantidad de carbono 12 es su
masa molar My se define como la masa en gramos o kilogramos de 1 mol de
unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. Se puede observar que la
masa molar del carbono-12 en gramos es igual a su masa atómica expresada en
uma. De la misma manera se puede observar que la masa atómica del sodio (Na)
es 22.99 uma y su masa molar es 22.99 g; la masa atómica para el fósforo por
ejemplo es de 30.97 uma y su masa molar es de 30.97 g y así sucesivamente para
cada uno de los elementos de la tabla periódica. Si se conoce la masa atómica, se
conoce también la masa molar.
Teniendo en cuenta lo anterior es posible calcular la masa en gramos de un átomo
de carbono-12 de la siguiente manera:
Fórmulas químicas:
Fórmulas empíricas
Muestran la relación más simple en números enteros de la molécula de un
compuesto, por ejemplo en la molécula del agua (H 2O) la relación de los átomos
de hidrógeno y oxígeno es de 2 a 1 ó 2:1
62
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Para determinar la fórmula empírica de un compuesto se debe contar con el
porcentaje en peso de cada elemento del compuesto que ha sido determinado
experimentalmente. A partir de este porcentaje se determina el número de moles
de átomo de cada elemento en 100 gramos del compuesto y posteriormente la
relación de los moles de átomos.
Ejemplo:
Determinar la fórmula empírica de un compuesto cuya composición en peso es:
2.04% de H
32.7% de S
65.262% de O
Asumiendo que en 100 gramos de compuesto, se tendrán 2.04 gramos de H; 32.7
gramos de S y 65.262 gramos de O, se puede determinar:
moles de átomos de H 2.04g
1 mol de átomos de H
2.040g moles de H
1.0g
moles de átomos de S 32.7g
1 mol de átomos de S
1.019g moles de S
32.006g
moles de átomos de O 65.262g
1 mol de átomos de O
4.078g moles de O
16g
La fórmula es H2,04, S1,019, O4,078, puesto que no se tiene una relación de números
enteros, se divide cada uno por el número menor:
63
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Lo que conduce a: H2SO4
Fórmula molecular:
La fórmula molecular expresa el número de átomos de cada elemento que hay en
la molécula; para determinarla se requiere del peso molecular del compuesto, el
cual se determina sumando los pesos atómicos de los elementos que lo
constituyen.
Ejemplo:
Se analizó un compuesto hallándose que tenía un 40% de carbono; 6,6% de
hidrógeno y 53,4% de oxígeno. El peso molecular del compuesto es 180.
Determinar su fórmula molecular.
Solución:
Al dividir por el menor número se obtiene:
Por lo que la fórmula empírica será: CH2O
Para determinar la fórmula molecular, primero se debe hallar el número de veces
(n) que se debe tomar el peso de la fórmula empírica para obtener el peso de la
fórmula molecular utilizando la siguiente ecuación:
(Peso molecular de la fórmula empírica) n=peso fórmula molecular
64
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Reemplazando se obtiene:
(CH2O)n=180g ; es decir: (30g)n=180g al despejar n se obtiene:
n=6
Por lo tanto la fórmula molecular se obtiene para este caso, multiplicando 6 por la
formula empírica así:
(CH2O)*6= C6H12O6
FÓRMULA MOLECULAR
DEL COMPUESTO
65
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Capitulo 3. Leyes de conservación de la masa y la energía
El hombre siempre ha identificado las diferencias de los materiales que
constituyen su entorno y desde tiempos remotos ha experimentado para
transformarlos de un tipo de materiales a otro. El término con que se define a toda
la parte física que nos rodea se conoce con el nombre genérico de materia, que
se puede definir como todo lo que ocupa un espacio y tiene masa.
Lección 7. El concepto de masa y energía
La energía puede definirse como la capacidad de realizar trabajo, todas las
formas de energía son capaces de realizar un trabajo. Los químicos definen
trabajo como el cambio de energía que resulta de un proceso, por ejemplo, la
energía cinética se define como la producida por un objeto en movimiento. Este
tipo de energía es de gran interés para los químicos:
La energía para realizar un trabajo en el caso de una persona, proviene de los
alimentos que ha consumido, que contienen energía química que se libera cuando
estos compuestos experimentan las reacciones químicas del metabolismo, los
cambios de contenido de calor y su transferencia son los temas principales de la
termodinámica, la cual se aplica al uso de la energía en el hogar, las maneras de
conservar energía, el reciclaje de materiales y los problemas económicos del uso
de la energía, y muy especialmente, a la refrigeración.
Algunas formas de energía son: cinética, potencial, calorífica, eléctrica, química,
mecánica, radiante (luz), mientras que la masa se define como la cantidad de
materia que posee un cuerpo. La materia y la energía no se pueden desligar ya
que son intercambiables.
La unidad en el SI de energía es el joule (J); 1 J = 1kg/m2/s2, por lo general los
cambios energéticos que acompañan las reacciones han sido expresados en
66
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unidades de calorías (cal). Una caloría es la cantidad de energía necesaria para
elevar la temperatura de 1g de agua 1°C, de 14.5 °C a 15.5 °C. 19
La caloría se utiliza con frecuencia para expresar el valor combustible de los
alimentos. Una caloría tiene el mismo valor energético que 4.184 J. En ingeniería
es común utilizar las unidades térmicas británicas (BTU).
La BTU o BTu es una unidad de energía inglesa, es la abreviatura de British
Thermal Unit. Se usa principalmente en los Estados Unidos. En la mayor parte de
los ámbitos de la técnica y la física ha sido sustituida por el julio, que es la unidad
correspondiente del sistema internacional. Una BTU equivale aproximadamente a:
1BTU=252 calorías, 1BTU= 1 055,056 julios
Ejemplo 1:
La oxidación de 1.00 g de hidrógeno para formar agua líquida produce 3 800 cal.
¿A cuánto equivale esta energía en joules y en BTU? Dar la respuesta con tres
cifras significativas.
RTA: Utilizando las equivalencias se tiene:
Utilizando la equivalencia de BTU y Julios se tiene:
15,9 J
1BTU
0,0150 BTU
1055,056 J
Ejemplo 2:
En la etiqueta de un cereal se indica que una porción suministra 250 Cal. ¿A
cuánto equivale esta energía en kilojoules? Dar la respuesta con tres cifras
significativas
19
Se especifica el intervalo de temperatura de 14.5 °C a 15.5 °C, debido a que la energía
necesaria para elevar la temperatura del agua en 1 °C es un poco diferente para varias
temperaturas. Sin embargo, es constante con tres cifras significativas 1.00 cal, en el agua líquida
de 0 °C a 100 °C. (2 pág. 97)
67
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RTA:
Energía cinética:
Esta energía está asociada con el movimiento de un cuerpo, de esta manera un
objeto de masa (m) y velocidad (v) tiene una energía cinética Ec, que es igual a:
De la ecuación se puede observar que a medida que aumenta la masa del objeto
(moléculas por ejemplo) mayor será la velocidad y energía cinética.
Este tipo de energía se puede apreciar en el movimiento
que tienen por ejemplo las moléculas de un gas o un
líquido. En los gases el movimiento molecular es constante
y caótico, las moléculas están separadas a grandes
distancias. Es decir que la energía cinético promedio de las
moléculas es mucho mayor que la energía que se asocia a
las fuerzas de atracción.
En los líquidos, las fuerzas de atracción tienen una energía
comparable a la energía cinética de las moléculas. Las
fuerzas de atracción son capaces de mantener a las moléculas a distancias cortas,
pero la energía de atracción no es muy fuerte comparada con la energía cinética
de las moléculas, la cual las mantiene en movimiento constante y caótico.
En los sólidos las fuerzas de atracción que mantienen unidas las moléculas son
superiores a la energía cinética de las mismas, por lo que las moléculas no tienen
facilidad para moverse.
Teniendo en cuenta lo anterior, se puede afirmar que un factor clave para
determinar el estado físico de una sustancia es su energía cinética promedio de
68
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las moléculas en relación con la energía promedio de las fuerzas de atracción que
existen entre ellas.
A continuación se presenta un ejercicio para determinar la energía cinética:
Ejemplo:
Cuál es la energía cinética en joules y calorías de un objeto de 6.0 kg que se
mueve a una velocidad de 5.0 m/s ?
RTA: para determinar el valor de la energía se utiliza la ecuación
Energía térmica:
Este tipo de energía las poseen los cuerpos en virtud de su energía cinética de los
átomos o moléculas que lo conforman. Los átomos y moléculas en un objeto se
encuentran en constante movimiento, como en un gas o líquido, o también,
vibrando alrededor de su posición como lo hacen en un sólido. Esta energía de
movimiento (cinética) da origen a lo que se conoce como energía térmica de un
sistema, la cual aumenta con la temperatura y se libera en forma de calor.
El calor se refiere al flujo de energía entre dos cuerpos que se encuentran a
diferentes temperaturas, el cual se da de un cuerpo caliente a uno frío.
El trabajo y el calor son formas de energía y los dos significan que un sistema
puede intercambiar energía con sus alrededores. En general un sistema puede
intercambiar energía con otro sistema o el sistema con sus alrededores.
Un intercambio de trabajo significa un enlace mecánico o eléctrico entre el sistema
y sus alrededores. El flujo de calor, en cambio ocurre por la diferencia de
temperatura entre dos sistemas o entre el sistema y sus alrededores. Esta
69
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transferencia de calor se puede hacer por tres mecanismos: conducción,
convección y radiación, los cuales se explicaran con detalle más adelante
Energía potencial:
Esta energía es la que poseen los objetos en virtud de su posición. Por ejemplo, el
agua que se encuentra en la cima de una cascada tiene energía potencial con
respecto al punto más bajo, también tienen energía cinética con respeto a su
movimiento. Es decir que a medida que el agua desciende va perdiendo energía
potencial y va ganado energía cinética.
En general se puede indicar que la energía total que posee un cuerpo, se refiere a
la sumatoria de las energías cinética y potencial, de tal forma que se tiene:
A nivel atómico y molecular esta energía corresponde a la energía potencial
electrostática. En un sistema formado por dos partículas de cargas q y Q
situadas a una distancia r una de la otra es igual a la energía potencial
electrostática viene dada por:
Donde K es una constante universal o constante de Coulomb cuyo valor
aproximado es 9×109 (voltios·metro/culombio). K=1/(4πε) donde ε es la
permitividad20 del vacío.
Una definición de energía potencial corresponde a la cantidad de trabajo que se
necesita realizar para acercar una carga puntual de masa nula con velocidad
20
La permitividad (o impropiamente constante dieléctrica) es una constante física que
describe cómo un campo eléctrico afecta y es afectado por un medio. La permitividad del
vacío es 8,8541878176x10-12 F/m. (12)
70
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constante desde el infinito hasta una distancia r de una carga del mismo signo, la
cual utilizamos como referencia. En el infinito la carga de referencia ejerce una
fuerza nula21.
En la transformación de energía entre cinética y potencial, se encuentran
ejemplos22 como que la energía cinética del agua que cae se puede transformar
en eléctrica al hacer girar una turbina, electricidad que a su vez se puede utilizar
para transformar agua en hidrógeno y oxígeno, o el caso de la energía potencial
del hidrógeno gaseoso, que puede quemarse para producir calor y luz o
emplearse en una celda de combustible para producir energía eléctrica.
Ley de la conservación de la masa.
Antoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una
cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo y
que el producto pesaba más que la cantidad inicial del metal. Posteriormente,
realizó el mismo experimento con otros metales que calentó en vasos de vidrio
sellados que contenían en su interior aire.
Lavoisier encontró en todos los casos que la masa final obtenida (metal en exceso
más polvo) era igual a la masa original (metal más oxígenos del aire del vaso),
(Briceño 1993). Lavoisier concluyó la materia no se crea ni tampoco se
destruye, simplemente ésta se trasforma (ley de la conservación de la masa).
En la actualidad se sabe que todo el oxígeno dentro del vaso se combinó con el
metal para formar el óxido y que dicha reacción cesó hasta cuando todo el
oxígeno fue consumido.
21
WIKIMEDIA FOUNDATION. WIKIPEDIA la enciclopedia libre. [En línea] 8 de Julio de 2009.
http://es.wikipedia.org/wiki/Historia_de_la_qu%C3%ADmica.
22
Kotz, John C, y Treichel Jr., Paul M , Química y Reactividad Química, Thomson, México, Quinta
Edición,
71
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Ejemplo 23 1:
En este ejemplo de reacción química, 4.032 g de Hidrógeno gaseoso, reaccionan
con 141.812 g de cloro gaseoso, para formar 145.844 g de ácido clorhídrico. La
suma de los reactivos es igual a la suma de los productos. La masa de los
reactivos no se destruyó, estos se combinaron y se transformaron en una nueva
sustancia.
Ejemplo 2:
El dióxido de carbono, CO2 (PM=44.0 g) se obtiene en la combustión del metano,
CH4 (PM = 16.0 g) con el oxígeno, O2 (PM = 32.0 g). Otro producto de la reacción
es agua (PM = 18.0 g). ¿Cuántos g de metano se necesitan para producir 800 g
de dióxido de Carbono? Suponga que tiene suficiente oxígeno.
Solución: La reacción que representa la ecuación es:
CH4 + O2 ⇒ CO2 + H2O
Como no está balanceada, la balanceamos por el método de tanteo
CH4 + 2O2 ⇒ CO2 + 2H2O
23
Ejemplo tomado de http://www.profesorenlinea.cl/fisica/Materiayenergia.htm
72
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Y su interpretación es:
CH4
+
⇒ CO2
2O2
+ 2H2O
1 mol
2 moles
1 mol
2 moles
16.0 g
2(32.0 g)
44.0 g
2(18.0 g)
16.0 g
64.0 g
44.0 g
36.0 g
Obsérvese que en el planteamiento de la estequiometria la sumatoria de los
pesos de los reactantes coincide con la sumatoria de las masas de los
productos. (16 g CH4+ 64 g O2 = 44 g CO2 + 36 g H2O)
Como únicamente, en este caso, están involucrados el metano y el dióxido,
planteamos una regla de tres partiendo de la interpretación de la ecuación en
gramos:
Si 16.0 g de CH4 ⇒ 44.0 g de CO2
X de CH4
800.0 g de CO2
De donde
X
800.0 g de CO2 16.0 g CH4
44.0 g CO2
290.9 g CH4
Ley de la conservación de la energía.
En el año de 1840, James Joule, Julius van Mayer y Hermann von Helmholtz,
realizaron una serie de experimentos para determinar que la energía no se crea ni
se destruye, simplemente cambia de una forma a otra.
