Quimica General i

7/15/2019 Quimica General i

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QUIMICA GENERAL ICarreras de Enfermería y Fisioterapia

Ingeniería Industrial.

UPAPFilial Villeta

Este material servirá a los alumnos y alumnas delas Carreras de Enfermería y Fisioterapia, y deIngeniería Industrial de la Universidad Politécnicay Artística del Paraguay, a conocer y a interpretarlos principios de la Química, que serán de utilidaden su vida y actividades profesionales el día demañana. Esperando que el presente material sea

de utilidad para ellos, lo preparé con el cariño quese merecen.

Lic. Quím. Jorge Blas Ramírez Gonzálezmayo de 2013



Filial Villeta.

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

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FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUD.

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

FUNDAMENTACIÓN DE LA ASIGANTURA:

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

OBJETIVOS GENERALES.

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

OBJETIVOS ESPECÍFICOS.

Describir conceptos fundamentales de la Química.

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

COMPETENCIAS BÁSICAS.

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

METODOS DE CONDUCCION DEL APRENDIZAJE - METODOLOGIA:

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

- Trabajo Práctico individual sobre el contenido teórico del programa.

MEDIOS AUXILIARES:

- Proyección multimedia. - Pizarra.METODOLOGIA DE EVALUACION:

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

ESCALA:

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

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

De 91 a 100=5



Carrera de Ingeniería Industrial.Carrera de Enfermería – Fisioterapia.


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ÍndiceUNIDAD I. .....................................................................................................................................11

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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



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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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





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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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



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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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





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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Biología .................................................................................................................................69Familia ..................................................................................................................................69

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

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

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

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

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

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

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

http://f/DEL%20DROBOX/0001%20UPAP/JORGE/QUIMICA%20GENERAL%20I/QUIMICA%20GENERAL%20I.docx%23_Toc359845771








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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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























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UNIDAD I.

Fundamentos de Química

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

Introducción.

La ciencia se esfuerza por conseguir que el universo físico sea comprendido por la mente

humana, procurar hallar la respuesta a las preguntas que nos hacemos sobre nuestro mundo. Laquímica es quizá, la más abstracta de todas las ciencias, en el sentido de que no suele entender eltipo de cuestiones que los químicos tratan de responder.

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

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

Definición de Química.

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

Aunque la química es una ciencia ancestral, sus fundamentos modernos se instituyeronen el siglo XIX, cuando los avances tecnológicos e intelectuales permitieron a los científicos separar

sustancias en componentes aun más pequeños y, por consiguiente, explicar muchas de suscaracterísticas físicas y químicas. El rápido desarrollo de una tecnología cada vez más sofisticadas alo largo del siglo XX, ha proporcionado incluso más medios para estudiar cosas que no puedenverse a simple vista. Mediante el uso de computadoras y microscopios electrónicos, los químicospueden analizar, por ejemplo, la estructura de los átomos y las moléculas, unidadesfundamentales en las que se basa el estudio de la química, así como diseñar nuevas sustancias conpropiedades específicas, como fármacos y productos que hagan más agradable el ambiente delconsumidor.

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

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





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¿Por qué estudiar química?

La química permite obtener un entendimiento importante de nuestro mundo y sufuncionamiento. Se trata de una ciencia eminentemente práctica que tiene una influencia enormesobre nuestra vida diaria. De hecho, la química está en el centro de muchas cuestiones quepreocupan a casi todo mundo: el mejoramiento de la atención médica, la conservación de losrecursos naturales, la protección del entorno, la satisfacción de nuestras necesidades diarias encuanto a alimento, vestido y albergue. Con la ayuda de la química, hemos descubierto sustanciasfarmacéuticas que fortalecen nuestra salud y prolongan nuestra vida. Hemos aumentado laproducción de alimentos mediante el desarrollo de fertilizantes y plaguicidas. Hemos creadoplásticos y otros materiales que se usan en casi todas las facetas de nuestra vida.Desafortunadamente, algunos productos químicos también pueden dañar nuestra salud o elentorno. Nos conviene, como ciudadanos educados y consumidores, entender los profundos

efectos, tanto positivos como negativos, que las sustancias químicas tienen sobre nuestra vida, yencontrar un equilibrio sobre su uso. (BROWN. T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)

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

Materia.

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

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

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

Energía.

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

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

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

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

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



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

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

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

Ley de conservación.

La estequiometria se basa en el entendimiento de las masas atómicas y en un principiofundamental, la ley de conservación de la masa : la masa total de todas las sustancias presentesdespués de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción . Uncientífico francés, miembro de la nobleza, llamado Antoine Lavoisier (París, 26 de agosto de 1743— 8 de mayo de 1794) (Ilustración 1) descubrióesta importante ley de la química a fines del sigloXVIII. En un libro de texto de química publicadoen 1789, Lavoisier planteaba la ley de estaelocuente manera: “Podemos asentar comoaxioma incontrovertible que, en todas las

operaciones del arte y la naturaleza, nada secrea; existe una cantidad igual de materia tantoantes como después del experimento.”

Con el advenimiento de la teoríaatómica, los químicos comenzaron a entenderlas bases de la ley de conservación de la masa:los átomos no se crean ni se destruyen duranteuna reacción química. La misma colección deátomos está presente antes y después de unareacción. Los cambios que ocurren durante

cualquier reacción simplemente reacomodan alos átomos. Iniciaremos nuestro tratamiento deltema de este capítulo viendo cómo se usan las fórmulas y ecuaciones químicas para representarlos reacomodos de los átomos que tienen lugar en las reacciones químicas. (BROWN. T. L; LEMAY,H. E.; BURSTEN, E. B., 1991)

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

Una muestra de materia puede ser gaseosa, líquida o sólida. Estas tres formas de materiase denominan estados de la materia. Los estados de la materia difieren en algunas de suspropiedades observables. Un gas (también llamado vapor ) no tiene volumen ni forma fijos; más

bien, se ajusta al volumen y la forma del recipiente que lo contiene. Podemos comprimir un gas demodo que ocupe un volumen más pequeño, o expandirlo para ocupar uno mayor. Un líquido tieneun volumen definido independiente del recipiente pero no tiene forma específica; asume la formade la porción del recipiente que ocupa. Un sólido tiene forma y volumen definidos; es rígido.

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

Ilustración 1. Antoine Lavoisier, el gran químico

del siglo XVIII.





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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

El plasma presenta características propias que no se dan en los sólidos, líquidos o gases,por lo que es considerado otro estado de agregación de la materia. Como el gas, el plasma no

tiene una forma definida o un volumen definido, a no ser que esté encerrado en un contenedor;pero a diferencia del gas en el que no existen efectos colectivos importantes, el plasma bajo lainfluencia de un campo magnético puede formar estructuras como filamentos, rayos y capasdobles. Los átomos de este estado se mueven libremente; cuanto más alta es la temperatura másrápido se mueven los átomos en el gas, y en el momento de colisionar la velocidad es tan alta quese produce un desprendimiento de electrones.

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

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

2CONDICIONES NORMALES DE PRESION Y TEMPERATURA (CNTP) corresponden a 760 mm de Hg o 1 atm de

presión y a 0 °C o 273 K de temperatura.



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

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

Propiedades físicas y químicas.

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

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

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





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Propiedades generales.

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

Extensión.

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

Impenetrabilidad.

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

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

Masa.

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

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

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

Una mesa tiene una masa mayor que una silla.

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

Inercia.

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

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

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

Peso.

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

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

Indestructibilidad.

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

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



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Divisibilidad.

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

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

Si utilizamos procedimientos químicos, es posible llegar al átomo.

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

Propiedades particulares o específicas.

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

Si el estudio de un sólido de color amarillo nos permite saber que funde a 114 °C, que es

insoluble en agua y soluble en sulfuro de carbono, que al quemarla el olor que despide el gas quese produce es sofocante, fácil sería reconocer que se trata del azufre.

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

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

Propiedades físicas.

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

Estado de agregación.

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

Cambio de estado físico.

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

Fusión.

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

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

PE UEÑISIMA INVISIBLE AL SER VISTO CON MICROSCOPIOS OPTICOS.

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

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

FUNDIR .