Un ejemplo muy sencillo de cómo cambia la forma de energía en otra diferente, es
lo que sucede en el motor de un carro: en la batería, la energía eléctrica genera
una chispa que produce energía calorífica, ésta forma de energía hace que se
enciendan la mezcla aire gasolina y los pistones se eleven y caigan, éste
movimiento de los pistones constituye la energía mecánica, que hace que el carro
se mueva.
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En el universo constantemente se están generando una serie de reacciones, que
están acompañadas por cantidades de materia y energía, donde ambas cambian
de una forma a otra y se están intercambiando entre sí, a pesar de esto la suma
total de masa y energía siempre es constante. A este producto se le conoce como
la ley de la conservación de la masa y la energía.
Ejemplos:
El agua que está almacenada en una represa, tiene una energía potencial alta;
cuando cae desde una altura por ejemplo de 183 metros por un conducto tubular a
la base de la presa, la energía potencial del agua se convierte en energía cinética.
El agua al caer torrencialmente al fondo del conducto, en que está instalada una
enorme turbina, empuja las paletas o aspas de la rueda de la turbina y hace girar
dicha rueda. Con esto se convierte la energía del agua corriente en energía
rotacional. Al girar la rueda de la turbina, hace girar el eje o árbol al que está
unida. Entonces, en una habitación que se encuentra más arriba de la turbina, el
otro extremo del eje que gira, acciona a un generador que convierte la energía
mecánica en energía eléctrica. La electricidad producida por cuatro de estos turbo
generadores va por alambres hasta los hogares y fábricas de toda la región que
rodea a la presa.
Esta serie de transformaciones de energía, nos enseña un principio universal: La
energía puede transformarse, fácilmente, de una forma a otra. Otros ejemplos son:
la combustión del carbón, que convierte su energía química en energía lumínica y
calorífica o el trabajo de un motor eléctrico, que cambia la energía eléctrica en
energía mecánica, y la conversión de la energía de la luz en energía química.
El segundo principio, que se asocia con la transformación de la energía es el de la
conservación de la misma. Fundamentalmente este principio establece que,
aunque la energía puede cambiarse de una forma a otra, la cantidad total de
energía, en un circuito cerrado, permanece inalterable. Por ejemplo, el trabajo que
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hace una máquina, más la pérdida por fricción dentro de la máquina, iguala
siempre al esfuerzo introducido en la máquina.
Reacciones químicas útiles en la vida
La vida sobre la tierra depende del flujo de energía procedente de las reacciones
termonucleares que tienen lugar en el corazón del sol. (…) “este flujo de energía
es la esencia de la vida”24.
Un ejemplo de flujo de energía lo constituyen las reacciones que se realizan en los
sistemas vivos, por ejemplo cuando estos convierten la energía de una forma en
otra para cumplir funciones esenciales de mantenimiento, crecimiento y
reproducción. Estas conversiones energéticas están gobernadas por las leyes de
la termodinámica.
La primera ley establece que la energía puede convertirse de una forma a otra,
pero no puede crearse ni destruirse. La segunda ley establece que en el curso de
las conversiones energéticas, el potencial termodinámico o energía potencial
termodinámica de un sistema en el estado final siempre será menor que el
potencial termodinámico del mismo sistema en el estado inicial. Otra manera de
enunciar la segunda ley de la termodinámica es que todos los procesos naturales
tienden a ocurrir en una dirección tal que la entropía (la medida del "grado de
desorden" o de "aleatoriedad") del Universo se incrementa. Para mantener la
organización de la cual depende la vida, los sistemas vivos deben tener un
suministro constante de energía que les permita superar la tendencia hacia el
desorden creciente. El Sol es la fuente original de esta energía25.
Los cambios energéticos en las células vivas conllevan al movimiento de
electrones de un nivel energético a otro y, también de un átomo o molécula a otro.
Por lo tanto, estas reacciones corresponderán a las de oxidación-reducción donde
24
25
CURTIS, Helena. BIOLOGÍA. Buenos Aires : Panamericana, 2001. pág. 1500.
Ibid.,p. 1550.
75
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se da un movimiento de electrones de un átomo a otro. Aquel átomo que gana
electrones de reduce y el que pierde electrones se oxida.
“El total de las reacciones químicas que ocurren en las células constituyen el
metabolismo y son importantes para la vida. Las reacciones metabólicas ocurren
en series, llamadas vías, cada una de las cuales sirve a una función determinada
en la célula. Cada paso en una vía es controlado por una enzima específica. Las
reacciones escalonadas de las vías enzimáticas les permiten a las células llevar a
cabo sus actividades químicas con una notable eficiencia, en lo que concierne a la
energía y a los materiales.
Las enzimas funcionan como catalizadores biológicos. Así, disminuyen la energía
de activación e incrementan enormemente la velocidad a la que se producen las
reacciones químicas. Las reacciones catalizadas por enzimas están bajo un
estricto control celular. Los principales factores que influyen sobre la velocidad de
las reacciones enzimáticas son las concentraciones de enzima y de sustrato y la
disponibilidad de los cofactores requeridos. Muchas enzimas son sintetizadas por
las células o activadas sólo cuando son necesarias.
El ATP es el principal transportador de energía en la mayoría de las reacciones
que tienen lugar en los sistemas vivos. Las células son capaces de llevar a cabo
procesos y reacciones endergónicas (tales como reacciones biosintéticas,
transporte activo o el movimiento de microtúbulos) acoplándolas a reacciones
exergónicas que suministran un exceso de energía. Estas reacciones acopladas
generalmente involucran a compuestos trifosfato como el ATP u otros. Las familias
de enzimas denominadas quinasas y fosforilasas adicionan o remueven un grupo
fosfato a otra molécula respectivamente. La transferencia de grupos fosfato o
fosforilación cumple un papel importante en la regulación de muchas reacciones
químicas de la célula” 26.
26
FIBAO. MEDICINA MOLECULAR. [En línea] 17 de Octubre de 2007. [Citado el: 21 de Octubre
de 2010.] http://www.medmol.es/temas/57/.
76
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Una de las más importantes reacciones químicas útiles para la vida, son las que
ocurren en la naturaleza correspondiente a la fotosíntesis. A través de este
proceso las plantas absorben luz visible, dióxido de carbono (CO 2), agua y
nutrientes para convertirlos en material orgánico que le sirve para su propio
alimento. En todo este proceso, participa una molécula muy importante para la
vida de la planta como lo es la clorofila, la cual se encuentra en los cloroplastos de
las células vegetales. El proceso de fotosíntesis, se lleva a cabo en dos etapas
denominadas fase lumínica y fase oscura, en la primera etapa ocurre la formación
de ATP Y NADPH, también ocurre la fotólisis del agua donde se libera el oxigeno
que respiran los seres vivos.
Una de las más importantes reacciones útiles para la existencia de los seres vivos
es la respiración, que se refiere a un proceso fisiológico por el cual los organismos
vivos toman oxigeno del medio circundante y desprenden dióxido de carbono. En
animales y seres humanos el oxigeno es captado por la hemoglobina que es una
macromolécula, la cual se encarga de transportar el oxígeno desde los pulmones
hasta los capilares en los tejidos.
El término respiración se utiliza también para el proceso de liberación de energía
por parte de las células, procedente de la combustión de moléculas como los
carbohidratos y las grasas. El dióxido de carbono y el agua son los productos de
este proceso, llamado respiración celular, para distinguirlo del proceso fisiológico
global de la respiración. La respiración celular es similar en la mayoría de los
organismos, desde los unicelulares, como la ameba y el paramecio, hasta los
organismos superiores.
Otra de las reacciones importantes para la vida del ser humano, es la oxidaciónreducción la cual produce un flujo de electrones, que se puede aprovechar para
generar electricidad, tal como ocurre en las pilas eléctricas, a través de dos
electrodos externos. También este tipo de reacciones hacen parte del
metabolismo celular de los seres vivos como se mencionó anteriormente.
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Lección 8. Temperatura como propiedad
La temperatura de un cuerpo es una medida de su estado relativo de calor o frío,
se puede definir como la medida de la energía cinética promedio de las moléculas
en una sustancia dada y se expresa en grados 27. El calor se define como 28: “la
energía transferida entre un sistema y su entorno debido a la diferencia de sus
temperaturas”.
El calor fluye de un cuerpo de temperatura más alta a otro de menor temperatura,
es decir que esta propiedad se puede definir como la propiedad que determina el
flujo de calor29 (6).
La mayoría de los líquidos se expanden cuando se someten a un aumento de
temperatura, por ejemplo los termómetros de mercurio utilizan la expansión del
mercurio para medir el aumento de temperatura. Por lo tanto, cuando la
temperatura aumenta el mercurio se expande y sube por el tubo capilar.
La escala más utilizada en los estudios científicos y más empleada a nivel
internacional es la Celsius, denominada de esta forma en honor al astrónomo
sueco Anders Celsius. En esta escala se le asigna el 0°C al punto normal de
congelación del agua y de 100°C al punto normal de ebullición del agua, de esta
forma, cuando el termómetro es introducido en una mezcla de hielo agua, el
mercurio ascenderá hasta la marca de 0°C, pero si por el contrario se sumerge en
un recipiente que contiene agua en ebullición a presión atmosférica, el mercurio se
elevará hasta marcar 100°C. Las marcas del termómetro son fijas y se dividen en
100 partes iguales cada una de las cuales representa un grado, esta escala se
conoce como Centígrada.
27
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.
28
BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. Mexico D.F : Prentice Hall, 1987. pág. 895.
29
GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996.
pág. 436
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Otra escala muy conocida es la Fahrenheit, denominada así en honor a G. Daniel
Fahrenheit un alemán constructor de instrumentos. En la escala Fahrenheit el
punto normal de congelamiento del agua es 32°F y el punto normal de ebullición
del agua es 212°F.
Para interconversión entre esta escala y la Celsius se utiliza la siguiente relación
matemática:
La escala Kelvin también es muy utilizada en los trabajos científicos, denominada
así por William Thompson Kelvin, un
físico británico que la diseñó en 1848.
(7). El origen de esta escala es 273,15,
también llamado cero absoluto, de
manera que la equivalencia entre la
escala absoluta y la Celsius viene
dada por la expresión siguiente:
Por último la escala Rankine, ideada
por el escocés William John Mcquorun
Figura 10 Escalas de temperatura, adaptado de Fuente no
especificada
Rankine (1820-1872), se relaciona con
la escala Celsius mediante la expresión:
A continuación encontrará algunos ejemplos de conversión de unidades de
temperatura:
Ejemplo 1:
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Un cuerpo presenta una temperatura de 40°C expresar este valor en °F y Kelvin.
Solución:
1. Reemplazar el valor de 40°C en la ecuación de grados Fahrenheit:
°F=°C + 32
°F=40°C + 32 =72°F
2. Para desarrollar la segunda parte se debe reemplazar el valor de los grados
centígrados en la ecuación de grados Kevin, de tal forma que:
K=°C + 273 por lo tanto, K= 40°C + 32 = 72K
Ejemplo 2:
Expresar 25 °F en grados centígrados y grados Kevin.
1. Despejar °C de la ecuación de grados Fahrenheit , de tal forma que:
°C=5/9(°F-32)
2. Reemplazar el valor de °F en la ecuación anterior:
°C=5/9 (25-32)=-3.8°C
Para determinar grados kelvin, podemos utilizar el valor hallado de °C
reemplazarlo en la siguiente ecuación:
y
K=°C+273 de tal forma que:
K=-3.8°C+273=269,2 K
Lección 9. Energía como propiedad de la materia
Se ha tomado como ejemplo la mecánica, por ser la parte de la física que estudia
la fuerza y los movimientos y por tanto necesita establecer toda la relación
secuencial de parámetros involucrados con la energía.
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En primer lugar se puede decir que fuerza, es el empuje o tirón que se ejerce
sobre un cuerpo; se trata de una magnitud vectorial y por consiguiente se
caracteriza por tener magnitud, dirección y sentido.
Ahora se deben tener en cuenta las leyes de Newton sobre el movimiento, las
cuales se enuncian brevemente, a continuación:
Para que un cuerpo posea una aceleración debe actuar sobre él una fuerza.
Cuando una fuerza actúa sobre un cuerpo le comunica una aceleración en la
misma dirección y sentido que la fuerza, directamente proporcional a esta e
inversamente proporcional a la masa.
A toda fuerza (acción) se le opone otra (reacción) igual y opuesta de la misma
magnitud y dirección, pero de sentido contrario.
FUERZA = MASA * ACELERACIÓN
Teniendo en cuenta las unidades del S.I., la fuerza quedará expresada en newtons
(N) cuando la masa está en kilogramos (kg) y la aceleración en metros sobre
segundos al cuadrado (m/s2).
Una fuerza realiza un trabajo sobre un cuerpo cuando actúa contra otra que tiende
a impedir el movimiento de dicho cuerpo. El trabajo es una magnitud escalar.
TRABAJO = FUERZA * DISTANCIA
El S.I. utiliza el joule (J) como unidad para el trabajo; esto implica que la fuerza
debe estar expresada en Newton (N) y la distancia en metros (m).
Retornando una vez más la interpretación de la energía como la capacidad de
realizar un trabajo, las unidades de la energía deben ser las mismas que las del
trabajo, y la energía por lo tanto será una magnitud escalar.
La energía potencial, puede evaluarse entonces:
ENERGÍA POTENCIAL = MASA * GRAVEDAD * ALTURA = mgh
Y la energía cinética como:
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ENERGÍA CINÉTICA = (1/2) * MASA * VELOCIDAD = 1/2 mv2
Conservándose en ambos casos las unidades.
Como concepto derivado se puede considerar la potencia, que es el trabajo
realizado por unidad de tiempo.
POTENCIA MEDIA = TRABAJO REALIZADO / TIEMPO GASTADO EN
REALIZARLO
La unidad de potencia es el vatio (W) y corresponde a un joule sobre segundo. Es
por esto que el trabajo puede expresarse en unidades de potencia por unidades
de tiempo; tal vez la más común kilovatios-hora
Con el fin de estudiar los cambios de energía asociados a las reacciones
químicas, es importante definir el sistema o la parte del universo que es de
interés. En química los sistemas corresponden a las sustancias que están
implicadas en los cambios químicos y físicos. Por ejemplo en un proceso de
neutralización ácido-base, en el que el sistema es un recipiente que contiene 50
mL de HCl al cual se le adicionan 50 mL de NaOH. Los alrededores
corresponden al resto del universo externo al sistema. A nivel atómico, el sistema
podría ser un solo átomo o molécula y los alrededores serían los átomos o
moléculas cercanos a él.
Existen tres tipos de sistemas: sistema abierto, el cual puede intercambiar masa
y energía, generalmente en forma de calor con sus alrededores. Por ejemplo, una
cantidad de agua en un recipiente abierto, corresponde a un sistema abierto
(figura 8-a). Si el recipiente se cierra, de tal forma que el vapor de agua no se
escape o condense en el recipiente, se crea un sistema cerrado (figura 8-b), el
cual permite la transferencia de energía pero no de masa. Si el agua se coloca en
un recipiente totalmente aislado, se crea un sistema aislado (figura 8-c) que
impide la transferencia de masa o energía.
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Figura 11. Ejemplo de diferentes sistemas termodinámicos
(http://ingenieriaelectrica3.blogspot.com/2010/04/concepto-de-termodinamica.html)
La combustión del hidrógeno con oxígeno es una de las reacciones químicas que
libera una gran cantidad de energía, la siguiente ecuación química representa la
reacción:
En este caso la mezcla de hidrógeno, oxígeno y agua se considera el sistema, y el
resto del universo como los alrededores. Debido a que la energía no se crea o
destruye cualquier perdida de energía por la reacción es absorbida por los
alrededores. De tal forma que el calor liberdo en el proceso de combustión es
transferido del sistema a sus alrededores. Esta reacción corresponde a un
proceso exotérmico, en el cual se transfiere energía del sistema a los
alrededores.
Caso opuesto ocurre en la reacción de descomposición del óxido de mercurio
(HgO) que se lleva a cabo a altas temperaturas, la reacción se presenta en la
siguiente ecuación:
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Esta reacción ejemplifica un proceso endotérmico, en el cual los alrededores
deben suministrar calor al sistema (HgO).
Lección 10. Métodos para intercambiar energía entre sistemas
La transferencia de calor se puede hacer por tres mecanismos físicos:
conducción, convección y radiación, en la figura 9 se presenta un ejemplo.
Figura 12 Ejemplo de diferentes formas de transferencias de calor
http://www2.udec.cl/~jinzunza/fisica/cap14.pdf
A continuación se hace una breve explicación de cada una de las formas como se
transfiere el calor30.
Conducción de calor:
30
MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE CALOR. [En línea] [Citado el: 6 de Novimebre de
2010.] http://www2.udec.cl/~jinzunza/fisica/cap14.pdf.
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La conducción es el mecanismo de transferencia de calor en escala atómica a
través de la materia por actividad molecular, por el choque de unas moléculas con
otras, donde las partículas más energéticas le entregan energía a las menos
energéticas, produciéndose un flujo de calor desde las temperaturas más altas
las más bajas. Los mejores conductores de calor son los metales. El aire es un
mal conductor del calor. Los objetos malos conductores como el aire o plásticos se
llaman aislantes.
Convección.
La convección es el mecanismo de transferencia de calor por movimiento de masa
o circulación dentro de la sustancia. Puede ser natural producida solo por las
diferencias de densidades de la materia; o forzada, cuando la materia es obligada
a moverse de un lugar a otro, por ejemplo el aire con un ventilador o el agua con
una bomba. Sólo se produce en líquidos y gases donde los átomos y moléculas
son libres de moverse en el medio.
En la naturaleza, la mayor parte del calor ganado por la atmósfera por conducción
y radiación cerca de la superficie, es transportado a otras capas o niveles de la
atmósfera por convección.
Radiación.
La radiación térmica es energía emitida por la materia que se encuentra a una
temperatura dada, se produce directamente desde la fuente hacia afuera en todas
las direcciones. Esta energía es producida por los cambios en las configuraciones
electrónicas de los átomos o moléculas constitutivas y transportadas por ondas
electromagnéticas o fotones, por lo que recibe el nombre de radiación
electromagnética. La masa en reposo de un fotón (que significa luz) es
idénticamente nula. Por lo tanto, atendiendo a relatividad especial, un fotón viaja a
la velocidad de la luz y no se puede mantener en reposo. (La trayectoria descrita
por un fotón se llama rayo). La radiación electromagnética es una combinación de
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campos eléctricos y magnéticos oscilantes y perpendiculares entre sí, que se
propagan a través del espacio transportando energía de un lugar a otro.
A diferencia de la conducción y la convección, o de otros tipos de onda, como el
sonido, que necesitan un medio material para propagarse, la radiación
electromagnética es independiente de la materia para su propagación, de hecho,
la transferencia de energía por radiación es más efectiva en el vacío. Sin embargo,
la velocidad, intensidad y dirección de su flujo de energía se ven influidos por la
presencia de materia. Así, estas ondas pueden atravesar el espacio interplanetario
e interestelar y llegar a la Tierra desde el Sol y las estrellas. La longitud de onda
(λ) y la frecuencia (ν) de las ondas electromagnéticas, relacionadas mediante la
expresión λν = c, son importantes para determinar su energía, su visibilidad, su
poder de penetración y otras características. Independientemente de su frecuencia
y longitud de onda, todas las ondas electromagnéticas se desplazan en el vacío
con una rapidez constante c = 299792 km/s, llamada velocidad de la luz.
Los fotones son emitidos o absorbidos por la materia. La longitud de onda de la
radiación está relacionada con la energía de los fotones, por una ecuación
desarrollada por Planck:
donde h se llama constante de Planck, su valor es h = 6,63 x 10-34 Js.
Por otra parte, es importante tener presente que en los sistemas se requiere medir
los cambios de calor, para lo cual se debe tener en cuenta los términos calor
específico y capacidad calorífica.
El calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere
para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. La
capacidad calorífica (C) de una sustancia, es la cantidad de calor que se
requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad
de sustancia. El calor específico es una propiedad intensiva, mientras que la
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capacidad calorífica es una propiedad extensiva31. A continuación se presenta la
relación entre las dos:
C=ms
m corresponde a la masa en gramos y s correspondiente al calor específico se da
.
en unidades de J/g °C, mientras que las unidades de la capacidad calorífica son
J/°C.
Ejemplo 1:
Cuál es la capacidad calórica para 60.0 g de agua, considerando que el calor
específico es de 4.184 J/g?
RTA: reemplazando en los valores en la ecuación C=ms, se tiene:
(60.0 g) (4.184 J/g °C) = 251J/°C
Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el
cambio en la temperatura de la muestra (Δt) indicará la cantidad de calor (q)32 que
se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para calcular
el cambio de calor es:
q = msΔt
q = CΔt
donde m es la masa de la muestra y Δt es el cambio de la temperatura:
Δt = tfinal – tinicial
31
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 732.
32
q es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos
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En la tabla 5 se muestra valores de calor específico para algunas sustancias:
Tabla 5 Calor específico de algunas sustancias comunes
(4 pág. 212)
Sustancia
Calor específico g/J . °C
Al
0.900
Au
0.129
C(grafito)
0.720
C(diamante)
0.502
Cu
0.385
Fe
0.444
Hg
0.139
H2O
4.184
C2H5OH (ETANOL)
2.46
A continuación se presentan algunos ejemplos que muestran el uso de la
ecuación:
Ejemplo 1:
Una muestra de 576 g de agua se calienta desde 10.8 °C hasta 78.60 °C, calcular
la cantidad de calor absorbido por el agua.
RTA: Utilizando la masa, el calor específico del agua y el cambio en la
temperatura, el cambio de calor se calcula:
q = msΔt
= (576 g) (4.184 J/g°C) (78.60 °C – 10.8 °C)
Ejemplo 2:
Determine la cantidad de calor que se debe agregar para aumentar la temperatura
de una taza (250 mL) de café de 20.5°C a 95.6°C, suponiendo que el agua y el
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café tienen la misma densidad (1 g/mL) y la misma capacidad calorífica específica
(4.184 J/g °C).
RTA. Utilizando la masa, el calor específico del agua y el cambio en la
temperatura, el cambio de calor se calcula:
q = msΔt
debido a que el café y el agua tienen la misma densidad, correspondiente a
1g/mL, se puede asumir que 250 mL = 250 g, por lo tanto se tiene:
Ejemplo 3:
En un recipiente que contiene 1 kg de agua que se encuentra a 20 °C se sumerge
1 kg de hierro que está a 80 °C. Después de un tiempo van a estar a la misma
temperatura, es decir se ha alcanzado el equilibrio, ¿Cuál es la temperatura final
del sistema? (suponer que no se pierde calor para calentar el vaso y que tampoco
se pierde calor en los alrededores, es decir el sistema es adiabático)
RTA:
La temperatura final (Tf) tendrá que estar entre 20 y 80 ºC , la cual se calcula de la
siguiente manera:
Debido a que el fe se va a enfriar, es decir cede calor y el agua se va a calentar,
es decir recibe calor. Como no puede salir calor del recipiente porque es
adiabático, el calor que pierde el agua tiene que ser el calor que gana el fe, por lo
tanto la relación será:
Q ganado por el H2O = - Q cedido por el Fe
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Q es el calor que recibió o que entregó el cuerpo. Puede ir en cal o en Kcal.
(Según las unidades del calor específico). Si Q es ( + ) el cuerpo recibió calor ( se
calentó ). Si Q es ( - ) el cuerpo entregó calor. ( se enfrió).
El valor de calor cedido por el hierro, lleva un signo menos porque para el fe T f es
menor que Ti y va a dar negativo. Igualando esta ecuación a cero, se tiene:
Q ganado por el H2O + Q cedido por el Fe = 0
Por lo tanto, se tienen 2 sustancias cualquiera, que inicialmente están a distinta
temperatura, las ponen en un recipiente adiabático y piden calcular la temperatura
final, se debe plantear siempre la siguiente relación:
ECUACIÓN PARA
CALCULAR LA
TEMPERATURA
FINAL
Q ganado + Q cedido = 0
Entonces, si ponen en contacto 1 kg de fe a 80 ºC y 1 kg de agua a 20 ºC la T f
será: (El calor específico para el agua es
y para el Fe es
Agrupando y operando términos semejantes se obtiene:
Despejando Tf se obtiene:
90
)
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A continuación se mencionan algunos ejemplos prácticos de transformación de
energía:
Además de la fotosíntesis y la respiración, los organismos vivos han elaborado
otros medios importantes para transformar energía, por ejemplo la anguila
eléctrica puede producir descargas de varios centenares de voltios de potencia
eléctrica, a expensas de la energía química. Los destellos de las luciérnagas se
producen por más conversión de energía química en luz.
Sin embargo, existen otras formas menos perceptibles y más sutiles, según las
cuales la energía es utilizada y transformada por los organismos vivos por esto se
necesita energía para crear la gran complejidad que caracteriza la forma de un
organismo vivo y la gran diversidad morfológica de los diferentes especies de vida.
Es así como en el proceso fotosintético se requieren 686 kilocalorías para
sintetizar 1 Mol de glucosa C6H12C6 a partir de una reacción fotoquímica entre el
gas carbónico (CO2) y el agua.
De igual manera, la energía almacenada en la molécula del ATP (Adenosín
Trifosfato) es utilizada para realizar un trabajo químico, como por ejemplo en la
ruptura de la glucosa (glucólisis), la cual libera 47 kilocalorías por cada mol.
También, la respiración en el ciclo de Krebs o de los ácidos tricarboxílicos libera
639 Kcal/mol en las mitocondrias de la célula, toda esta energía, como se dijo
anteriormente, es almacenada en la molécula del ATP, quién la utiliza
gradualmente para realizar transformaciones bioquímicas.
Los organismos vivos son ricos en información, la cual puede considerarse como
una forma de energía. Es una ley fundamental de la termodinámica que todos los
átomos y moléculas en el universo tienden inexorablemente a buscar el estado
más desordenado, con el menor contenido de energía, esto es, el estado de
máxima entropía.
91
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Cambios de fase:
Los cambios de fase o transformación de una fase a otra, ocurren cuando se
suministra o retira energía del sistema. Estos cambios son físicos y se distinguen
porque el orden molecular se altera. En la fase sólida las moléculas tienen el
máximo ordenamiento, mientras que en la fase gaseosa tienen el máximo
desorden. En la figura 10 se aprecia los cambios de fase que presenta la materia.
Figura 13. Cambios de fase que presenta la materia (fuente: http://quimica5b.blogspot.com/)
A continuación se explica en que consite cada uno de estos procesos:
Equilibrio líquido-vapor:
En un líquido, las moléculas se encuentran en movimiento que no es del todo libre
comparado con las moléculas gaseosas. Debido a que los líquidos tienen mayor
densidad que los gases, la velocidad de colisión de las moléculas es mayor en la
fase líquida que en la fase gaseosa. Cuando las moléculas de un líquido ganan la
suficiente energía cinética para escapar a la superficie, sucede un cambio de fase.
Cuando el líquido se transforma en un gas ocurre un proceso de evaporación o
92
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vaporización. A medida que aumenta la temperatura, aumenta la energía,
cinética, y por lo tanto más moléculas pasan a la fase gaseosa.
Cuando las moléculas de la fase de vapor pasan a la fase líquida, ocurre un
proceso de condensación o cambio de fase gaseosa a fase líquida. Esto
sucede cuando las moléculas de la fase de vapor chocan con la superficie del
líquido, quedando atrapadas por las fuerzas intermoleculares del líquido. Cuando
las velocidades de condensación y evaporación se igualan ocurre un equilibrio
dinámico, aquí la presión de vapor medida, se conoce como presión de vapor
de equilibrio, con frecuencia se le denomina presión de vapor, la cual aumenta
con la temperatura (gráfica 2).
Gráfica 2 Aumento de la presión de vapor con la temperatura para tres
líquidos. (Adaptado por la autora de Chang & College, 2002, pág. 446)
El calor molar de vaporización (ΔHvap) es una medida de la intensidad de las
fuerzas intermoleculares que se ejercen en un líquido. Esta propiedad se define
como la energía (unidad kilojoules) necesaria para evaporar un mol de un líquido.
El calor molar de vaporización se relaciona directamente con las fuerzas de
atracción que existen en las moléculas del líquido, si estas son altas se necesita
93
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mucha energía para que las moléculas pasen de la fase líquida a la fase de vapor,
por lo tanto, el líquido tendrá una presión de vapor relativamente baja y un elevado
calor de vaporización.
La presión de vapor de vapor P de un líquido y la temperatura absoluta T se
relacionan cuantitativamente por la ecuación de Clausius-Clapeyron (4 pág. 446).
.
donde ln es el logaritmo natural, R es la constante de los gases (8.314 J/K mol), y
C es una constante. Esta ecuación se utiliza para calcular la presión de vapor de
un líquido a temperaturas distintas, conociendo los valores de
(Tabla 6) y
P de un líquido a una temperatura dada, es posible calcular la presión de vapor del
líquido a otra temperatura.