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(fuerzas de cohesión). Las fuerzas de cohesión son las responsables de que los sólidos mantengansu forma y su volumen constantes. El color suministrado al sólido se consume íntegramente en

producir el cambio de estado y mientras dura la fusión, la temperatura no varía.

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

Vaporización.

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

a. Evaporación:

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

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

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

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

b. Evaporación:

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

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

Conviene aclarar que entre las moléculas de un gas también existen fuerzas de repulsión,

que actúan solamente a distancias muy pequeñas, llegan a superar a las fuerzas de atracción.

Condensación.

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

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

ESTADO LIQUIDO AL SOLIDO.

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

LÍQUIDO Y A CUALQUIER TEMPERATURA.

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

MASA DEL LÍ UIDO.

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

LIQUIDO.



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

Sublimación.

Ejemplos: el alcanfor y la naftalina se subliman.

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

SUBLIMACIÓN .

Constantes físicas.

Hay ciertas constantes físicas relacionadas con los cambios que son propias de las

sustancias; ellos son:

Punto de fusión.

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

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

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

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

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

LIQUIDO.

Sublimación

Fusión Ebullición

Solido Líquido Gaseoso

Solidificación Licuefacción

Sublimación

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

NORMALES DE PRESIÓN Y TEMPREATURA, PASAR AL ESTADO LÍQUIDO.





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

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

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

Punto de ebullición.

El punto de ebullición y el punto de licuefacción es el mismo para una sustancia dada,

bajo las mismas condiciones.

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

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

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

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

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

Densidad.

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

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

md =

v

Dureza.

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

ESCALA DE DUREZA

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

2. YESO 5. APATITA 8. TOPACIO3. CALCITA 6. FELDESPATO 9. CORINDON

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

ESTADO GASEOSO, BAJO CONDICIONES NORMALES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA.

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



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

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

Solubilidad.

Ejemplo: el etanol (alcohol etílico) es soluble, en todas las proporciones, en el agua,

mientras que la gasolina es insoluble en agua.

Conducción del calor y la electricidad.

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

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

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

material aislante.

Propiedades organolépticas.

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

SON PROPIEDADES ORGANOLÉPTICAS:

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

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

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

huevos podridos.

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

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

OTRA (SOLVENTE).

SON LLAMADAS ORGANOLÉPTICAS TODAS AQUELLAS PROPIEDADES QUE SE PUEDEN

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

PROPIEDADES QUE PUEDEN IMPRESIONAR NUESTROS SENTIDOS.





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Propiedades químicas.

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

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

Propiedades funcionales.

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

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

etc.

Propiedades extensivas e intensivas.

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

a. Propiedades extensivas:

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

b. Propiedades intensivas:

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

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

PROPIEDAD QUÍMICA ES LA PROPIEDAD QUE TIENE LA SUSTANCIA DE PODERTRANSFORMARSE EN OTRA, MEDIANTE DETERMINADAS REACCIONES. ESTA

TRANSFORMACIÓN IMPLICA VARIACIÓN DE LA NATURALEZA DE LA SUSTANCIA ORIGINAL.

SON PROPIEDADES QUE CARACTERIZAN A DETERMINADOS GRUPOS DE SUSTANCIAS PURAS Y

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

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

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



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Cambios físicos y químicos. Ejemplos.

Fenómeno.

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

Fenómenos físicos.

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

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

Fenómenos químicos.

Son cambios que alteran la naturaleza de las sustancias, transformándolas en otras. Losproductos obtenidos poseen propiedades y estructuras diferentes a las sustancias que dieronorigen.

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

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

Diferencia entre fenómenos físicos y químicos.

Las principales diferencias son:

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

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

Clasificación de la materia: sustancias, mezclas, elementos ycompuestos. Ejemplos.

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

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

Las mezclas son homogéneas o heterogéneas. El prefijo hetero significa “diferente”. Una

mezcla heterogénea no presenta propiedades uniformes. Una parte (o fase) difiere de la





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

químico, toda la materia se clasifica en última instancia comoelementos o compuestos.

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

Una mezclahomogénea es toda igual. Unasolución es una mezclahomogénea; tiene unacomposición y aparienciauniforme. Los sólidos, como lasal y el azúcar, se disuelven enagua para dar soluciones. Lasmezclas de líquidos, como elalcohol y el agua, sonsoluciones. El aire es una

mezcla homogénea quecontiene nitrógeno, oxígeno,dióxido de carbono y otroscomponentes.

Para poder entenderutilizaremos la Ilustración 2para graficarlo mejor.

De esta forma lamateria puede comportarse

como “mezcla homogénea” o“mezcla heterogénea”

dependiendo de launiformidad del material.

Asimismo si la “mezcla es homogénea”, uno deberá preguntarse si tiene o no

composición variable, de no poseer entonces estamos ante una “sustancia pura” que a su vez

deberá satisfacer la consulta de si puede o no descomponerse en sustancias más simples yllegaremos a obtener o un elemento o un compuesto.

Ejemplos:

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

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

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

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

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

Elemento: aquel que no puede ser descompuesto en especies mas simples. Hierro,

cobre, oxigeno, etc. (Ramírez González, 2000)



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Átomos y moléculas.

Átomos.

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

Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que contenga sunúcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico, y el número de

neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número de protones que de electroneses eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, sucarga neta es positiva o negativa, y se denomina ion.

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

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

La química también proporciona antecedentes para entender las propiedades de la

materia en términos de átomos, los bloques de construcción casi infinitesimalmente pequeños dela materia. Cada elemento se compone de una sola clase de átomos.

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

Moléculas.

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

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





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

ebullición de un compuesto molecular.

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

Los átomos se pueden combinar para formar moléculas, en las que dos o más átomos seunen en estructuras específicas. En todo este texto representaremos las moléculas con esferas

coloreadas para mostrar cómo se enlazan sus átomos constituyentes (Ilustración 3). El color sóloes una forma conveniente de distinguir los átomos de diferentes elementos. Las moléculas deetanol y etilenglicol, representadas en la Ilustración 3, difieren en su composición. El etanolcontiene una esfera, que representa un átomo de oxígeno, mientras que el etilenglicol contienedos.

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

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

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

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

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

átomos de hidrógeno, carbono y oxígeno, respectivamente.



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El sistema métrico.

El sistema métrico, que se desarrolló

inicialmente en Francia a fines del siglo XVIII, seemplea como sistema de medición en casi todos lospaíses del mundo. En Estados Unidos se ha usadotradicionalmente el sistema inglés, aunque elempleo del sistema métrico se ha hecho máscomún en los últimos años. Por ejemplo, elcontenido de casi todos los productos enlatados ybebidas gaseosas en las tiendas de abarrotes ya seda en unidades tanto métricas como inglesas, comose aprecia en la Ilustración 4.

Unidades.Unidades SI

En 1960 se llegó a un acuerdointernacional que especificaba un grupo deunidades métricas para emplearse en lasmediciones científicas. Estas unidades sedenominan unidades SI, que es la abreviatura deSystème International d’Unités. El sistema SI tienesiete unidades fundamentales de las cuales se

derivan todas las demás. En la Tabla 1 se presentandichas unidades fundamentales y sus símbolos. Eneste capítulo consideraremos las unidadesfundamentales de longitud, masa y temperatura.

Tabla 1. Unidades S.I. fundamentales.

Cantidad física Nombre de la unidad AbreviaturaMasa kilogramo kgLongitud metro mTiempo segundo s3

Temperatura kelvin KCantidad de sustancia mol molCorriente eléctrica ampere AIntensidad luminosa candela cd

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

que los científicos usan comúnmente. Cada vez que nos topemos con una unidad no SI en el texto,daremos también la unidad SI apropiada.

3Se usa con frecuencia la abreviatura seg.

Ilustración 4. Las unidades métricas se están

haciendo cada vez más comunes en Estados

Unidos, como lo ejemplifica el volumen impreso

en este recipiente.





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Longitud y masa

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

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

Prefijo Abreviatura Significado EjemploGiga G 109 1 gigametro (Gm) = 1 x 109 mMega M 106 1 megametro (Mm) = 1 x 106 mKilo k 103 1 kilómetro (km) = 1 x 103 mDeci d 10-1 1 decímetro (dm) = 0.1 m

Centi c 10-2 1 centímetro (cm) = 0.01 mMili m 10-3 1 milímetro (mm) = 0.001 mMicro µ4 106 1 micrómetro (µm) = 1 x 10-6 mNano n 10-9 1 nanómetro (nm) = 1 x 10-9 mPico p 10-12 1 picómetro (pm) = 1 x 10-12 mFemto f 10-15 1 femtómetro (fm) = 1 x 10-15 m

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

Densidad y peso específico. Calor y temperatura.