Tabla 6 Calores molares de vaporización para líquidos selectos
(Adaptado por la autora de Chang & College, 2002, pág. 447)
Sustancia
Punto de
ebullición*(°C)
Argón (Ar)
-186
6.3
Benceno (C6H6)
80.1
31.0
Etanol (C2H5OH)
78.3
39.3
Éter dietílico (C2H5OC2H5)
34.6
26.0
Mercurio (Hg)
357
59.0
Metano (CH4)
-164
9.2
Agua (H2O)
100
40.79
*medido a 1 atm
94
(kJ/mol)
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A temperaturas T1 y T2, las presiones de vapor son P1 y P2, para lo cual se utiliza
la siguiente ecuación:
A continuación se muestra un ejemplo de la utilización de esta ecuación 33 (4 pág.
448):
El éter dietílico es un líquido orgánico muy inflamable que se utiliza como
disolvente. La presión de vapor del éter dietílico es 402 mm de Hg a 18 °C.
Calcular su presión de vapor a 32 °C. En la tabla 6 se encuentra el valor de
para 26.0 kJ/mol=26000 J/mol.
RTA:
Se
reemplaza
los
valores
dados
en
la
siguiente
ecuación
obteniendo:
Se debe aplicar antilog a ambos lados de la ecuación (exen la calculadora)
Se espera que la presión de vapor aumente con la temperatura, por lo tanto el
resultado es lógico.
Todos los líquidos tienen una temperatura a la cual empiezan a hervir,
denominada punto de ebullición, que es la temperatura a la cual la presión de
33
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 448.
95
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vapor de un líquido es igual a la presión externa y aumenta en la medida que
aumenta Hvap .
EQUILIBRIO LÍQUIDO-SÓLIDO:
La transformación de un líquido en sólido se conoce como congelación y el
proceso inverso se denomina fusión. El punto de fusión de un líquido o el punto
de congenalción de un líquido, es la temperatura a la cual la fase sólido y líquida
coexisten en equilibrio.
El punto de fusión normal o congelación es la temperatura a la cual una sustancia
se funde o congela a 1 atmósfera de presión. Debido a que las moléculas enla
fase sólida se encuentran más unidas que la fase líquida, se necesita más calor
para producir una transición sólido-líquido.
El calor molar de fusión (ΔHfus) es la energía necesaria (unidades kilojoules)
para fundir un mol de un sólido. En la tabla 7 se muestra los calores de fusión para
algunas sustancias, si se comparan los valores de calor molar de fusión y calor
molar de vaporización, se observa que el primero ( ΔHfus) es menor que el segundo
(ΔHvap). Esto es debido a que las moléculas del líquido todavía están
estrechamente empacadas, y por lo tanto se requiere cierta energía para lograr el
reordenamiento del sólido al líquido. Por otra parte, si el líquido se evapora, las
moléculas se separan por completo y se necesita una cantidad considerablemente
mayor de energía para vencer las fuerzas de atracción.
Tabla 7 Calores molares de fusión para sustancias selectas
(Adaptado por la autora de Chang & College, 2002, pág. 452)
Sustancia
Punto de
fusión*(°C)
Argón (Ar)
-190
1.3
Benceno (C6H6)
5.5
10.9
Etanol (C2H5OH)
-117.3
7.61
96
(kJ/mol)
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Éter dietílico (C2H5OC2H5)
-116.2
6.90
Mercurio (Hg)
-39
23.4
Metano (CH4)
-183
-0.84
Agua (H2O)
0
6.01
*medido a 1 atm
El enfriamiento de una sustancia, tiene el efecto opuesto al calentamiento. Por
ejemplo en una muestra de gas en la medida que se elimine calor a una velocidad
constate, su temperatura disminuye. En la medida que se forme el líquido, se
librea calor porque su energía potencial está disminuyendo.
El proceso de sobreenfriamiento, se da cuando un líquido se enfría
temporalmente por debajo de su punto de congelación, eliminando el calor a una
velocidad muy rápida, de tal forma que las moléculas no tienen la opción de
acomodarse en la estructura ordenada de un sólido. Un líquido sobreenfriado es
muy inestable, la adición de un pequeño cristal de la misma sustancia o la
agitación leve, hará que se solidifique con rapidez.
Las gráficas 3 y 4 muestran la respresentación de la temperatura de un sistema
físico en función del tiempo, cuando el sistema absorbe o libera un calor constante
por unidad de tiempo, a estas gráficas se le denomina gráfica de calentamiento
o enfriamiento.
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Gráfica 3. De Calentamiento Temperatura vs tiempo34
Gráfica 4. Curva de calentamiento para una sustancia, Temperatura vs tiempo. 35
34
35
Tomado de: http://www.kalipedia.com/ecologia/tema/calor-cambios-estado-calor.html?x=20070924klpcnafyq_281.Kes&ap=1
POZUELO DE DIEGO, Javier. UNIVERSIDAD CARLOS III DE MADRID. Sólidos, líquidos y disoluciones. [en línea]
<http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/Material%20de%20clase/tema4a.htm> [citado en
23 de Septiembre de 2008]
98
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EQUILIBRIO SÓLIDO VAPOR:
Los sólidos también experimentan procesos de evaporación, el paso de sólido a
vapor directamente se conoce como sublimación. El proceso inverso en el que
las moléculas hacen la transición de vapor directamente a sólido, se conoce como
deposición. Sustancias solidas como el naftaleno o el yodo se subliman con gran
facilidad. Debido a que las moléculas en la fase sólida están unidas con más
fuerza, la presión de vapor es menor que la del líquido correspondiente. La
energía que se requiere para sublimar un mol de un sólido, recibe el nombre de
calor molar de sublimación (
), y es igual a la suma de los calores molares
de fusión y vaporización.
Esta ecuación corresponde a una demostración a la ley de Hess. La entalpía para
todo el proceso es la misma si la sustancia pasa directamente de sólido a vapor, o
si pasa de sólido a líquido y luego a vapor. Esta ecuación es valida cuando los
cambios de fase suceden a la misma temperatura, de lo contrario esta ecuación se
considera una aproximación
A continuación se muestra un ejemplo de cómo calcular el cambio de energía
total, cuando una sustancia se calienta y experimenta un cambio de fase:
Ejemplo:
Calcular en kilojoules, la cantidad de energía necesaria para calentar 346 g de
agua líquida a 0 °C a 182 °C. Suponga que el calor específico del agua es 4.184
.
J/g °C .
RTA:
Para resolver el ejercicio se debe hacer en tres pasos:
99
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1. Para el calentamiento del agua de 0 °C a 100 °C se debe utilizar la
ecuación:
q1 = ms Δt
=(346g)(4.184J/g °C)(100 °C - 0 °C)
=1.45 x 105 J
=145 kJ
2. Evaporación de 346 g de agua a 100 °C. El
del agua =40.79 kJ/mol,
de modo que:
3. Calentamiento del vapor desde 100 °C hasta el 182 °C
q3= ms Δt
q3= (346 g) (1.99J/g.°C)(182°C-100°C)
q3= 5.65 x 104 J
q3= 56.5 kJ
la energía necesaria para todo el proceso está dada por:
qglobal= q1+ q2+ q3
qglobal=145 kJ+783 kJ + 56.5 kJ
qglobal=985 kJ
Lección 11. Ecuaciones químicas y energía
Reacción química y ecuación química
En
cualquier
situación
de la
vida
diaria,
se
encuentran
ejemplos de
transformaciones químicas. La cocción de los alimentos, la combustión de un
cigarro, el crecimiento de una planta, el complejo proceso de las sensaciones
físicas que experimenta un ser humano, son apenas unos cuantos casos en los
100
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que están involucrados cambios químicos. La abstracción que permite explica: al
menos globalmente, una transformación en términos de unos cuanto: compuestos
constituye una reacción química. Sin embargo, la reacción química conserva la
categoría de hecho real.
La explicación razonable de una transformación química, queda hecha cuando
bajo condiciones controladas, (experimentación), a partir de los compuestos:
involucrados en la reacción química, se obtienen los mismos productos. Este
proceso bien puede llevarse á cabo siguiendo todos los pasos exigidos por el
método científico, herramienta actual que tiene particular importancia en el
desarrollo científico y tecnológico.
Surge entonces la necesidad de esquematizar este concepto de reacción química,
para facilitar el manejo o aplicación; utilizando los símbolos y las fórmulas de los
compuestos químicos y con la ayuda de abreviaturas y símbolos adicionales se
logra expresar de una forma abreviada, la reacción química en términos de una
ecuación química.
Siendo la ecuación una abstracción de orden superior, su interpretación y manejo
requiere de una serie de normas y el uso de ciertas convenciones que solo buscan
el entendimiento de todas las personas que de una u otra manera se tienen que
referir más en detalle a las transformaciones químicas.
Descripción de una Reacción Química
El elemento central de una reacción química es el símbolo que separa
reaccionantes de productos, este símbolo es generalmente una flecha sencilla
o cuando es necesario una flecha doble
utilizando el signo igual (=)
pero no es generalizado su uso.
Los
reaccionantes son los compuestos involucrados en el Proceso que se
consideran el punto de partida, en otras palabras son los que se van a
transformar; las fórmulas de los reaccionantes o reactivos se colocan a la
izquierda de la flecha.
101
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Al leer una reacción química en la forma normal de izquierda a derecha, los
compuestos encontrados hasta antes de la flecha son los reaccionantes y los
encontrados después de esta son los productos.
Los productos son los compuestos involucrados en el proceso que se consideran
el punto de llegada o sea el resultado de la transformación y se colocan derecha
de la flecha.
Tanto reaccionantes como productos se separan entre sí por signos más (+) que
tiene el sentido de conjunto, eventualmente y dentro de explicaciones muy
particulares se usa el signo menos (-).
Las condiciones bajo las cuales es factible realizar esta transformación se
especifican sobre o bajo la flecha. Estas condiciones pueden ser:
Temperatura, presión, catalizadores, pH y / o cualquiera otra condición que sea
menester especificar.
Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad con que sucede a
conversión de reactivos en productos, pero que no se consumen durante el
proceso.
También se ha encontrado útil especificar el estado en que se encuentran los
compuestos involucrados en la reacción, tanto reactivos como productos; esto se
hace colocando dentro de un paréntesis a manera de subíndices
A continuación de la fórmula una o más letras que indican esta condición: (s) para
sólido, (l) para líquido, (g) gases, (ac) Para solución acuosa; cuando se requiere
hacer énfasis en la formación de un compuesto poco soluble se utiliza una flecha
hacia abajo (
), si se trata del desprendimiento de un gas entonces la flecha va
hacia arriba ( ).
102
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Cuando no es necesario especificar las temperaturas dentro de las cuales se
puede llevar a cabo la reacción, sino que tan solo se quiere indicar que es
necesario suministrar calor, encima o debajo de la flecha, se coloca un triángulo
pequeño (∆).
En términos matemáticos una ecuación es sinónimo de igualdad, esto significa
que cuando en una reacción química el número teórico de átomos de
reaccionantes o reactantes se iguala al número relativo de átomos de productos
se considera que se ha transformado en una ecuación química y para lograrlo se
recurre al artificio matemático del balanceo de ecuaciones químicas.
Ejemplos:
1. Un método para preparar oxígeno en el laboratorio consiste en descomponer
clorato de potasio, KClO3, por medio del calor, utilizando como catalizador dióxido
de manganeso, MnO2:
2. El gas carbónico (CO2) se puede producir en el laboratorio por acción de ácido
clorhídrico sobre el bicarbonato de sodio (NaHCO3), de acuerdo a la siguiente
reacción:
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas se pueden clasificar de varias formas, dependiendo del
parámetro que se tome como referencia.
Por ejemplo sí se toma en cuenta el consumo o la liberación de calor, las
reacciones se pueden clasificar en endotérmicas o exotérmicas respectivamente.
103
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Como en algunas reacciones pueden estar involucradas otras formas de energía,
diferentes, a la calórica, las reacciones que consumen energía se denominan
endergónicas (endotérmicas) y las que liberan exergónicas (exotérmicas).
En algunos casos puede ser muy importante mostrar en que medio se llevó a cabo
la reacción, en este sentido solo se hará referencia a los términos in vitro, cuando
la reacción puede llevarse a cabo en el laboratorio generalmente en recipientes de
vidrio, e invivo, es decir, cuando el proceso solo es posible dentro de un
organismo vivo.
Desde un punto de vista más formal, las reacciones se pueden clasificar de dos
formas teniendo en cuenta la organización que presentan los átomos después de
la reacción, en relación con la que poseían antes de la misma o teniendo en
cuenta las transformaciones que han sufrido los átomos en sí mismo como
consecuencia del proceso del que han sido partícipes.
Si una reacción que produce un gas se realiza en un recipiente cerrado, la presión
dentro del recipiente aumentará. La mayor parte de las reacciones que ocurren en
los seres vivos se realizan bajo presión constante. En los laboratorios gran parte
de las reacciones se realicen en matraces, vasos de precipitado entre otros que
permanen abiertos, por lo tanto, su presión es constante.
El calor liberado o absorbido por reacciones que se mantienen bajo presión
constante puede relacionarse a una propiedad que se llama entalpía y se le da el
símbolo de H, es una propiedad extensiva y depende de la cantidad de materia.
Cada sustancia pura tiene una entalpía, que también se le denomina contenido
calórico. Un conjunto de reactivo, tendrá por lo tanto una entalpía total definida
(Hreactivos). El conjunto correspondiente de productos en una reacción también tiene
una entalpía total definida (Hproductos). El calor de reacción, es la diferencia entre
estas entalpías y por consiguiente se le asigna el símbolo H. La letra griega delta
mayúscula ( ), se utiliza para indicar diferencia. Por lo tanto:
ΔH= Hproductos-Hreactivos
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La entalpía (H) es una función termodinámica de estado que viene definida por la
relación:
H=E +P . V
Donde:
H=La entalpía
E=Energía interna
P=Presión
V=Volumen
Sí el sistema sufre una variación isobárica (a presión constante),
la anterior
ecuación se puede escribir así:
ΔH=ΔE+ PΔV
Esto significa, que el cambio de entalpía a presión constante es igual al
incremento de la energía, interna más cualquier trabajo de expansión presiónvolumen realizado en el sistema.
Este cambio depende únicamente de los estados inicial y final del sistema, por lo
tanto, esto se puede escribir así:
ΔH=Hfinal-Hinicial
Una reacción es Exotérmica, cuando libera calor y además H es negativo.
Una reacción es Endotérmica cuando absorbe calor y por consiguiente
positivo.