Densidad y peso específico.

Densidad.

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

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

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

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

4Esta es la letra griega mu.

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



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La unidad es kg/m3

en el SI.

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

Peso específico.

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

Su expresión de cálculo es:

siendo,

, el peso específico;, el peso de la sustancia;

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

, la aceleración de la gravedad. (Peso específico)

Calor y temperatura.

Calor.

El calor está definido como la forma de energía que se transfiere entre diferentescuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas, sinembargo en termodinámica generalmente el término calor significa simplemente transferencia deenergía. Este flujo de energía siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia elcuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia hasta que ambos cuerpos se

encuentren en equilibrio térmico (ejemplo: una bebida fría dejada en una habitación se entibia).

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

Temperatura

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





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Las escalas de temperatura que comúnmente seemplean en los estudios científicos son las escalas celsius y

kelvin. La escala celsius también es la escala detemperatura cotidiana en la mayor parte de los países(Ilustración 5), y se basó originalmente en la asignación de0 °C al punto de congelación del agua y 100 °C a su puntode ebullición en el nivel del mar (Ilustración 6).

Escalas termométricas.

La escala kelvin es la escala de temperatura SI, yla unidad SI de temperatura es el kelvin (K).Históricamente, la escala kelvin se basó en las propiedades de los gases. El cero en esta escala es la

temperatura más baja que puedealcanzarse, -273.15 °C, a la cualllamamos, cero absoluto.

Ambas escalas, celsius ykelvin, tienen unidades del mismotamaño; es decir, un kelvin tiene elmismo tamaño que un gradocelsius. Por tanto, la relación entrelas escalas kelvin y celsius es lasiguiente:

K = °C + 273.15

El punto de congelacióndel agua, 0 °C, es 273.15 K(Ilustración 6). Adviértase que nousamos un signo de grado (°) contemperaturas en la escala kelvin.

La escala de temperatura común en Estados Unidos es la escala fahrenheit , que no seemplea generalmente en estudios científicos. En esa escala, el agua se congela a 32 °F y hierve a212 °F. Las escalas fahrenheit y celsius están relacionadas como sigue:

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

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

Transferencia de calor y determinación de calor.

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

Ilustración 6. Comparación de las escalas de temperatura kelvin,

celsius y fahrenheit.

Ilustración 5. Muchos países emplean la

escala de temperatura celsius en la vida

cotidiana, como pone de manifiesto

este sello de correo australiano.



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

Modos

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

Conducción: transferencia de calor que se produce a través de un medio estacionario -quepuede ser un sólido- cuando existe un gradiente de temperatura.Convección: transferencia de calor que ocurrirá entre un fluido en movimiento cuandoestán a diferentes temperaturas.Radiación: en ausencia de un medio, existe una transferencia neta de calor por radiación

entre dos superficies a diferentes temperaturas, debido a que todas las superficies contemperatura finita emiten energía en forma de ondas electromagnéticas. (Transferenciade calor.)

Determinación del calor.

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

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

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

Calor específico, capacidad calorífica y caloría.

Calor específico.

El calor específico es una magnitud física que se define como la cantidad de calor que

hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar sutemperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). En general, el valor del calor específicodepende de dicha temperatura inicial. Se le representa con la letra (minúscula).





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

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

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

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

Capacidad calorífica.

La capacidad calorífica de un cuerpo es el cociente entre la cantidad de energía caloríficatransferida a un cuerpo o sistema en un proceso cualquiera y el cambio de temperatura queexperimenta. En una forma menos formal es la energía necesaria para aumentar una unidad detemperatura (SI: 1 K) de una determinada sustancia, (usando el SI). Indica la mayor o menor

dificultad que presenta dicho cuerpo para experimentar cambios de temperatura bajo elsuministro de calor. Puede interpretarse como una medida de inercia térmica. Es una propiedadextensiva, ya que su magnitud depende, no solo de la sustancia, sino también de la cantidad demateria del cuerpo o sistema; por ello, es característica de un cuerpo o sistema particular. Porejemplo, la capacidad calorífica del agua de una piscina olímpica será mayor que la de un vaso deagua. En general, la capacidad calorífica depende además de la temperatura y de la presión.

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

la capacidad calorífica. (Capacidad calorífica)

Caloría.

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

La caloría fue definida por primera vez por el profesor Nicolas Clément en 1824 comouna caloría-kilogramo y así se introdujo en los diccionarios franceses e ingleses durante el periodo

que va entre 1842 y 1867. (Caloría)



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UNIDAD II.

Estequiometria, Símbolos, Fórmulas yEcuaciones

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

Introducción.

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

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

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

de las reacciones químicas daría idea inmediata en cada

caso de la naturaleza íntima de la transformación

correspondiente. Para ello, era preciso establecer

previamente un símbolo para los átomos de los elementos

que fuese a su vez expresión inmediata de su nombre.

Los alquimistas habían ya empleado símbolos

para representar los elementos entonces conocidos así

como para distintos compuestos y formas de energía,

algunos de los cuales se reproducen en la Ilustración 7

pero dichos símbolos eran completamente artificiosos, y

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

que aquellos se imaginaban íntimamente relacionados.

Lavoisier propuso algunos signos convencionales para

representar distintas substancias, pero fue DALTON el

primero en utilizar signos diferentes (círculos) para los

átomos de los elementos entonces conocidos o supuestos,

y mediante la combinación de ellos pudo representar la

constitución de muchos compuestos a partir de la

composición elemental encontrada para los mismos.

Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas.

Símbolos.

Los símbolos modernos de representación de los átomos se debe a BERZELIUS, el cualpropuso utilizar, en vez de signos arbitrarios, la primera letra del nombre latino del elemento o, entodo caso, la primera letra seguida de otra representativa del sonido característico del nombre al

ser dos o más los elementos cuyos nombres empezasen por la misma letra. El tomar como base elnombre latino, pues el latín era entonces la lengua internacional utilizada en la terminologíacientífica, hizo que la proposición de BERZELIUS fuese universalmente aceptada. Además, loselementos conocidos desde antiguo tenían en general muy distinto nombre en los diversos países,tal como el hierro, que en francés se denomina fer, en inglés iron y en alemán eisen, y por ello, lossímbolos basados en un idioma particular no hubiesen sido aceptados por doquier.

Ilustración 7. Primeros símbolos de los

elementos en la antigüedad.





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Como el nombre castellano de los elementos tiene en general la misma raíz que loscorrespondientes nombres latinos, el símbolo es entonces también la primera letra, o ésta seguida

de otra, del nombre castellano del elemento. Sólo en, algunos casos el símbolo derivaexclusivamente del nombre latino del elemento.

Fórmulas.

Si los símbolos expresan los átomos de los elementos, las fórmulas representan lacomposición molecular de las substancias, las cuales se establecen mediante la yuxtaposición delos símbolos de los átomos constituyentes afectados cada uno de un subíndice que indica elnúmero de átomos del correspondiente elemento integrantes de la molécula. El subíndice uno sesobreentiende y no se escribe. Si la magnitud de la molécula no se conoce o bien es dudosa laexistencia de ellas como partículas físicas independientes (caso de compuestos sólidos), la fórmula

del compuesto expresa la relación mínima de los átomos constituyentes de la sustancia.

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

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

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

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

Ecuaciones químicas.

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

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

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



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

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

Fe + H2O Fe3O4 + H2

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

3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + 4 H2.

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

Cuando intervienen en la reacción substancias gaseosas, un mol equivale también a unvolumen molar cuyo valor depende de las condiciones de presión y temperatura a que se

considera el gas e igual a 22,4 litros en las condiciones normales.