En resumen, podemos afirmar que:
105
H es
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La entalpía de un sistema termodinámico expresa los cambios térmicos a presión
constante y mide el contenido calorífico del mismo.
Ecuaciones Termoquímicas
Las ecuaciones termoquímicas son usadas para cuantificar el cambio de entalpía
que acompaña una reacción química:
Ejemplo a 25°C
Esto significa, que a una temperatura de 25°C, una mol de carbono sólido
reacciona con una mol de oxígeno gaseoso, produciendo una mol de gas
carbónico gaseoso y liberando 94030 calorías, lo que implica que la reacción es
exotérmica. Sí recordamos la primera ley de la termodinámica, ó de la
conservación de la energía, podemos afirmar:
El calor liberado en una reacción química, debe ser igual al calor absorbido en la
reacción inversa.
Ejemplo, en la oxidación de una mol de glucosa, se liberan 673 kilocalorías, según
la siguiente ecuación:
Por lo tanto, para producir 1 mol de glucosa y 6 moles de oxígeno se requieren
673 kilocalorías, es decir, la reacción inversa sería:
Lo cual indica, que en este sentido, la reacción es endotérmica.
106
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En un proceso endotérmico (el proceso absorbe energía de los alrededores),
es positivo, es decir
H
H>0, lo que significa que la entalpía de los productos es
mayor que la entalpía de los reactivos. En este tipo de reacciones se debe
suministrar energía al sistema para que ocurran. En un proceso exotérmico
negativo, es decir
H en
H<0, en este tipo de reacciones (exotérmicas), los productos
tienen entalpía más baja que los reactivos.
Las entalpías de las sustancias dependen de la temperatura y de la presión. Por
convención, los valores de
H se dan por lo general para reacciones realizadas a
25 °C y a presión atmosférica estándar (1 atm). Si la reacción se da en otras
condiciones se deben especificar.
A 0°C y 1 atm de presión, el hielo se funde para formar agua líquida. Las
mediciones han demostrado que por cada mol de hielo que se convierte en agua
líquida bajo estas condiciones, el sistema (hielo) absorbe alrededor de 6.01 kilo
Joules (kJ) de energía. Debido a que
H es positivo, el proceso es endotérmico.
La ecuación es la siguiente:
REACCIÓN
ENDOTÉRMICA
Un ejemplo de reacción exotérmica puede ser la combustión del metano (CH 4), la
ecuación de la reacción será:
REACCIÓN
EXOTÉRMICA
El H para esta reacción es negativo por lo que la reacción libera calor, por esto la
reacción exotérmica.
A continuación se enumera algunas recomendaciones que se deben tener en
cuenta para escribir e interpretar ecuaciones químicas que impliquen transferencia
de calor (reacciones endotérmicas o exotérmicas):
107
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1. Los coeficientes estequiométricos siempre se referirán a la cantidad de
moles de una sustancia. Por lo tanto, la lectura que se puede hacer de la
reacción de fusión de hielo será: cuando se forma 1 mol de agua líquida a
partir de 1 mol de hielo a 0 °C, el cambio de entalpía es de 6,01 kJ. La
ecuación de combustión del gas metano se leería así: Cuando 1 mol de gas
metano, reaccionan con 2 moles de oxígeno gaseoso, se produce 2 moles
de agua líquida, el cambio de entalpía es de .890,04 kJ.
2. Cuando se invierte una ecuación, se cambian los papeles de reactivos y
productos. Por lo tanto la magnitud de
H para la ecuación se mantiene
pero cambia de signo. Por ejemplo si una reacción consume energía
(reacción endotérmica) para realizarse, entonces el proceso inverso debe
liberar energía térmica hacia sus alrededores (reacción exotérmica) y como
consecuencia la expresión del cambio de entalpía también debe cambiar su
signo. Las reacciones inversas para la fusión del agua y la combustión del
gas metano serán:
Se puede apreciar que las reacciones que eran endotérmicas se convierten en
exotérmicas y viceversa
3. Si ambos lados de la ecuación termoquímica se multiplican por un factor n,
también se debe multiplicar el valor de la entalpía de la reacción por el
factor Por ejemplo para la fusión del hielo, si n=2 el valor de H será:
4. Cuando se escriben ecuaciones termoquímicas, siempre se debe
especificar el estado físico de todos los reactivos y productos, porque esto
ayuda a determinar el cambio real de entalpía. Por ejemplo, en la ecuación
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para la combustión del metano, si se obtuviera como producto vapor de
agua en lugar de agua líquida, el cambio de entalpía sería -802,4 kJ
porque se necesitan 88,0 kJ para convertir 2 moles de agua líquida en
vapor de agua es decir
Ejemplo 2:
Según la siguiente ecuación termoquímica
Calcular el calor liberado cuando 74,6 g de SO 2 (masa molar del SO2= 64,07
g/mol) se convierten en SO3
RTA:
La ecuación termoquímica muestra que por cada mol de SO 2 que se quema se
libera 99,1 kJ (esto es lo que indica el signo negativo de
H). Es necesario
convertir 74,6 g de SO2 y calcular el calor producido de la siguiente manera:
Debido a que la entalpia es una función estática, los cambios los cambios en la
entalpia, ∆H, que se asocian con cualquier proceso químico dependen únicamente
de la cantidad de materia que está sometida a este cambio y a la naturaleza del
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estado inicial de los reactivos y el estado final de los productos. Esto significa que
si una reacción particular puede realizarse en una etapa o una serie de etapas, la
suma de los cambios de la entalpia en las etapas individuales debe ser la misma
que los cambios de la entalpia que se asocian con una única etapa. Por ejemplo,
los cambios de la entalpia para la combustión del metano que forma dióxido de
carbono y agua líquida pueden calcularse a partir de la ∆H para la condensación
del vapor de agua y de ∆H para la combustión del metano, para formar agua en
estado gaseoso:
Ecuación neta:
Para obtener la ecuación neta, la suma de los reactivos de las dos ecuaciones se
coloca a un lado de la flecha y la suma de los productos en el otro lado. En vista
de que 2H2O (g) existe en ambos lados de la lecha, puede cancelarse, así como
se hace una cantidad algebraica que se encuentra a ambos lados de un signo
igual.
LEY DE HESS
Esta ley establece que si una reacción se lleva a cabo en una serie de etapas, la
∆H para la reacción debe ser igual a la suma de los cambios de la entalpia para
cada etapa en particular. Los cambios de la entalpia total para el proceso son
independientes del número de etapas o de la naturaleza particular de la vía por la
cual la reacción se lleva a cabo.
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La ley de Hess es muy útil para calcular los cambios en la energía que son
difíciles de medir en forma directa. Para el caso, no es posible medir en forma
directa el calor de combustión del carbono cuando forma monóxido de carbono
La combustión de un mol de carbono con
Mol de O2 no solo produce CO sino
también CO2 y algo de carbono que no reacciona. Sin embargo, el calor de la
reacción en la cual se forma CO puede determinarse como se muestra a
continuación:
EJEMPLO 1:
Calcule la entalpia estándar de formación del acetileno (C2H2) a partir de sus
elementos:
Las ecuaciones para cada etapa y los cambios de entalpia correspondiente son:
RTA: Debido a que se quiere obtener una ecuación con los elementos C e H 2
como reactivos y C2H2 como producto, que lo que presenta la síntesis de acetileno
a partir de sus elementos, es necesario eliminar O 2, CO2 y H2O de las reacciones
a) b) y c) se observa que c) contiene 5 moles de O 2 4 moles de CO2 y 2 moles de
H2O primero se invierte c) para tener C2H2 del lado de los productos:
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A continuación se multiplica a) por 4 y b) por 2 y se efectua la suma 4 a) + 2 b)
+d)
Después de multiplicar las ecuaciones quedan:
La suma quedará:
Debido a que la ecuación anterior representa la síntesis de C2H2 a partir de sus
elementos se tiene que
se divide entre dos el valor de
. Cuando la ecuación
es la mitad.
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Ejemplo 2.
El calor de combustión de C a CO2 es -393,5 kJ/mol de CO2, mientras que para
la combustión de CO a CO2 es -283 kJ/mol de CO2. Calcular el calor de
combustión de C a CO2.
RTA:
Se plantea primero las dos reacciones de combustión y luego se cambia la
reacción de CO, de tal manera que este último sea el producto.
Las dos ecuaciones se escriben de la siguiente forma:
Se puede observar que se multiplicó la primera ecuación por 2, para poder
suprimir los términos (CO2), los valores de H también se multiplican por 2 . Se
debe tener en cuenta que cuando las reacciones se invierten, el signo de H para
el proceso contrario, es el opuesto del valor original.
Como lo solicitado es el calor de combustión de C (s) para formar CO(g) y debido a
que en la reacción anterior se aprecia que 2 moles de C (s) producen 2 moles de
CO(g) para dar respuesta a lo solicitado se multiplica por ½ el valor obtenido de
H por lo tanto se obtiene: ½ (-221,0 kJ) = -110,5 kJ, este resultado es el calor de
combustión del C(s) para formar CO(g).
alores o Entalpias de Formación (ΔHF)
Se define como la cantidad de calor que se absorbe o libera cuando se forma 1mol
de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados normales o stándar,
por ejemplo, a 25°C y a 1 atmósfera de presión el estado normal del hidrógeno es
el de gas puro. Para simplificar los cálculos, se adopta la siguiente conversión.
La entalpía de un elemento en estado puro o stándar es siempre cero.
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En la tabla 8 se dan los calores de formación de algunos elementos a T= 25°C.
Tabla 8 Entalpias estándar de formación a 25°C
SUSTANCIA
ΔHF (cal / mol)
H2O(l)
-68300
CO2(s)
-94000
CH4(s)
-17900
C2H6(g)
-20200
C3H8(g)
-24800
C6H6(l)
+12300
C2H5OH(l)
-66300
C2H2(g)
+55300
C (diamante)
+500
NH3(s)
-11000
HCl(g)
-22100
C6H12O6(s)
-300800
Calor de Reacción o Entalpía de Reacción
Es la cantidad de calor que se absorbe o libera en una reacción química, tiene que
ver con el cambio de entalpía que acompaña la reacción.
A partir de las entalpías de formación, se puede calcular la entalpía de reacción
química, de acuerdo a la primera ley de la termodinámica, se tiene:
suma de las entalpías
Cambio de entalpía de la
reacción
de
formación
de
=
suma de las entalpías de
los formación de los reactantes
productos
ΔHreacción = ΣΔHF(productos) - ΣΔHF(reactantes)
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-
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Ejemplos:
1, Calcular el
Hreacción a 25°C para la siguiente reacción (en cal, kcal, Jul y
kilojulios).
2C2H6(g)+ 7O2
4CO2(g) + 6H2O(l)
Observe que la ecuación ya está balanceada, primero, consultamos las entalpías
de formación de estas sustancias, en la tabla 8.
HF (C2H6) = -20.200 cal/mol
HF (O2) - 0 cal/mol (estado puro)
HF (CO2) - - 94000 cal/ mol
HF (H2O) = - 68300 cal/mol
Aplicando la ecuación anterior y teniendo en cuenta su estequiometria, tenemos:
Hreacción= [4 ( -94000) +6( -68300) ] – [7 (0) +2(-20200)]
Hreacción= [-785800] - [-40400] = - 745400 calorías
745400 cal x 4,18 julios/1cal = - 3175772 julios = -3115,77 Kilojulios
RTAS: El calor de la reacción es:
a. - 745400 cal
b. - 745,4 Kcal
c. – 3115772 J
d. – 3115,77 KJ
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Calor de Combustión
Se define como el cambio de entalpía que acompaña una reacción de combustión
ó también, es la cantidad de calor que se libera cuando 1 mol de una sustancia es
completamente oxidada hasta CO2 y H2O.
Los calores desprendidos en la combustión completa con oxígeno de algunos
compuestos orgánicos se han calculado quemando estas sustancias en una
bomba calorimétrica de combustión.
Este método permite determinar la energía bruta de varias sustancias
alimenticias, que es necesaria en la fijación del valor energético de los alimentos
en la tabla 9, se indican los valores de energía bruta ó calores de combustión,
correspondientes a compuestos orgánicos y a varios artículos alimenticios.
Tabla 9. Valores de combustión de compuestos orgánicos a 25°C.
SUSTANCIA
FORMULA
ΔH
SUSTANCIA
(cal/mol)
NUTRITIVAS
ΔH(cal/gr)
Metano(g)
CH4
212800
Sacarosa
3,96
Etano (g)
C2H6
372820
Almidón
4,23
Propano
C3H8
530600
Grasa
(manteq.)
9,21
Sacarosa (s)
C12H22O11
1348900
Manteca
9,48
Metanol (1)
CH3OH
173670
Harina de
Maíz
4,43
Etanol (1)
C2H5OH
326700
Avena
4,68
Ácido Acético (1)
CH3COOH
208340
4,54
D-Glucosa(s)
C6H12O6
673000
Salvado de
trigo
Forraje de
Maíz
4,33
A través de los calores de combustión, se puede obtener directamente calores o
entalpías de formación de muchos compuestos orgánicos, tal como ilustra el
siguiente ejemplo:
A partir del calor de combustión del Acido Acético dada en la tabla 24, calcular la
entalpía ó calor de formación de este compuesto a 25°C.
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DATOS
INCOGNITA
ΔHcomb. = -208340 cal/mol
HF(CH3COOH) = ?
ΔHF (O2) = 0
ΔHF (CO2) = - 940000 cal/mol
ΔHF (H2O) = - 68300 cal/mol
Primero se plantea y balancea la reacción de combustión del CH 3COOH, además,
se colocan los valores de las entalpías de formación, deba de cada compuesto.
Luego, escribimos la ecuación del calor de reacción es decir:
ΔHreacción =ΣΔHF(productos) - ΣΔHF(reactantes)
Por Io tanto, tenemos:
-208340=l2(-94000) + 2(-68300)l – [2(0) + x]
c. Despejando el valor de x, obtenemos:
RTA: X = ΔHF (CH3COOH) = -116260 cal/mol
PROBLEMAS RESUELTOS
1. La ecuación termoquímica del calor de combustión de la glucosa es:
1C6H12O6 (s) + 6O2(g)
6CO2(g) +6H2O(l)
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H -673000 cal/mol
a. Calcular el calor liberado (en Kcal, Julios y BTU) cuando se queman miligramos
de glucosa en una bomba colorimétrica.
Se debe tener en cuenta lo siguiente:
1 gramo = 1000 mg
Peso mol Glucosa - (6x12) + (1x12) +( 96x16) - 180 g/mol
1 mol de glucosa libera 673000 calorías.