A veces no es necesario escribir una ecuación molecular completa, en rigor no es posiblehacerlo para algunas reacciones, en especial para aquellas que se verifican en disolución. En estoscasos son suficientes ecuaciones parciales, en particular cuando no se necesitan los pesos totalesde las substancias que intervienen en la reacción y sólo interesa el mecanismo de ella. Porejemplo, cuando se agrega una disolución de cloruro sódico a otra de nitrato de plata se produceun precipitado blanco de cloruro de plata. Esta reacción puede expresarse por las ecuacionessiguientes:

Estos compuestos están constituidos por átomos o grupo de átomos con carga eléctrica(iones) positivo y negativo, y que en la disolución se mueven separadamente. Por ello, la ecuación1) expresa la reacción química que tiene realmente lugar y sirve exactamente para las que seproducen entre cualquier cloruro soluble y cualquier sal de plata soluble que forman unprecipitado de cloruro de plata. La ecuación 2) se utiliza cuando interesa calcular la cantidad dealguna de las substancias reaccionantes puesto que el cálculo exige necesariamente el empleo delas fórmulas moleculares. La ecuación 3) es igual esencialmente a la 2) , pero al indicarseparadamente los iones en los compuestos de este tipo muestra cuál de ellos queda en la

disolución en estado iónico.

Cálculos a partir de las ecuaciones químicas

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





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determinada sustancia si se conoce la cantidad de una cualquiera de ellas. En general, lascantidades calculadas son en peso, pero puede hallarse el correspondiente volumen si se conoce,

para sólidos y líquidos, su densidad, y para los gases, a partir de la ecuación general que relacionael volumen con el número de moles o con el peso de la sustancia.

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

Relaciones ponderales Relaciones de volumen

Relaciones peso-volumen Análisis de mezclas gaseosas

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

El número de Avogadro y el concepto de Mol.

Número de Avogadro.

En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustanciadel orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramosnormalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendomúltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que seanya manejables en un laboratorio.

Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al númeroexpresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.

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

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

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

N = 6,023 x 10 23

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

Mol.

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

También puede definirse como:



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

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

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

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

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

Peso atómico, peso fórmula, peso molecular y moles.

Peso atómico.

El peso atómico (También llamado Masa Atómica Relativa) (símbolo: Ar) es una cantidadfísica a dimensional definida como la suma de la cantidad de las masas promedio de los átomos deun elemento (de un origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es decir, a1/12 de la masa de un átomo de carbono 12). El concepto se utiliza generalmente sin mayorcalificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica laInternational Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Se pretende que sean aplicables amateriales de laboratorios normales.

Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedadde libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física sepuede usar también la expresión masa atómica relativa. En consecuencia, desde por lo menos1860 y hasta el decenio de 1960, el uso continuado de la locución ha atraído una controversiaconsiderable (véase más adelante).

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

La definición IUPAC del peso atómico es:

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





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En la definición, enfáticamente se especifica «un peso atómico…», puesto que, según sea

la fuente, un elemento tiene diferentes pesos atómicos. Por ejemplo, debido a diferente

composición isotópica, el boro de Turquía tiene un peso atómico menor que el boro de California.Sin embargo, dados el costo y las dificultades del análisis isotópico, es usual el uso de valorestabulados de pesos atómicos estándar, que son ubicuos en laboratorios químicos.

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

En 1960 se introdujo una unidad denominada Unidad de masa atómica, definida como

1/12 de la masa de carbono 12. Se representa con el símbolo u; de este modo, 12C = 12u. La tablade los pesos atómicos relativos se basa ahora en la masa atómica de 12C = 12.

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

Controversia en el nombre

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

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

La mayor parte del tiempo, los pesos atómicos realmente se han medido pesando (esto es,

por análisis gravimétrico). El nombre de una cantidad física debería no variar simplementeporque el método de su determinación ha cambiado.La locución «masa atómica relativa» debería reservarse para la masa de un núclidoespecífico (o isótopo).«Peso atómico» debería usarse para la media ponderada de las masas atómicas entretodos los átomos en la muestra.Es muy común encontrar nombres mal propuestos para cantidades físicas, que losretengan por razones históricas, como:

1. Fuerza electromotriz, que no es fuerza.2. Potencia resolutiva. No es cantidad de potencia.

3. Concentración molar. No es cantidad molar (una cantidad expresada por unidad decantidad de sustancia).

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



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Determinación de los pesos atómicos

Los pesos atómicos modernos se calculan a partir de valores medidos de masa atómica,

de cada núclido, según su composición isotópica. Hay disponibilidad de datos sumamente precisosde masas atómicas de virtualmente todos los núclidos no radioactivos. Las composicionesisotópicas son más difíciles de medir a un alto grado de precisión, ya que están sujetas avariaciones entre muestras.

Por esta razón los pesos atómicos de los veintidós elementos mononuclídicos se conocena una precisión especialmente alta, con incertidumbre de sólo una parte en 38 millones en el casodel flúor: precisión mayor que el mejor valor actual de la constante de Avogadro: una parte en20 millones.

Se ejemplifica el cálculo

del silicio, cuyo peso atómico esespecialmente importante enmetrología. En la naturaleza, deeste elemento existe una mezclade tres isótopos: 28Si, 29Si y 30Si.

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

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

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

Peso fórmula.

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

Unid. P.A. (uma) Unid. P.A. (uma)

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

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

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

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

Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se refieren

a sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a sustancias que existen como moléculas discretas.

Peso molecular.

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

Tabla 3. Abundancia isotópica del Silicio.

Isótopo Masa atómica

Abundancia (%)

Estándar Rango

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

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

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





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numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugarde gramos/mol. La masa molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol

(6,022*10

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) de moléculas: La fórmula para calcularla es la siguiente:

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

hasta que no queden átomos diferentes.

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

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

O = 2 u + 16 u = 18 u.

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

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

La masa molecular se calcula de manera fácil sumando las masas atómicas. Por ejemplo

la masa molecular del ácido sulfúrico:

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

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

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

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

Masa molecular = H2 + S + O4 = 2,01594 Da + 32,065 Da + 63,9976 Da = 98,07854 Da.

(Masa Molecular - Wikipedia)

Porciento de composición y fórmulas de compuestos. Derivaciónde fórmulas.

Deducción de las fórmulas de los compuestos.

Fórmula empírica.

Para establecer la fórmula de un compuesto debe conocerse el número de átomos de

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



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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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





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La fórmula más sencilla, o fórmula empírica, sólo debe usarse cuando no se poseandatos suficientes para reemplazarla por la fórmula verdadera de la composición de la molécula o

fórmula molecular o cuando el compuesto no esté constituido por moléculas (compuestosiónicos).

Fórmula molecular.

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

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

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

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

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

EJEMPLO. Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Al quemar1,275 g de sustancia se forman 1,869 g de dióxido de carbono, CO2, y 0,765 g de agua, H2O. Eldióxido de carbono contiene 27,29 % de carbono y el agua 11,19% de hidrógeno. A 80 ºC Y 745mm, 0,641 g de sustancia ocupan en estado de vapor 316 cm3. A partir de estos datos hallar lafórmula de este compuesto y su peso molecular exacto.

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

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



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

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

Composición centesimal deducida a partir de la fórmula.

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

EJEMPLO. Hallar la composición centesimal del dícromato potásico cuya fórmula esK2Cr2O7.

Aunque el dícromato potásico, como todas las sales, no está constituido por moléculas,la fórmula indica que por cada 2 átomos de cromo hay 7 átomos de oxígeno y 2 átomos depotasio, y, por tanto, que dos moles de cromo (2 x 52,01 g), junto con 7 moles de oxígeno (7 x16,00 g) y dos moles de potasio (2 x 39,1 g), constituyen el peso fórmula del dícromato potásico,esto es, 294,22 g. El tanto por uno o por ciento de cada elemento será

Ejemplo de problema.

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

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

67,97 g 6,42 g 25,67 g= 0,53 para el I = 0,27 para el Mg = 1,604 para el O

127 g/at I 24 g/at Mg 16 g/at O





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Dividiendo por la menor porción:

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

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

Efectúa.

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

Cálculos basados en ecuaciones químicas.

Concepto de reactivo limitante.

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

balanceada.

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

La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se

denomina rendimiento teórico de la reacción.

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

Rendimiento de una reacción química. Porciento de pureza.

Rendimiento de una reacción química.