Por lo tanto, los 200 mg liberarán:
200mg
1g
1000mg
1mol gluc 67300 cal
180g
1 mol gluc
= 747,77 calorías. Pero: 1Kcal=1000 cal ; 1 cal = 4,18 Julios ; 1 BTU=252 cal
Luego:
747,77 cal
747,77cal
1Kcal
1000cal
4,18 Jul
1 cal
747,77cal
0,747 Kcal
3125,67 Julios
1 BTU
2,968 BTU
252 cal
b. Determinar la entalpía de formación de 1 mol de glucosa
Por lo tanto:
-673000=[6(-94000) + 6(-683000)] [6(0) + x]
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Resolviendo:
RTA: X - ΔHF(C6H12O6 )= - 300800 cal
2. Teniendo en cuenta los valores de combustión de la tabla 10. Calcular el calor
que se liberará (en Kcal) cuando se queman completamente en un calorímetro.
a. 2 moles de sacarosa (C12H22O11)
b. 2kg de grasa de mantequilla
c. 2Kg de salvado de trigo
1 mol de sacarosa: (12x12) + (22x1) + (11x16)= 342g/mol
a. 342 g/ mol x 2 mol x 3,96 cal/ g = 27,08 cal=0,027 Kcal
b. 2000 g x 9,21 cal/ g= 18420 cal=18,42 Kcal
c. 2000 g x 4,54 cal/ g = 9080 cal = 9,08 kcal
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Lección 12. Balance de masa y energía en las reacciones químicas:
Clasificación por la Organización de los Átomos
Esta clasificación es una de las más antiguas y considera cuatro categorías,
combinación o síntesis, descomposición o análisis, sustituciones o desplazamiento
y doble sustitución.
Reacciones de Combinación o Síntesis
En estas reacciones una o más sustancias se combinan para formar una nueva.
Ejemplos:
Reacciones de Descomposición o Análisis
Como su nombre lo indica una sustancia origina otra u otras, generalmente por la
acción de un agente energético.
Ejemplos:
Reacciones de Sustitución o desplazamiento
En este caso se considera una de las sustancias reactantes como referencia y se
observa que sobre su estructura se han reemplazado uno o más átomos por otros.
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Ejemplos:
Reacciones de doble Sustitución
La doble sustitución podría usarse como un mutuo intermedio de partes entre las
moléculas.
Ejemplos:
Clasificación por las transformaciones que sufren los Átomos
Las reacciones químicas se clasifican en dos grandes grupos; en las que no hay
cambios en los números de los átomos involucrados, que se denominan ácidobase, y en las que sí hay cambios en los números de oxidación de uno o más de
los átomos involucrados y se denominan de oxidación, reducción o redox.
Reacciones Acido-Base
Independientemente de las otras clasificaciones que puedan darse para una
misma reacción química y tomando los términos ácido y base en el contexto más
amplio, aquí se clasifican todas aquellas reacciones en las que no hay cambios en
los números de oxidación de los átomos y pueden estar presentes en cualquiera
de los estados de oxidación que les están permitidos pero éste no se modifica
durante el curso de la reacción.
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Ejemplos:
Reacciones de Oxidación-Reducción o Redox
Como ya se mencionó anteriormente uno o más átomos cambian de estado
oxidación durante el curso de una reacción, esta se clasifica como de oxidaciónreducción, también llamada redox.
Para saber sí una reacción es ácido-base o es de oxidación reducción, deben
determinarse los números de oxidación de todos y cada uno de los átomos
involucrados en la misma.
Ejemplos:
Con frecuencia y para denotar este cambio en la parte superior derecha de cada
símbolo, se coloca el número de oxidación de cada átomo, principalmente de los
que cambian. Como el estado de oxidación puede ser negativo o positivo, por
costumbre en este caso se escribe en todos los casos el signo aún para los
estados de oxidación positivos.
Ejemplo:
Como números de oxidación pueden aparecer muchos valores, desde enteros que
no estén previstos por la posición del elemento en la tabla periódica hasta valores
fraccionarios que aparentemente no tienen sentido físico.
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La aplicación inmediata más importante que resulta cuando se determina si una
reacción es ácido-base o redox es poder elegir con certeza el método de ajuste
que se va usar.
REACCIONES IÓNICAS
Podría interpretarse esta, como otra forma de clasificación de las reacciones
químicas, Según la reacción con la cual las representaremos y se tendrían las
reacciones completas y las reacciones iónicas, pero en verdad se trata de la
misma representación, por tanto de la misma reacción.
La reacción iónica se plantea en términos de los iones o especies química más
sencillas con las que se puede esquematizar la reacción, muchas sustancias no
forman iones y continúan apareciendo en su forma molecular en la reacción iónica.
La razón fundamental al plantear la reacción iónica es hacer más simple la
representación del cambio v señalar las especies químicas directamente
participantes del cambio.
Como se verá más adelante las reacciones iónicas hacen particular referencie a
las soluciones acuosas, que es precisamente donde los electrolitos se no
presentan en formas iónicas. Otros solventes también pueden dar lugar a la
formación de especies iónicas pero por su frecuencia de uso son mucho menos
importantes.
La reacción iónica, entonces se puede obtener de la reacción completa disociando
las moléculas, que lo permitan, en iones y planteando de nuevo la reacción, pero
únicamente en función de los iones de interés.
Ejemplo 1:
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El AgNO3(ac) puede considerarse como Ag+ + NO3El NaCl(ac) puede considerarse como Na++ ClEl NaNO3(ac) puede considerarse como Na+ + NO3Reescribiendo la ecuación:
Como se puede observar los iones Na + y los iones NO3- no están involucrados en
un cambio importante, con lo cual la ecuación iónica correspondiente es:
Ejemplo 2:
Reescribiendo la ecuación:
La ecuación iónica puede ser:
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Una vez formulada una reacción iónica, puede aprovecharse la proyección que
esta forma tiene, porque no la mayoría de los casos es correcto, pensar que son
muchos los iones que pueden estar acompañando a los reseñados, aunque en la
práctica no lleguen a ser tantos.
En otras palabras, se puede decir que una reacción iónica hace referencia a una
familia de reacciones químicas.
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS:
Junto a la representación esquemática de la transformación química, la reacción
química tiene un contenido más profundo que es poder representar el principio de
conservación de la materia, que es lo que se busca cuando se balancea o se
ajusta una reacción química.
Una reacción química se encuentra balanceada o ajustada cuando presenta
balance de materiales y de cargas.
El balance de materiales consiste en que el número de átomos de una especie
química que se encuentra a la izquierda de la flecha, en otras palabras que entran
como reaccionantes, debe ser igual al que se encuentra a la derecha de la flecha,
es decir a los que salen como productos.
El balance de carga es mucho más evidente en la ecuación iónica y se dice que
una reacción tiene balance de cargas cuando la suma algebraica de las cargas de
las especies químicas que están a la izquierda de la flecha es igual a la suma
algebraica de las cargas de las especies químicas.
Existen varios métodos que permiten balancear una reacción química entre los
cuales se encuentra el método del ensayo y error que se utiliza para balancear
ecuaciones sencillas.
Método del ensayo y error: Este método consiste en probar diferentes
coeficientes estequiométricos para cada reactante y producto de la reacción para
igualar el número de átomos a cada lado de la ecuación. Los elementos se deben
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balancear, utilizando solo coeficientes, en el siguiente orden: 1. metales.
2. no
metales. 3. hidrógeno. 4. oxígeno.
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación:
HCl(ac) + MnO2(s)  Cl2(g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)
a) Balancear metales: (en este caso Mn).
Existe un átomo de manganeso a cada lado de la ecuación, por lo tanto ya está
balanceado.
HCl(ac) + MnO2(s)  Cl2(g) + MnCl2(ac) + H2O(l)
b) Balancear no metales: (en este caso Cl)
Hay 4 átomos de cloro en el lado de los productos, por eso se coloca un
coeficiente igual a 4 al ácido clorhídrico que contiene el átomo de cloro.
4HCl(ac) + MnO2(s)  Cl2(g) + MnCl2(ac) + H2O(l)
c) Balancear hidrógeno y oxígeno:
Existen 4 átomos de hidrógeno el lado de los reactantes, y dos del lado de los
productos, por eso se coloca un coeficiente igual a 2 en la molécula de agua para
igualarlos.
4HCl(ac) + MnO2(s)  Cl2(g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)
Como se observa los átomos de oxígeno quedan balanceados. En caso contrario
se debe buscar el coeficiente respectivo. La ecuación balanceada es la siguiente:
4HCl (ac) + MnO2(s)  Cl2 (g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)
Cálculos a Partir de las Ecuaciones Químicas -Estequiometria
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Los cálculos basados en las ecuaciones químicas comúnmente se les conoce
como estequiometria.
Los cálculos estequiométricos se basan en que una ecuación química balanceada
presenta explícitamente la relación en moles y/o moléculas y tácitamente la
relación en masas entre las sustancias involucradas en la reacción.
Además de estas relaciones básicas, también se pueden derivar otras con
volúmenes de gas o volúmenes de soluciones cuando las sustancias
reaccionantes o los productos de una reacción estén en forma gaseosa o en
solución.
Se ha introducido el concepto de mol, que en realidad corresponde a la unidad
denominada molécula-gramo.
Una molécula-gramo, usualmente llamada mol, es la cantidad en gramos de
sustancia que contiene 6.02*1023 moléculas, es decir el número de Avogadro (NA)
El mol es entonces una cantidad razonable de sustancia que es adecuada para
referirse a las cantidades que se utilizan en el laboratorio.
La masa de un mol de una sustancia dada corresponde al número de masa de la
molécula expresado en gramos, esta constante se conoce como peso molecular ó
masa molecular (M).
Ejemplos:
Teniendo en cuenta los pesos atómicos de los siguientes elementos:
C =12; H=1; O =16; N =14; S=32; P=31; Ca=40; Na =23
Hallar la MASA O PESO MOLECULAR de los siguientes compuestos:
a. Acido Sulfúrico H2SO4
b. Bicarbonato de Sodio NaHCO3
c. Fosfato Tricálcico Ca3(PO4)2
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Solución:
Observando el número de átomos que conforman el compuesto y su respectivo
peso atómico, efectuamos el siguiente cálculo:
a. H2SO4=(2x1) + (32x1) + (16x4) = 98 grs/mol
b. NaHCO3=(23x1) + (1x1) + (12x1)+ (16x3) = 84 grs/mol
c. Ca3(PO4)2= (40x3) + (31x2) + (15x8) = 310 grs/mol
Para calcular el número de moles de una sustancia de la cual se conoce su peso
en gramos, se utiliza la relación:
Es decir:
n
w(gr)
M(
mol
)
SIGNIFICADO DE LA ECUACIÓN QUÍMICA
Considerando la ecuación balanceada:
Se puede interpretar de la siguiente forma:
Cualitativamente, indica que el nitrógeno gaseoso al reaccionar con el hidrógeno
gaseoso produce amoníaco.
Cuantitativamente, suministra esta información:
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Cuando 1 molécula de nitrógeno reacciona con 3 moléculas de hidrógeno, se
producen 2 moléculas de amoníaco.
Cuando (2x6.02x 1023 moléculas) de nitrógeno reaccionan con (3x6.02x10 23) de
hidrógeno, se producen (2x6,02x10 23 moléculas) de amoníaco.
Cuando 1 Mol de nitrógeno reacciona con 3 moles de hidrógeno, se producen 2
moles de amoníaco.
Cuando (1x28 gramos) de nitrógeno reaccionan con (3x2 gramos) de Hidrógeno,
se producen (2x17 gramos) de amoníaco.
Estas relaciones descritas anteriormente, pueden menejarse de varias formas; las
más usadas son: La regla de tres y los factores químicos de conversión.
En ejemplos posteriores, se ilustran estos métodos, sin embargo, se adelantan
siguientes factores molares, basados en el ejemplo anterior:
Reactante Límite
En la práctica, sólo en algunas situaciones premeditadas los reaccionantes se
encuentran en las cantidades estequiométricas, lo usual es que uno de ellos sea el
que se encuentra en menor cantidad relativa y es el que se denomina reactivo
limitante.
En caso de tener un reactivo limitante, la reacción podrá transcurrir hasta tanto no
se consuma completamente el reactivo limitante, que obviamente tiene que
consumirse antes que los otros; en consecuencia los reaccionantes que no se
agotan completamente se les denominan reactivos en exceso.
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Cuando se hacen reaccionar cantidades indiscriminadas de sustancias es
primordial determinar el reactivo límite porque éste es el que determina las
cantidades de los otros reaccionantes que se consumen y las cantidades de
productos que forman.
Rendimiento de una Reacción
Los cálculos que hasta ahora se han hecho pueden considerarse teóricos, por
cuanto no han considerado en ningún momento lo que sucede en la práctica, se
puede afirmar que es lo que se espera que suceda.
Cuando se coteja lo encontrado experimentalmente con lo calculado teóricamente,
generalmente se encuentran discrepancias; la cantidad obtenida en la práctica es
menor que la esperada.
La cantidad obtenida experimentalmente se puede expresar como un porcentaje
de lo obtenido teóricamente y se denomina rendimiento de la reacción.
REND M ENTO DE REACC
N
W Producto real obtenido
*100
W producto teórico calculado
Pureza de Reactivos
En una reacción real es probable que las sustancias que intervienen no sean
reactivo puros, es decir, que estos pueden ser mezclas de la sustancia que va a
participar en la reacción y otras que en la mayoría de veces son sustancia inertes
o que por lo menos no intervienen en la reacción considerada.
La Pureza de una sustancia se expresa como un porcentaje en masa, haciendo
referencia de la parte activa o que interesa en una reacción particular con respecto
al total de material disponible de 100.
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Recomendaciones para el Desarrollo de los problemas

Establecer la ecuación química del proceso

Efectuar el balanceo correspondiente

Convertir la cantidad de sustancia dadas en moles, aplicando la relación:

Por medio de las relaciones estequiométricas, es decir, los factores
químicos de conversión, convertir los moles de las sustancias dadas a
moles de las sustancias que se desean.

Convertir estos moles obtenidos a gramos (W = n.M) ó a las unidades
requeridas por el problema.
A continuación, se desarrollarán algunos problemas para aclarar sus dudas,
obviamente, siguiendo las recomendaciones dadas anteriormente.
PROBLEMAS DE APLICACIÓN
1. SOBRE REACTANTE LIMITE
El amoníaco se produce por medio del proceso HABER, a través de la
combinación directa del nitrógeno y el hidrógeno. La reacción se favorece con la
presencia de un catalizador (Fe), lo mismo que por presiones altas y temperaturas
relativamente bajas, pues es exotérmica, es decir libera calor.
La reacción total del proceso es:
Partiendo de 20 grs de N2 Y 30 grs de H2 calcular:
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a. Reactante límite
b. Gramos de amoníaco producidos
c. Energía producida (en calorías y BTU)
DESARROLLO
Ecuación balanceada:
Sustancias dadas:
N2 = 20 grs; peso de una mol de N2 = 2 x 14=28g
H2=30 grs; peso de una mol de H2=2 x 1g=2g
Conversión a moles:
Factores químicos de Conversión:
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Reactante Límite:
Según los datos, se tienen 0,71 mol N2 para combinarse con 15 moles de H 2;
ahora calcularemos cuál se agota primero.
Según la reacción 1 mol de N2 NECESITA 3 MOL DE H 2 para producir 2 mol de
NH3 (esto se resume en los factores químicos de conversión).
Es decir, la relación molar de N2 a H2 es de 1 a 3. Luego, Para 0,71 mol de
nitrógeno, se necesitarán de hidrógeno.
0,74 mol N2
3 mol H2
2,142 mol de H2
1 mol N2
Y para 15 moles de hidrógeno se necesitarán de nitrógeno.
0,74 mol H2
1 mol N2
5 mol de N2
3 mol H2
RESUMIENDO
MOLES SUMINISTRADOS
MOLES REQUERIDOS
0,714 mol de N2
5 mol de N2
15 mol de N2
2,142 mol de H2
Del cuadro anterior se observan 2 cosas:
El nitrógeno suministrado está limitado, luego el N 2 es el reactante límite.
El hidrógeno es el reactante que está en exceso.
RTA: El reactante límite es el nitrógeno.
b. Gramos de amoníaco producidos:
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Según la teoría, el reactivo límite es quién determina el curso de la reacción, por lo
tanto, de la ecuación balanceada: 1 mol de N 2 produce 2 mol de NH3, se podrá
calcular los moles de NH3 obtenidos a partir de los 0,714 moles de N 2
suministrados, es decir: (según los factores químicos de conversión).
2 mol NH3
1,428 mol de NH3
1 mol N2
0,74 mol N2
Sin embargo el problema pide los grs de NH 3 producidos, por lo tanto, a partir del
peso molecular del NH3
(17g/mol), se procede así:
1, 428 mol NH3
(17 g)
24,27 gramos de NH3
1 mol NH3
Resumiendo todo lo anterior, se puede condensar de la siguiente forma:
1 mol N2 2 mol NH3
NH3
24,27 g de NH3
28g
1 mol N2 1 mol NH3
20 g de
RTA: 20 gramos de N2 producen 24,27 gramos de amoníaco.
c. Energía Producida:
Observando la ecuación química:
1 mol de N2 produce 22 KcaI ó 22.000 calorías; luego 0,714 moles de N 2
producirán:
0,74 mol N2
(22.000 cal)
15708 calorías
1 mol N2
134
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En BTU (recordando que 1 BTU=252 calorías), entonces:
15708 cal
( l BTU)
62,33 BTU
252 cal
RTA: 20 grs de N2 liberan 15708 calorías ó 62,93 BTU.
RENDIMIENTO Y PUREZA
Calcular el peso en gramos de cal viva (CaO) que puede prepararse, calentando
500 gramos de caliza (CaCO3) con una pureza del 90% de CaCO3, considere que
el rendimiento de la reacción es del 92%.
Ecuación balanceada:
Peso de una mol de CaCO3= 40 + 12 + (16x3) = 100 g
Peso de una mol de CaO = 40 + 16 = 56 g
Es importante considerar que una ecuación química es una expresión ideal de las
condiciones de una reacción, porque considera un rendimiento de un 100% y una
pureza de reactivos y productos del 100%.
Luego 90% de pureza del CaCO 3, indica que: En 100 g de CaCO3 del hay 90
gramos de CaCO3 puros.
Es decir:
90 g CaCO3 puro
(100 g CaCO3 del 90 )
Por lo tanto, los 500 gramos de CaCO3 contienen:
135
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500 g CaCO3 del 90
90g CaCO3
100 g CaCO3 del 90
Moles de CaCO3
450 g de CaCO3
450 g
4,5 mol de CaCO3
100g/mol
Factores químicos de conversión:
* Los 4,5 moles de CaCO3 producirán de CaO
4,5 mol de CaCO
(1mol CaO)
4,5 mol de CaO
(1mol CaCO3)
Gramos de CaO producidos:
Con un rendimiento del 100%
Producción del CaO, considerando un rendimiento del 92%.
Todo lo anterior se puede resumir así
RTA: A partir de 500 grs de CaCO 3 de 90% de pureza se obtienen 231,84 gramos
de CaO con un rendimiento del 92%.
136
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3. En un proceso de obtención de hidrógeno por acción de ácido sulfúrico sobre
Zn, se produjeron 0,45 gramos de H2 a partir de 20 gramos de cinc ¿Cuál es el
rendimiento de la reacción?
WH2= 0,45 g = producido real producido teórico = ?
Peso de una mol de Zn = 65,4 gramos
Peso de una mol de H2=2 gramos
Peso teórico de H2 producido:
Rendimiento de la reacción:
Sustituyendo:
RTA: El rendimiento de la reacción fue del 73,77%
Cuando se quema glucosa, en un exceso de oxígeno se produce gas carbónico,
H2O y se liberan 686 Kcal por cada mol de glucosa oxidada, (esta misma reacción
ocurre en un organismo animal con un rendimiento aproximado del 40%.
a. Plantear la ecuación química balanceada
b. Calcular los gramos de CO2 producidos, cuando se oxidan 90 gramos de
glucosa en un organismo animal.
137
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c. Calcular las kilocalorías liberadas a partir de la oxidación de los 90 g de glucosa
en el animal.
d. Considerando que esta energía la liberan los ATP (ATP= Adenosín Trifosfato,
molécula de alto contenido energético) y que cada ATP posee un valor
energético= 7,3 Kcal/mol. Calcular el número de ATP que se producen en el
organismo, cuando se oxidan los 90 gramos de glucosa.
DESARROLLO
a. 1C6H12O6 + 6O2
b. peso de 1 mol de glucosa = (12x6) + (1x12) + (16x6) = 180 gramos
* Peso de 1 mol de CO2 = (12x1) + (16x2) =44 g
* Peso de l mol de H2O = (1x2) + (16x1) = 18 g
* gramos de CO2 producidos:
W =90 g de glucosa; %R = 40%
* gramos de H2O producidos:
W=90 g de glucosa;%R = 40%
c. Kilocalorías liberadas por los 90 g de Glucosa:
d. Número de ATP producidos:
138
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RTAS: A partir de la oxidación de 90 gramos de glucosa en el organismo animal,
se producen 52,8 g de CO2, 21,6 g de H2O, 137,2 Kcal y 18,8 ATP.
139
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Capitulo 4. Reacciones químicas en medio acuoso
Lección 13. El concepto de concentración: molaridad
La concentración de una solución expresa la relación existente entre la cantidad
de soluto y la cantidad de solvente, aunque generalmente se expresa como
cantidad de soluto en una determinada cantidad de solución.
Molaridad (M)
Se define como el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución
(ó 1000 mL), es decir:
=
V ( )
* nsto= # moles soluto
* VSN=Volumen de la solución
Con esta expresión, se puede calcular M, nsto ó VSN, dependiendo de los datos
conocidos. Por lo tanto, sí se conoce el volumen de la solución y la molaridad, se
puede hallar el número de moles de soluto (nsto = VSN.M); ó también (VSN= nsto/M)
sí se conoce número moles soluto y la molaridad.
Recuerde que nsto
peso en g de soluto
peso molecular en g/mol
Ejemplos:
1. ¿Cuántos gramos de AgNO3 (nitrato de plata) se requieren para preparar 250
mL de una solución 0,1 M?
DATOS:
MOLARIDAD = 0,1 M = 0,1 mol AgNO3/L solución
VSN = 250mL=0,25 L
Peso molecular=AgNO3=(107,97) + (14) + (16x3) =169,87g/mol
140
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INCÓGNITAS:
nsto = n AgNO3(moles); W sto = W AgNO3(g)
RECORDANDO:
nsto = VSN.M = 0,25L x 0,1 mol AgNO3 = 0,025 mol AgNO3
nsto
W (g)
entonces W nsto x peso molecular
peso molecular (g/mol)
Luego W=0,025 mol AgNO3 x 169,87g/mol=4,24g AgNO3
Por factores de conversión, también se efectúa así:
250 mL
(0,1 moles AgNO3)
(1000mL SN)
(169,87 g)
4,24 g AgNO3
(1mol AgNO3)
RTA: Para preparar 250 ml de AgNO3 0,1 M, se necesitan 4,24 g de Nitrato de
plata.
2. Hallar la molaridad de una solución de glucosa (C6H12O6), cuando 18 gramos de
esta, se disuelva en 500 cm3 de agua.
Mglucosa
n glucosa Wglucosa/peso mol glucosa
VSN
VSN(L)
18g/180g/mol
(500/1000)L
0,2mol/L
RTA: La molaridad de la solución de glucosa es 0,2 M
Lección 14. Iones en disolución: el concepto de electrolito
Un ión resulta de la ganancia o perdida de electrones en un átomo, por ejemplo, el
átomo de sodio (figura 10) tiene 11 protones y 11 electrones puede perder un
electrón, por lo tanto, el ión resultante tiene 11 protones y 10 electrones. El ión que
resulta en este caso tiene una carga neta de 1+. La representación de este ión
será Na+1. La carga neta de un ión se representa mediante un superíndice, las
cargas positivas significan que el átomo perdió electrones y las negativas que los
141
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ganó; el número que se les antepone indican la cantidad de electrones ganados o
Figura 14 Representación de la pérdida de un electrón en el
átomo de Sodio
cedidos.
El cloro, con 17 protones y 17
electrones, puede reaccionar y
ganar
un
electrón,
produciéndose el ión Cl - (ión
Figura 15 Representación de la ganacia de un electrón en el
átomo de cloro
cloruro) Figura11.
En general los átomos de los elementos no metálicos tienen tendencia a ganar
electrones y los elementos metálicos tienen a perder electrones. Existen también
iones poliatómicos como NO3- (ión nitrato) y el ión sulfato (SO 42-), estos iones
constan de átomos unidos entre sí como sucede en una molécula.
Qué es un electrólito?
Es cualquier sustancia que contiene iones libres, los cuales se comportan como un
medio que conduce la corriente. Los electrolitos existen comúnmente como
soluciones de ácidos, bases o sales. También algunos gases se comportan como
electrolitos en condiciones de alta temperatura o baja presión. Los electrolitos se
142
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diferencian de los no electrolitos (azúcar y almidón) en que presentan enlaces
iónicos, mientras que estos últimos son sustancias moleculares, con enlaces
covalentes o covalentes coordinados.
Dentro de los electrolitos, a su vez se hallan electrolitos fuertes los que se disocian
completamente (cloruro de sodio, ácido clorhídrico, hidróxido de sodio) y débiles
los que solamente producen algunos iones (ácido acético, complejos de EDTA con
metales, brucina).
Los electrolitos o compuestos iónicos, al disolverse en agua se separan en sus
iones, los cuales son conductores de la electricidad. Por otra parte, los no
electrolitos, al disolverse en agua, se separan en sus moléculas intactas, que
tienen movilidad pero no tienen carga.
Un buen conductor de corriente es el NaCl, debido a que se considera un
electrolito fuerte puesto que se disocia el 100% en sus iones, es decir, se separa
en su anión y catión como se muestra en la siguiente ecuación:
En esta ecuación se aprecia que todo el
cloruro de sodio se disoció en sus iones y no
existen moléculas de NaCl sin disociar. La
molécula del agua posee un polo positivo y
uno negativo, dicha molécula rodea los iones
Na+ y Cl- , separándolos por la hidratación. Las
Figura 16. Moléculas de agua rodeando iones Sodio.
(tomado de http:quimica1m.blogspot.com/p/el-agua.html
moléculas del agua rodean cada uno de los
iones, en el ión Cloruro, por ejemplo, las
moléculas de agua que lo rodean orientan el polo positivo hacia este anión. De
igual forma cada ión sodio Na+ está rodeado por moléculas de agua que orientan
143
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el polo negativo hacia el catión (figura 12). Este proceso de hidratación contribuye
para que no se unan los cationes con los aniones.
Los compuestos como el cloruro de sodio (NaCl), yoduro de potasio (KCl) y nitrato
de Calcio se consideran electrolitos fuertes, debido a que en solución acuosa se
disocian completamente.
Algunos ácidos y bases se consideran electrolitos fuertes porque se disocian
completamente en sus respectivos iones, por ejemplo el HCl (ácido Clorhídrico) es
un ácido fuerte debido a que se ioniza completamente en el agua. En la siguiente
ecuación se puede apreciar que todo el HCl se disoció completamente en iones H +
y Cl-:
Otros ácidos no se disocian completamente en agua, es decir son electrolitos
débiles, un ejemplo corresponde al ácido acético. La siguiente ecuación
representa la disociación de este ácido:
Se observa en esta ecuación que existe el CH3COO-, el cual representa la especie
ionizada del ácido acético, correspondiente al ión acetato. Nótese que el ácido
acético se disocia en el ión acetato e hidrogeniones, la ecuación se representa con
doble flecha debido a que estos iones con el tiempo se vuelven a combinar para
formar CH3COOH. Por último, se llega a un estado en el que el ácido se disocia
con la misma velocidad con que los iones se combinan, a este estado donde no
se observa ningún cambio, se le conoce como equilibrio químico. Por lo tanto el
ácido acético es un electrolito débil porque no se disocia completamente.
En la Tabla 8, se aprecia algunos electrolitos fuertes y débiles en solución acuosa.
144
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Tabla 10
Clasificación de electrolitos en disolución acuosa (adaptado por autora).
ELECTROLITO FUERTE
ELECTROLITO DÉBIL
NO ELECTROLITO
HCl
CH3COOH
(NH2)2CO (UREA)
HNO3
HF
CH3OH (METANOL)
HClO4
HNO2
C2H5OH (ETANOL)
H2SO4
NH3
C6H12O6 (GLUCOSA)
NaOH
H2O
C12H22O11 (SACAROSA)
Ba(OH)2
145
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Lección 15. Análisis estequiométrico de las reacciones ácido base, de
precipitación y redox en medio acuoso
Estequiometria ácido-base:
Estas reacciones se definen como aquellas en las que un protón (H +) del ácido es
transferido de una especie química a otra36. El ácido es el donante de protones y
se convierte en una base conjugada, y la base que es el aceptor de protones, se
protona, para formar su ácido conjugado. Ejemplo:
Adaptado por la autora (2010)37
En las reacciones ácido-base el protón proveniente del ácido se transfiere a cada
sitio básico (el par electrónico no compartido en la especie básica). Dependiendo
del número de protones transferidos, se establece diferentes tipos de relaciones
estequiométricas. Por ejemplo en las reacciones entre el ácido fosfórico (ácido
triprótico) e hidróxido de sodio, la relación estequiométrica depende de las
cantidades (moles) de los compuestos que se mezclan, como se muestra a
continuación:
36
RAMETTE, Richard W. Equilibrio y Análisis químico. Mexico : Fondo Educativo Interamericano,
1983.