En química, el rendimiento, también referido como rendimiento químico y rendimiento

de reacción, es la cantidad de producto obtenido en una reacción química. El rendimientoabsoluto puede ser dado como la masa en gramos o en moles ( rendimiento molar). Elrendimiento fraccional o rendimiento relativo o rendimiento porcentual, que sirve para medir laefectividad de un procedimiento de síntesis, es calculado al dividir la cantidad de productoobtenido en moles por el rendimiento teórico en moles:



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Para obtener el rendimiento porcentual, multiplíquese el rendimiento fraccional por100% (por ejemplo, 0,673 = 67,3%).

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

El rendimiento teórico o ideal de una reacción química debería ser el 100%, un valor quees imposible alcanzar en la mayoría de puestas experimentales. De acuerdo con Vogel, losrendimientos cercanos al 100% son denominados cuantitativos, los rendimientos sobre el 90% son

denominados excelentes, los rendimientos sobre el 80% muy buenos, sobre el 70% son buenos,alrededor del 50% son regulares, y debajo del 40% son pobres. Los rendimientos parecen sersuperiores al 100% cuando los productos son impuros. Los pasos de purificación siempredisminuyen el rendimiento, y los rendimientos reportados usualmente se refieren al rendimientodel producto final purificado.

Porciento de pureza.

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

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

Su forma de aplicación es:

Por cada 100 gramos de esa mezcla de oro y roca, hay 80 gramos de oro solo y 20 deroca; entonces tomas los 80 gramos de oro, lo divides por los 100 hallados y lo multiplicas por el100%, de esa forma obtienes el porcentaje de pureza.

Matemáticamente aplicas una regla de 3 simple

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

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

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

x = 80%

De esta forma obtienes el porcentaje de pureza



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UNIDAD III.

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

Introducción.

El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar las semejanzas ydiferencias entre las propiedades químicas de los elementos. Además la mayoría de las reaccionesquímicas implican una reorganización de la estructura electrónica externa de los átomos. En estecapítulo iniciaremos el estudio de los modelos atómicos que permiten conocer la distribución delos electrones en los átomos; desde el modelo de Thomson, pasando por el modelo de Böhr hastallegar al modelo atómico propuesto por la mecánica cuántica, modelo que es el aceptadoactualmente. Destacaremos la descripción de los electrones a través de los números cuánticos ylos orbitales electrónicos.

Teoría atómica de Dalton.

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

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

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

Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades

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

idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.

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

Los átomos de DALTON difieren de los átomos imaginados por los filósofos griegos,los cuales los suponían formados por la misma materia primordial aunque difiriendo en forma ytamaño. La hipótesis atómica de los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus

especulaciones científicas por hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fuehasta DALTON en que constituye una verdadera teoría científica mediante la cual podíanexplicarse y coordinarse cuantitativamente los fenómenos observados y las leyes de lascombinaciones químicas.





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La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muyfecunda en el desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que

fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real delos átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eranentidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismoelemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de lasideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la Químicalos resultados brillantes de la teoría atómica.

Partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones.

Partículas fundamentales.

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

Electrones.

El electrón (del griego clásico ἤ λεκτρον , ámbar), comúnmente representado por elsímbolo: e−, es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental negativa. Un electrónno tiene componentes o subestructura conocidos, en otras palabras, generalmente se define

como una partícula elemental. Tiene una masa que es aproximadamente 1836 veces menor conrespecto a la del protón. El momento angular (espín) intrínseco del electrón es un valorsemientero en unidades de ħ, lo que significa que es un fermión. Su antipartícula es denominadapositrón: es idéntica excepto por el hecho de que tiene cargas —entre ellas, la eléctrica— de signoopuesto. Cuando un electrón colisiona con un positrón, las dos partículas pueden resultartotalmente aniquiladas y producir fotones de rayos gamma.

Los electrones, que pertenecen a la primera generación de la familia de partículas de losleptones, participan en las interacciones fundamentales, tales como la gravedad, elelectromagnetismo y la fuerza nuclear débil. Como toda la materia, posee propiedades mecánico-cuánticas tanto de partículas como de ondas, de tal manera que pueden colisionar con otraspartículas y pueden ser difractadas como la luz. Esta dualidad se demuestra de una mejor manera

en experimentos con electrones a causa de su ínfima masa. Como los electrones son fermiones,dos de ellos no pueden ocupar el mismo estado cuántico, según el principio de exclusión de Pauli.

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

Protones.

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



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

Neutrones.

El neutrón es una partícula subatómica, un nucleón, sin carga neta, presente en el núcleoatómico de prácticamente todos los átomos, excepto el protio. Aunque se dice que el neutrón notiene carga, en realidad está compuesto por tres partículas fundamentales cargadas llamadasquarks, cuyas cargas sumadas son cero. Por tanto, el neutrón es un barión neutro compuesto pordos quarks de tipo abajo, y un quark de tipo arriba.

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

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

Teoría de Rutherford.El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura

interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford paraexplicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.

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

Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región

pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modeloen el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, yque en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa.

Número atómico y peso atómico. Escalas.

En química, el número atómico es el número total de protones que tiene el átomo. Sesuele representar con la letra Z (del alemán: Zahl , que quiere decir número) y es la identidad delátomo, y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Los átomos dediferentes elementos tienen diferentes números de electrones y protones. Un átomo en su estadonatural es neutro y tiene número igual de electrones y protones. Un átomo de sodio Na tiene un

número atómico 11, posee 11 electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio Mg, tiene númeroatómico 12, posee 12 electrones y 12 protones, y un átomo de uranio U, que tiene númeroatómico 92, posee 92 electrones y protones. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolodel elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento hidrógeno tienen 1protón y su Z = 1; esto sería ₁H. Los de helio tienen 2 protones y Z =2; asimismo ₂He. Los de litio, 3protones y Z = 3,…





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Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y nos lo da Z.En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de

onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y losnúmeros atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar a los elementos enla tabla periódica en orden creciente de número atómico. En la tabla periódica los elementos seordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente.

Conceptos de isótopo e isóbaro. Ejemplos.

Isótopos.

Se denominan isótopos (del griego: ἴ σος isos 'igual, mismo';τόπος tópos 'lugar') a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienenuna cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en masa atómica.

La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 21elementos (ejemplos: berilio, sodio) poseen un solo isótopo natural; encontraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables.

Otros elementos tienen isótopos naturales, pero inestables, comoel uranio, cuyos isótopos están constantemente degradándose, lo que los haceradiactivos. Los isótopos inestables son útiles para estimar la edad de variedadde muestras naturales, como rocas y materia orgánica. Esto es posible, siemprey cuando, se conozca el ritmo promedio de desintegración de determinadoisótopo, en relación a los que ya han decaído. Gracias a este método dedatación, se conoce la edad de la tierra. Los rayos cósmicos hacen inestables a

isótopos estables de Carbono que posteriormente se adhieren a materialbiológico, permitiendo así estimar la edad aproximada de huesos, telas,maderas, cabello, etc. Se obtiene la edad de la muestra, no la del propioisótopo, ya que se tienen en cuenta también los isótopos que se handesintegrado en la misma muestra. Se sabe el número de isótoposdesintegrados con bastante precisión, ya que no pudieron haber sido parte delsistema biológico a menos que hubieran sido aún estables cuando fueron raros.

Tipos de isótopos

Todos los isótopos tienen el mismo número atómico pero difieren en

el número másico.

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

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

Isótopos Naturales. Los isótopos naturales son los que se encuentran en la naturaleza demanera natural, por ejemplo el hidrógeno tiene tres isótopos naturales, el protio que no tiene

neutrones, el deuterio con un neutrón, y el tritio que contiene dos neutrones, el tritio es muyusado en trabajos de tipo nuclear; es el elemento esencial de la bomba de hidrógeno.Otro elemento que contiene isótopos muy importantes es el carbono, que son: el carbono 12,que es la base referencial del peso atómico de cualquier elemento, el carbono 13 que es elúnico carbono con propiedades magnéticas y el carbono 14 radioactivo, muy importante yaque su tiempo de vida media es de 5730 años y se usa mucho en arqueología para determinarla edad de los fósiles orgánicos.