37
Ibid.,p.17.
146
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Los análisis cuantitativos de una base se llevan a cabo por medio de una técnica
llamada valoración. En un proceso de valoración, se utiliza una solución de
concentración conocida y se adiciona lentamente a otra cuya concentración es
desconocida, este procedimiento se realiza hasta que la reacción entre las dos
disoluciones se complete.
En las valoraciones acido-base se utilizan indicadores como la fenolftaleína, que
varía de color dependiendo si el medio en el que se encuentra es ácido o básico.
Una de las bases que más se utiliza en estas valoraciones es el NaOH, pero
debido a que esta reacciona con el agua del ambiente y a su vez con el CO 2, se
hace necesario antes de iniciar los procesos de valoración con NaOH, determinar
la concentración exacta de la solución básica. Para determinar dicha
concentración, se utiliza el ftalato ácido de Potasio, el cual es sólido, blanco y
soluble en agua.
La reacción que se da entre el Ftalato con el NaOH, es la siguiente:
KHC8H4O4(ac) + NaOH(ac)
KNaC8H4O4 (ac) + H2O(l)
La ecuación iónica:
- atómica
HC8HMasa
+ OH-(ac)
4O4 (ac)
C8H4O42- (ac) + H2O(l)
La reacción entre el Ftalato y el hidróxido de sodio, termina cuando la solución de
la base cambie a color rosado, (debido a la fenolftaleína que se le ha adicionado
previamente) es decir, que ha alcanzado el punto de equivalencia, en este punto
el ácido ha neutralizado completamente la base.
Ejemplo 1: en un proceso de valoración se encontró que se necesitan 0,5468g de
KHF (Ftalato ácido de potasio) para neutralizar completamente 23,8 mL de NaOH.
Cuál es la concentración en molaridad del NaOH?
Observando la ecuación se puede evidenciar que 1 mol de KHF neutraliza 1 mol
147
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de NaOH, por lo tanto se tiene:
Debido a que 1 mol de KHF neutraliza 1 mol de NaOH, entonces en 23,8 mL de
disolución de NaOH deben haber 2,678x10 -3 moles de NaOH.
Finalmente se calcula la molaridad de la solución de la siguiente manera:
En los cálculos para las valoraciones ácido-base, sin importar el ácido o la base
que participen en la reacción, se debe tener en cuenta el número de moles de
iones H+ que han reaccionado en el punto de equivalencia debe ser igual al
número de moles totales de los iones OH- que han reaccionado. Por lo tanto, se
tiente la siguiente ecuación:
Moles de ácido=molaridad (mol/L) x volumen (L)
Moles de ácido=M v
Donde M es la molaridad y V es el volumen en litros.
A Continuación se muestra un ejemplo de la valoración de una disolución de
NaOH con un ácido diprótico:

Cuántos mL de una solución de NaOH 0,5 M se necesitan para neutralizar
completamente 20 mL de una solución de H 2SO4 0,2 M?.
Pasos a seguir para resolver el ejercicio:
1. Plantear la ecuación de la reacción la cual es la siguiente:
2NaOH(ac) +H2SO4(ac)
Na2SO4 (ac) + 2H2O(l)
148
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2. Determinar las moles de H2SO4 que están presentes en 20 mL de solución
(sln) de NaOH:
Moles de H2SO4
0,2 moles H2SO4
L sln
1Lsln
1000mL
20 mL 4 10 3 moles de H2 SO4
3. Debido a que 1 mol de H2SO4 reacciona con 2 moles de NaOH, entonces
se puede inferir que las moles de NaOH que han reaccionado con las del
H2SO4 son 2 x 4x10-3moles = 8x10-3 moles de NaOH.
4. Reemplazar este valor en la siguiente ecuación:
Despejando se tiene:
Por lo tanto:
Reacciones de precipitación:
Se estudian mediante el análisis gravimétrico, que es una técnica analítica basada
en la medición de masa. En este tipo de análisis se forma, separa y determina la
masa del precipitado, el procedimiento se aplica por lo general a compuestos
iónicos.
“Una muestra de una sustancia de composición desconocida se disuelve en agua
y se convierte en precipitado al hacerla reaccionar con otra sustancia. El
precipitado se filtra, se seca y pesa. Conociendo la masa y la fórmula química del
precipitado formado, es posible calcular la masa de un componente químico
determinado (es decir, el catión o el anión) en la muestra original. Finalmente a
partir de la masa del componente y de la masa de la muestra original, se
149
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determina la composición porcentual en masa del componente en el compuesto
original.38
La reacción que se muestra a continuación es una de las más estudiadas en
gravimetría debido a que los compuestos se obtienen en forma pura:
AgNO3(ac) +NaCl(ac)
NaNO3 (ac) +AgCl(s)
La ecuación iónica será:
Ag+(ac) + Cl-(ac)
AgCl(s)
Si por ejemplo se quiere determinar el porcentaje en masa de Cl en una muestra
de NaCl, inicialmente se debe pesar la muestra y luego disolverla en agua.
Posteriormente se le adiciona suficiente solución de AgNO 3 a la solución de NaCl,
con el fin de precipitar todos los iones Cl - que se encuentran en solución, en forma
de AgCl. El NaCl para este procedimiento será el reactivo límite y el AgNO 3 es el
reactivo en exceso. Finalmente el AgCl se separa filtrándolo, se seca y pesa, con
los datos de la masa, se calcula la masa de Cl - , debido a que esta misma cantidad
de masa estaba presente en el AgCl.
Este procedimiento se puede aplicar en reacciones que se completen al 100%, es
decir, si el AgCl fuera parcialmente soluble en agua no se podrían eliminar todos
los iones Cl- de la disolución y por lo tanto no se podría determinar la masa de este
ya que no todos los iones Cl - estarían en el precipitado.
A continuación se muestra un ejemplo de cálculos para cuantificación de iones en
un precipitado:
Ejemplo 1:
38
CHANG, Raymond, y Williams COLLEGE. Química. 7 ed. Mexico, D. F: Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002
150
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Una muestra de 0,65 g de un compuesto iónico que contiene iones cloruro y un
metal desconocido se disuelve en agua y se trata con un exceso de AgNO 3. Al
finalizar la reacción se observa un precipitado, correspondiente a AgCl que pesa
1,234g. Cuál es el porcentaje en masa de Cl en el compuesto original?
Pasos a seguir para resolver el ejercicio:
1. Determinar la masa de Cl en el AgCl (que es también la masa de Cl en el
compuesto original). Como se muestra en los siguientes cálculos:
2.
3. Posteriormente se multiplica la masa de AgCl por el porcentaje en masa de
Cl en el AgCl:
Estequiometria en reacciones redox
En las reacciones redox se transfieren electrones, en estas reacciones se puede
valorar el agente oxidante utilizando un agente reductor. En este proceso se
adiciona lentamente un agente oxidante, a una disolución que contenga un agente
reductor. El punto de equivalencia, se alcanza cuando el agente reductor es
completamente oxidado por el agente oxidante.
Igual que en las reacciones acido-base, se requiere de un indicador que señale el
punto de equivalencia. En presencia del agente reductor en exceso, el color del
indicador es característico de la forma reducida y adopta el color en su forma
oxidada cuando está presente en un medio oxidante. Por lo tanto, en el punto de
equivalencia o cercano a este, el indicador cambia de color al pasar de una forma
a otra, por esto el punto de equivalencia se puede identificar.
151
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El dicromato de potasio (K2Cr2O7) y el permanganto de potasio (KMnO4) son
agentes oxidantes muy utilizados. Los
Cr2O72 -
Amarillo
anaranjado
MnO4
Amarillo
anaranjado
Cr3+
verde
Mn2+
Rosa
Pálido
Figura 17. Colores en estado reducido y oxidado
de K2Cr2O7 y KMnO4
colores de los aniones de estos dos
compuestos son muy diferentes en estado
oxidado y reducido (figura17). Por lo tanto,
estos compuestos se pueden utilizar como
agentes oxidantes e indicadores al mismo
tiempo:
Las valoraciones redox requieren los mismos cálculos que las valoraciones ácido
base, aunque la estequiometria es más compleja en las reacciones redox.
A continuación de muestra un ejemplo de los cálculos para reacciones redox:
Ejemplo:
En un proceso de valoración redox, se necesitan 18,25 mL de una disolución de
KMnO4 0,1523 M para oxidar 25 mL de una solución de FeSO 4. Cuál es la
concentración de la solución de sulfato ferroso?
5Fe2+ + MnO4- + 8 H+
Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
La ecuación iónica neta es:
A partir de la ecuación iónica balanceada se realizan los cálculos, similares a los
de las reacciones ácido-base.
1. Determinar el número de moles del agente oxidante y reductor a partir de la
ecuación balanceada.
2. Calcular el número de moles de KMnO 4 a partir del volumen y la
concentración de la siguiente manera:
Moles de KMnO4 18,25mL
0,1523 moles KMnO4
L
moles de KMnO4
152
1000mL
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Observando la ecuación se aprecia que 5 moles de Fe +2 reaccionan con 1 mol de
MnO4- . Por lo tanto, el número de moles de hierro oxidado será:
moles de KMnO4
0,013 moles de FeSO4
Con los datos del número de moles de FeSO 4 y el volumen se puede calcular la
concentración de la solución de FeSO4, así:
Reglas de solubilidad
La solubilidad se define como la máxima cantidad de un soluto que se puede
disolver en una determinada cantidad de un disolvente a una temperatura
específica. La temperatura afecta la solubilidad de la mayoría de las sustancias
sólidas y gaseosas.
Efectos de la temperatura sobre la solubilidad
En la gráfica 3 se muestra la dependencia de la solubilidad de algunos
compuestos iónicos en agua con la temperatura. En la mayoría de los casos,
aunque no en todos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la
temperatura.
El efecto de la temperatura sobre la solubilidad depende de los cambios de
entalpía para los procesos de disolución. Para los solutos que se disuelven
endotérmicamente en la disolución, la solubilidad aumenta a medida que aumenta
la temperatura39. Un principio que explica este comportamiento fue enunciado por
Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), un químico industrial francés. El principio de
Le Chatelier enuncia que: si un sistema en equilibrio es alterado por un cambio en
39
BROWN, Theodore, y Eugene H LEMAY. Química. Mexico D.F: Prentice Hall, 1987.
153
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la temperatura, en la presión o en la concentración de uno de sus componentes, el
sistema tiende a perder su posición de equilibrio para contrarrestar el efecto del
trastorno.
Por ejemplo, en una disolución en equilibrio con un soluto no disuelto y partiendo
que el proceso de disolución es endotérmico (absorbe calor de los alrededores); la
representación del equilibrio será:
Soluto + solvente + calor
solución
De acuerdo al principio de Le Chatelier, si se suministra calor al sistema descrito
anteriormente, el punto de equilibrio se modificará en la dirección que le impone el
efecto del calor suministrado. Es decir, se modificará en la dirección en la cual el
calor es absorbido. Así, un aumento en la temperatura, que representa una adición
de calor del sistema, resulta en un aumento de la solubilidad. Por otra parte, si el
calor de la disolución es negativo, es decir si el proceso de dilución desprende
calor (exotérmico), la solubilidad disminuirá a medida que aumenta la temperatura
En la gráfica 3 se puede apreciar que la solubilidad de un sólido con respecto a la
temperatura varía de forma considerable, por ejemplo la solubilidad del NaNO 3
aumenta rápidamente con la temperatura, mientras que la del NaBr casi no
cambia.
Muchos de los sólidos orgánicos e inorgánicos se pueden purificar en el
laboratorio, mediante una técnica denominada Cristalización Fraccionada que es
la separación de una mezcla de sustancias en sus componentes puros con base
en sus diferentes solubilidades.
Esta técnica se optimiza si el compuesto que se va a purificar tiene una curva de
solubilidad con alta pendiente, es decir que es más soluble a temperaturas altas
que bajas.
154
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Gráfica 5. Dependencia de la solubilidad de algunos compúestos
iónicos en agua a diferentes temperaturas.
Para los gases la solubilidad en agua diminuye a medida que aumenta la
temperatura. Por ejemplo, la disminución de la solubilidad de O 2 en agua a medida
que la temperatura aumenta es uno de los efectos de la contaminación térmica de
los lagos y ríos. El efecto es grave debido a que el agua caliente es menos densa
que el agua fría, en la superficie. Esta situación impide la disolución del oxígeno
en las capas profundas, evitando la respiración de todas las especies acuáticas
que necesitan oxígeno como los peces.
A continuación se enumera las reglas generales que indican la solubilidad en agua
de compuestos inorgánicos40.
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AYRES, Gilbert H. Análisis químico cuantitativo. 2 ed. México D.F : Ediciones del Castillo, S.A,
1970. pág. 740.
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Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingenierias
Contenido didáctico del curso Estructura de la materia
1. Son solubles las sales de sodio, potasio, amonio, también son solubles los
nitratos, nitritos, cloratos y acetatos pero el nitrito de plata es relativamente poco
soluble.
2. los óxidos e hidróxidos metálicos son insolubles a excepción de los metales
alcalinos (sodio, potasio y amonio) y el de Bario. Los óxidos de estroncio y Bario
son poco solubles.
3. los sulfuros son insolubles excepto los alcalinos y alcalinotérreos (calcio,
estroncio, Bario) y manganésico.
4. Los cloruros bromuros y yoduros son solubles exceptuando los de la plata,
mercurio (I) y plomo; el yoduro de mercurio (II) es insoluble.
5. los fluoruros son insolubles, excepto los alcalinos y los de plata, bismuto, hierro
(III) y estaño (IV).
6. los sulfatos son solubles excepto los de plomo, bario y estroncio; los sulfatos de
calcio y plata son poco solubles.
7. los cromatos son insolubles excepto los alcalinos y los de calcio, magnesio y
cinc.
8. los carbonatos, sulfitos, fosfatos, arseniatos, arsenitos, boratos y oxalatos son
insolubles, excepto los de los metales alcalinos. (Las sales insolubles de estos
aniones son solubles en ácidos).
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