Isótopos más abundantes

en el Sistema Solar 1

IsótopoNúcleos por

millón

Hidrógeno-1 705.700

Hidrógeno -2 23

Helio-4 275.200

Helio-3 35

Oxígeno-16 5.920

Carbono-12 3.032

Carbono-13 37

Neón-20 1.548

Neón-22 208

Hierro-56 1.169

Hierro-54 72

Hierro-57 28

Nitrógeno-14 1.105

Silicio-28 653

Silicio-29 34

Silicio-30 23

Magnesio-24 513

Magnesio-26 79

Magnesio-25 69

Azufre-32 39

Argón-36 77

Calcio-40 60

Aluminio-27 58

Níquel-58 49

Sodio-23 33

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




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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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





















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

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

Isóbaros.

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

Ejemplos

14C y 14N17N, 17O y 17F

Isótonos.

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

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

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

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

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

Ejemplo: 37 40 Cl, Ca 17 20

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

son ISÓBAROS entre sí.





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Radioactividad natural. Estabilidad nuclear. Fusión y fisiónnucleares.

Radiactividad natural.

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

Puede provenir de dos fuentes:

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

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

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

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

Estabilidad nuclear.

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

Reglas de estabilidad

Todo núcleo con 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126, neutrones o protones, son estables. Son los

llamados números mágicos, que corresponden a capas nucleares completas.Todo núcleo con Z menor o igual a 20, que presenta relación neutrón, protón (Z/N) igual a1 es estable.

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

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

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

Fusión y fisión nucleares.

Fusión nuclear.

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



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

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

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

Sobre la base de los experimentos de transmutación nuclear de Ernest Rutherford,

conducidos pocos años antes, Mark Oliphant, en 1932, observó por vez primera la fusión denúcleos ligeros (isótopos de hidrógeno).

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

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

Fisión nuclear.

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

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

Naturaleza dual del electrón. Ecuación de Lewis. Ecuación de Broglie.En el momento en el que surge la teoría de Böhr, comenzó la fascinación al igual que la

intriga, ya que cuestionaban que por que las energías del electrón de hidrogeno eran cuantizadas.Esa intriga se conservo durante una década hasta que Louis De Broglie dio la solución a esteenigma. De acuerdo con De Broglie tal vez las partículas como los electrones tengan propiedadesondulatorias, y que un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda estacionaria.

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

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

2πr =nλ

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





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

Radiación electromagnética. Espectro de radiación.

Radiación electromagnética.

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

La radiación electromagnética puede manifestarse de diversas maneras como calorradiado, luz visible, rayos X o rayos gamma. A diferencia de otros tipos de onda, como el sonido,que necesitan un medio material para propagarse, la radiación electromagnética se puede

propagar en el vacío. En el siglo XIX se pensaba que existía una sustancia indetectable,llamada éter, que ocupaba el vacío y servía de medio de propagación de las ondaselectromagnéticas. El estudio teórico de la radiación electromagnética sedenomina electrodinámica y es un subcampo del electromagnetismo.

Espectro de radiación.

Se denomina espectroelectromagnético a ladistribución energética delconjunto de las ondas

electromagnéticas. Referido a unobjeto se denomina espectroelectromagnético o simplementeespectro a la radiaciónelectromagnética que emite(espectro de emisión) o absorbe(espectro de absorción) unasustancia. Dicha radiación sirvepara identificar la sustancia demanera análoga a una huelladactilar. Los espectros se puedenobservar mediante espectroscopios que, además de permitir ver el espectro, permiten realizarmedidas sobre el mismo, como son la longitud de onda, la frecuencia y la intensidad de laradiación.

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

Espectros atómicos y teoría de Böhr.

Espectros atómicos.

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

Ilustración 8. Diagrama del espectro electromagnético, mostrando

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

de emisión de cuerpo negro.



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

gaseoso.

Espectro de absorción.

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

Espectro de emisión.

El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de lasondas electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento, en estado gaseoso, cuando se lecomunica energía. El espectro de emisión de cada elemento es único y puede ser usado paradeterminar si ese elemento es parte de un compuesto desconocido.

Teoría de Böhr.

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

La mecánica cuántica y el modelo atómico. Números cuánticos.

La mecánica cuántica y el modelo atómico.

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

La mecánica cuántica describe, en su visión más ortodoxa, cómo en cualquier sistemafísico –y por tanto, en todo el universo – existe una diversa multiplicidad de estados, los cuales

habiendo sido descritos mediante ecuaciones matemáticas por los físicos, son denominadosestados cuánticos. De esta forma la mecánica cuántica puede explicar la existencia del átomo ydesvelar los misterios de la estructura atómica, tal como hoy son entendidos; fenómenos que nopuede explicar debidamente la física clásica o más propiamente la mecánica clásica.

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








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De forma específica, se considera también mecánica cuántica, a la parte de ella mismaque no incorpora la relatividad en su formalismo, tan sólo como añadido mediante la teoría de

perturbaciones. La parte de la mecánica cuántica que sí incorpora elementos relativistas demanera formal y con diversos problemas, es la mecánica cuántica relativista o ya, de forma másexacta y potente, la teoría cuántica de campos (que incluye a su vez a la electrodinámica cuántica,cromodinámica cuántica y teoría electrodébil dentro del modelo estándar) y más generalmente, lateoría cuántica de campos en espacio-tiempo curvo. La única interacción que no se ha podidocuantificar ha sido la interacción gravitatoria.

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

Las técnicas derivadas de la aplicación de la mecánica cuántica suponen, en mayor o

menor medida, el 30 por ciento del PIB de los Estados Unidos.

Números cuánticos.

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

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

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

Orbitales atómicos.

Un orbital atómico es una determinada función de onda, espacial e independiente deltiempo a la ecuación de Shrödinger para el caso de un electrón sometido a un potencial

coulombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución general señala unívocamente aun estado monoelectrónico posible.

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

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

orbital molecular.

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



Filial Villeta.


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

electrónica.Distribución electrónica de los átomos.

En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones seestructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdocon el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa comoun producto de orbitales antisimetrizadas. Cualquier conjunto de electrones en un mismo estadocuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli. Por ser fermiones (partículas de espínsemientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjuntode electrones) debe ser antisimétrica. Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es

ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

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

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

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

Principio de Aufbau.

El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación deelectrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Böhr, recibió elnombre de Aufbau (del alemán Aufbau prinzip: principio de construcción) en vez del nombre del

científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho.

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

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

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

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





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Y así, sucesivamente:

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

5s

2

4d

10

5p

6

6s

2

4f

14

5d

10

6p

6

7s

2

5f

14

6d

10

7p

6

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

Ejemplos y discusión de excepciones en la configuración electrónica.

En la tabla periódica siguiente se indica la configuración electrónica de los elementosquímicos. Se han resaltado (en negrita) los elementos químicos que presentan configuracioneselectrónicas distintas de las esperadas en función de las reglas de llenado de los orbitales. Para

cada elemento se indica únicamente la configuración electrónica del último nivel: TABLAPERIÓDICA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA



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ANEXO.

Análisis dimensionalA lo largo del texto usaremos una estrategia llamada análisis dimensional como ayuda

para resolver los problemas. En el análisis dimensional, se utilizan unidades en todos los cálculos.Las unidades se multiplican unas por otras, se dividen unas entre otras o se “cancelan”. El análisis

dimensional ayuda a asegurar que las soluciones a los problemas tengan las unidades correctas.Además, el análisis dimensional ofrece una forma sistemática de resolver muchos problemasnuméricos y de revisar las soluciones para detectar posibles errores.

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

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

Las unidades de pulgadas en el denominador del factor de conversión se cancelan con lasunidades de pulgadas en el dato que se nos da (8.50 pulgadas). Los centímetros en el numeradordel factor de conversión se convierten en las unidades de la respuesta final. Dado que elnumerador y el denominador de un factor de conversión son iguales, multiplicar cualquiercantidad por un factor de conversión equivale a multiplicar por 1, lo cual no altera el valor

intrínseco de la cantidad. La longitud 8.50 pulg es la misma que 21.6 cm.

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

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





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Biografía de los grandes Químicos de la

Historia.Antoine Lavoisier

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

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

En 1771, con 28 años, Lavoisier se casó con Marie-Anne

Pierrette Paulze, quien era hija de un copropietario dela Ferme générale, la concesión gubernamental para larecaudación de impuestos en la que participabaLavoisier. La dote le permitió instalar un laboratoriobien equipado donde recibió ayuda de su esposa, quese interesó auténticamente por la ciencia y tomaba lasnotas de laboratorio además de traducir escritos delinglés, como el Ensayo sobre el flogisto de RichardKirwan y la investigación de Joseph Priestley.

Fue elegido miembro de la Academia de Ciencias en1768. Ocupó diversos cargos públicos, incluidos los de

director estatal de los trabajos para la fabricación de lapólvora en 1776, miembro de una comisión paraestablecer un sistema uniforme de pesas en 1789(antecesora de la Conferencia General de Pesas yMedidas) y comisario del tesoro de 1791. Lavoisiertrató de introducir reformas en el sistema monetario ytributario francés y en los métodos de producciónagrícola.

Lavoisier realizó los primeros experimentos químicos realmente cuantitativos. Demostró que enuna reacción, la cantidad de materia siempre es la misma al final y al comienzo de la reacción.

Estos experimentos proporcionaron pruebas para la ley de conservación de la materia. Lavoisiertambién investigó la composición del agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.

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





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

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

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

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

Trabajó en el cobro de contribuciones, motivo por el cual fue arrestado en 1793. Importantespersonajes hicieron todo lo posible para salvarlo. Cuando se expusieron al tribunal todos los

trabajos que había realizado Lavoisier, se dice que, a continuación, el presidente del tribunalpronunció la famosa frase: «La república no precisa ni científicos ni químicos, no se puede detenerla acción de la justicia». Lavoisier fue guillotinado el 8 de mayo de 1794, cuando tenía 50 años.Lagrange dijo al día siguiente: «Ha bastado un instante para cortarle la cabeza, pero Francianecesitará un siglo para que aparezca otra que se le pueda comparar».(http://es.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier)



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John Dalton.

John Dalton (Eaglesfield, Cumberland (Reino Unido), 6 de septiembre de 1766 -

Mánchester, 27 de julio de 1844), fue un naturalista,químico, matemático y meteorólogo británico.

Primeros años

John Dalton nació en una familia cuáquera dela población de Eaglesfield, en Cumberland, Inglaterra.Hijo de un tejedor, sabemos que tuvo cinco hermanos,de los cuales sobrevivieron dos: Jonathan, mayor queDalton, y Mary, de la que se desconoce su fecha denacimiento. Dalton fue enviado a una escuela cuáquera

donde aprendió matemática y destacó lo suficientepara, a la edad de 12 años, poder contribuir a laeconomía familiar dando clases a otros niños, primeroen su casa y después en el templo cuáquero. Losingresos eran modestos por lo que se dedicó a trabajosagrícolas hasta que en 1781 se asoció con su hermanoJonathan, que ayudaba a uno de sus primos a llevaruna escuela cuáquera en la cercana Kendal.

Alrededor de 1790 Dalton consideró laposibilidad de estudiar Derecho o Medicina, pero no

encontró apoyo de su familia para sus proyectos —alos disidentes religiosos de la época se les impedíaasistir o enseñar en universidades inglesas— por lo quepermaneció en Kendal hasta que en la primavera de1793 se trasladó a Mánchester. Gracias a la influenciade John Gough, un filósofo ciego y erudito a cuyainstrucción informal Dalton debía en gran parte susconocimientos científicos, fue nombrado profesor deMatemáticas y Filosofía Natural en la «Nueva Escuela»de Mánchester, una academia de disidentes religiosos.Conservó el puesto hasta 1800, cuando la cada vezpeor situación financiera de la academia lo obligó a

renunciar a su cargo y comenzar una nueva carrera en Mánchester como profesor particular.

En su juventud Dalton estuvo muy influenciado por un prominente cuáquero deEaglesfield llamado Elihu Robinson, competente meteorólogo además de fabricante deinstrumental, que fue quien despertó su interés por las Matemáticas y la Meteorología. Durantesus años en Kendal, Dalton colaboró en el almanaque Gentlemen's and Ladies' Diaries remitiendosoluciones a problemas y preguntas y en 1787, comenzó a redactar un diario meteorológico en elque, durante los siguientes 57 años, anotó más de 200 000 observaciones. En esta época tambiénredescubrió la teoría de circulación atmosférica ahora conocida como la célula de Hadley. Laprimera publicación de Dalton fue Observaciones y ensayos meteorológicos (1793), que conteníalos gérmenes de varios de sus descubrimientos posteriores, aunque a pesar de ello y de la

originalidad de su tratamiento recibió escasa atención por parte de otros estudiosos. Una segundaobra de Dalton, Elementos de la gramática inglesa, se publicó en 1802.





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El daltonismo

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

Dalton dejó instrucciones de que sus ojos fueran conservados, lo que ha permitido que

análisis de ADN publicados en 1995 demostraran que Dalton en realidad tenía un tipo menoscomún de ceguera al color, la deuteranopia, en la que los conos sensibles a longitudes de ondamedianas faltan, en lugar de funcionar con una forma mutada de su pigmento, como en el tipomás común de ceguera al color. Además de los colores azul y púrpura del espectro, Dalton fuecapaz de reconocer un solo color, amarillo, o como él dice en su publicación:

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

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

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

Otra muestra de esta ceguera que le acompañó toda su vida ocurrió en 1832, cuando fuea conocer al rey Guillermo IV y lució una vestimenta académica escarlata (rojo), un color nadahabitual para un hombre de su discreción. La razón: él la veía de color gris oscuro por lo que poco

le importó la sorpresa que ese día causó entre sus conocidos. Así, el daltonismo fue descrito porprimera vez por John Dalton en 1808. Él, al igual que su hermano, sufría de esta alteracióngenética que en términos simples le impedía separar colores como el rojo y el verde.

Leyes de los gases

En 1800, Dalton se convirtió en secretario de la Sociedad Literaria y Filosófica deMánchester, y al año siguiente dio una serie de conferencias, bajo el título Ensayosexperimentales, sobre la constitución de las mezclas gases; sobre la presión de vapor de agua yotros vapores a diferentes temperaturas, tanto en el vacío como en aire; en evaporación, y acercade la expansión térmica de los gases. Estos cuatro artículos fueron publicados en las Memorias de

la Lit & Phil correspondientes a 1802.

El segundo de estos ensayos comienza con una observación sorprendente:



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

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

En el cuarto ensayo, Dalton anota:

No veo ninguna razón por la que no podamos concluir que todos los fluidos compresiblesbajo la misma presión se expanden igualmente por el calor y que para cualquier expansión demercurio, la correspondiente expansión del aire es proporcionalmente algo menos, a mayor

temperatura. Parece, por tanto, es más probable que las leyes generales con respecto de lacantidad absoluta y la naturaleza del calor sean derivadas de los fluidos elásticos más que de otrassustancias.

La teoría atómica

La más importante de todas las investigaciones de Dalton fue la teoría atómica, que estáindisolublemente asociada a su nombre. Se ha propuesto que esta teoría se la sugirieron, o biensus investigaciones sobre el etileno («gas oleificante») y metano (hidrógeno carburado) o losanálisis que realizó del óxido nitroso (protóxido de nitrógeno) y del dióxido de nitrógeno (dióxidode ázoe), son puntos de vista que descansan en la autoridad de Thomas Thomson. Sin embargo,

un estudio de los cuadernos de laboratorio propio de Dalton, descubierto en las habitaciones de laLit & Phil , llegó a la conclusión de que lejos de haber sido llevado por su búsqueda de unaexplicación de la ley de las proporciones múltiples a la idea de que la combinación químicaconsiste en la interacción de los átomos de peso definido y característico, la idea de los átomossurgió en su mente como un concepto puramente físico, inducido por el estudio de laspropiedades físicas de la atmósfera y otros gases. Los primeros indicios de esta idea se encuentranal final de su nota ya mencionada sobre la absorción de gases, que fue leída el 21 de octubre de1803, aunque no se publicó hasta 1805. Aquí dice:

¿Por qué un determinado volumen de agua no admite el mismo volumen de cualquiertipo de gas? He reflexionado profundamente sobre esta cuestión y, aunque no me satisface

completamente la respuesta, estoy casi convencido de que tal circunstancia depende del peso y dela cantidad de las últimas partículas constituyentes de los diferentes gases.

Pesos atómicos

Dalton fue el primero en publicar una tabla de pesos atómicos relativos. Seis elementosaparecen en esta tabla: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, carbono, azufre y fósforo, atribuyendoconvencionalmente al átomo de hidrógeno el peso de una unidad. Dalton no proporciona ningunaindicación en este primer artículo de cómo había realizado sus cálculos, sin embargo en unaentrada de su cuaderno de laboratorio fechada el 6 de septiembre 1803, aparece una lista en laque se establecen los pesos relativos de los átomos de una serie de elementos, que se derivan del

análisis del agua, amoniaco, dióxido de carbono y otros compuestos ya realizados por los químicosde la época.

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

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








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realiza siempre en la forma más sencilla posible, llegó a la idea de que la combinación química selleva a cabo entre partículas de diferentes pesos, y es este enfoque experimental lo que diferencia

su teoría de las especulaciones de los filósofos atomistas de la antigüedad, como Demócrito yLucrecio.

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

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

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

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

Los cinco puntos principales de la teoría atómica de Dalton

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

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

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

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

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

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

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

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



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

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

Teoría de Dalton

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

Las sustancias elementales no pueden descomponerse.Las sustancias, simples o compuestas, tienen siempre las mismas propiedadescaracterísticas.Los elementos no desaparecen al formarse un compuesto, pues se pueden recuperar pordescomposición de éste.

La masa se conserva en las reacciones químicas, que provenía de la Ley de conservaciónde la masa del químico francés Lavoisier.La proporción de los elementos que forman un compuesto es constante, que provenía dela Ley de las proporciones definidas del también químico francés Proust.

Para explicar estos hechos propuso las siguientes hipótesis:

La materia es discontinua; está formada por átomos que son partículas indivisibles.Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, tienen la misma masa y átomos dediferentes elementos difieren en su masa.Los átomos de diferentes elementos se combinan para formar "moléculas".

Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre sí, losátomos no se crean ni se destruyen.Los átomos que se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre en la mismaproporción, que será la Ley de las proporciones múltiples.

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





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Jöns Jacob Berzelius

Jöns Jacob von Berzelius (Östergötland, Suecia, 20 de agosto de 1779 -Estocolmo, 17 de agosto de 1848) fue unquímico sueco. Trabajó a cabo la técnicamoderna de la fórmula de notación química, y junto con John Dalton, Antoine Lavoisier, yRobert Boyle, considerado el padre de laquímica moderna. Comenzó su carrera comomédico, pero sus investigaciones en la químicay la física eran de mayor importancia en eldesarrollo de la asignatura. Logró mucho en la

vida más tarde como secretario de laAcademia Sueca. Es conocido en Suecia comoel Padre de Química sueca. Berzelius nació enÖstergötland, en Suecia. Perdió a sus padres auna edad temprana. Estaba a cargo de susfamiliares en Linköping, donde asistió a laescuela que hoy se conoce comoKatedralskolan. Posteriormente se matriculóen la Universidad de Uppsala, donde aprendióla profesión de médico desde 1796 hasta1801. Le enseñó química Anders Gustaf Ekeberg, el descubridor del tantalio. Trabajócomo aprendiz en una farmacia y con unmédico en el balneario Medevi . Durante estetiempo análizó el agua del manantial. Para susestudios de medicina, examinó la influencia dela corriente galvánica en varias enfermedadesy se graduó como MD en 1802.Ejerció lamedicina cerca de Estocolmo, hasta que elpropietario de la mina, Wilhelm Hisinger,descubrió su capacidad analítica y lo dotó deun laboratorio.

En 1807 Berzelius fue nombradoprofesor de química y farmacia en el InstitutoKarolinska.

En 1808 fue elegido miembro de laReal Academia Sueca de Ciencias, la cual, enaquel momento se había estancado durantevarios años, debido a un menor interés en lasciencias en Suecia desde la época delromanticismo. En 1818, Berzelius fue elegidosecretario de la misma, y ocupó el cargo hasta

1848. A Berzelius se le atribuye larevitalización de la Academia que vivió unasegunda época dorada, siendo la primera la que estuvo bajo la secretaría del astrónomo PehrWilhelm Wargentin (1749 a 1783). En 1837, fue elegido también miembro de la Academia Sueca,con el sillón número 5.



Filial Villeta.


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Ley de las proporciones definidas

Poco después de llegar a Estocolmo escribió un libro de texto de química para sus

estudiantes de medicina, de la que un punto y una larga carrera fructífera en la químicacomenzaron. Mientras llevaba a cabo experimentos en apoyo del libro de texto utilizó la ley de lasproporciones constantes, formulada por Joseph Louis Proust, y mostró que las sustanciasinorgánicas están compuestas de diferentes elementos en proporciones constantes en peso. Conbase en esto, en 1828 compiló una tabla de pesos atómicos relativos, donde el peso atómico deloxígeno se fija en 100. Este trabajo proporciona evidencia a favor de la teoría atómica de Dalton:que los compuestos químicos inorgánicos se componen de átomos combinados en cantidadesenteras. Al descubrir que los pesos atómicos no son múltiplos enteros del peso de hidrógeno,como el del cloro 35,5 veces le peso atómico del hidrógeno, Berzelius también refutó la hipótesisde Prout que los elementos se construyen a partir de átomos de hidrógeno.

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

Nuevos términos químicos

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

Biología

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

Familia

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

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

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

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








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Obra

Fue el primer analista del Siglo XIX: además de llevar a cabo con la mayor precisión unnúmero enorme de análisis, hay que atribuirle el descubrimiento de varios cuerpos simples:Hisinger y Berzelius descubren el elemento cerio en 1807, en 1817 identifica junto a JohanGottlieb Gahn el selenio, y como tercer y último descubrimiento el torio en 1829. Sus alumnosdescubrieron otros dos elementos: en 1817 Johann Arfvedson descubre el litio, y en 1830 NilsGabriel Sefström redescubre el vanadio. Berzelius fue quién propuso los nombres de litio yvanadio, así como el de sodio. Fue el primer químico que aisló el silicio (en 1823), el circonio (en1824), el torio (en 1828) y el titanio.

Estudió las combinaciones de azufre con fósforo, el flúor y los fluoruros, determinó ungran número de equivalentes químicos. Fue prácticamente el creador de la química orgánica.

Introdujo las nociones y las palabras alotropía, catálisis, isomería, halógeno, radical orgánico yproteína. Tan filósofo como experimentador, consolidó la teoría atomística así como la de lasproporciones químicas; inventó e hizo aceptar universalmente fórmulas químicas análogas a lasfórmulas algebraicas con el objetivo de expresar la composición de los cuerpos. Para explicar losfenómenos adoptó la célebre teoría del dualismo electro-químico, y con esta teoría llevó a cabomuchas reformas en la nomenclatura y en la clasificación. Desarrolló una teoría electroquímicaacerca de los radicales. También fue uno de los primeros que basó la mineralogía en elconocimiento de los elementos químicos de los cuerpos. El actual sistema de notación química seadoptó gracias a Berzelius, que fue quien lo propuso en 1813. Berzelius fue uno de los primerosque publicó una tabla de las masas moleculares y masas atómicas con exactitud aceptable.

Publicaciones

Nova analysis aquarum medeviensium - 1800De electricitatis galvanicae apparatu cel. Volta excitae in corpra organica effectu (su tesisdoctoral de Medicina) - Investigaciones sobre los efectos del galvanismo - 1802Nuevo sistema de mineralogía Sobre el análisis de los cuerpos inorgánicos - 1827Teoría de las proporciones químicas y tabla analítica de los pesos atómicos de los cuerpossimples y sus combinaciones más importantes - 1835Tratado de química mineral, vegetal y animal en varios volúmenes entre 1808 y 1830.Elementos de mineralogía aplicada a las ciencias químicas, obra basada en el método deM. Berzélius y que contiene la Historia natural y metalúrgica de las sustancias minerales,

sus aplicaciones en farmacia, medicina y economía doméstica de Jons Jakob Berzelius -1837Tratado de Química. Una de las obras más completas de la época sobre esta materia. Laprimera edición se publicó en Estocolmo entre 1808 y 1818 en 3 volúmenes in-8.A partir de 1822 publicó una Memoria anual de los progresos de la química y de lamineralogía.

(Jöns Jacob Berzelius - Wikipedia)



Filial Villeta.


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