UNIVERSIDAD NACIONAL FEDERICO VILLARREAL
CURSO: QUÍMICA
LA QUÍMICA COMO CIENCIA
s Qué es ciencia ?
Dentro del concepto de ciencia comprendemos a cualquier sistema de verdades
referentes a un campo del conocimiento humano, estudiados en función de sus
causas. Para que este sistema de verdades sea una ciencia, necesita cumplir dos
condiciones: Tener un objeto propio de estudio y un método por el cual se ponen
a prueba los enunciados verificables.
El estudio de las sustancias materiales y de los cambios que pueden sufrir o
experimentar sin que se altere su estructura, son el campo de la FÍSICA, y
cuando se estudian esas mismas sustancias en función de transformaciones en su
estructura constituyen el área de la QUÍMICA.
Para avanzar y abarcar todo su campo de estudio las ciencias se sirven de tres
medios:
a. Definiciones, tratando de expresar en forma concreta el objeto de estudio.
Ejem: Peso molecular, electroquímica, electrólisis, etc.
b. Divisiones, distribución en partes, que nos permitirán un mejor análisis de
la materia en estudio. Ejem: Oxidantes y reductores, ácidos y bases,
electrolitos y no electrolitos, etc.
c. Demostraciones, principios a los que llegamos mediante razonamientos. Ejem:
Los compuestos iónicos son de elevado punto de fusión, el agua pura es
aislante, el cloro es oxidante, etc.
En el estudio de cualquier ciencia, aparecen de inmediato dos facetas: Una
teórica de abstracción y método riguroso, y otra experimental o práctica y
descriptivo que trata siempre de atraernos hacia la realidad concreta. Los dos
aspectos son necesarios y de ninguno debemos prescindir. La especulación
teóricadesconectada de la realidad puede llevarnos muy lejos, pero por camino
equivocado y si nos limitamos a la segunda faceta estaremos reduciendo a la
química a un cúmulo inmenso de recetas, de casos sin vida, imposibles de
retener en la memoria y sobre los cuales poco es lo que se puede razonar.
DEFINICIÓN Y DIVISIÓN DE LA QUÍMICA.
Existen muchas definiciones para la química, siendo algunas de ellas las
siguientes:
° Es la ciencia que estudia a las sustancias materiales, su estructura,
propiedades que derivan de esta estructura y las transformaciones que puedan
experimentar estas sustancias.
° Es la ciencia de la valencia.
° Es la rama de las ciencias naturales que trata de la descripción y clasificación
de la materia, de los cambios que la materia experimenta y de la energía
asociada con cada uno de estos cambios.
° Es la rama de las ciencias naturales que se ocupa de la composición y
propiedades de la materia, de la transformación de una forma a otra, de las
causas que efectúan tales cambios y de la variación energética que los
acompaña, así como de las leyes que gobiernan las transformaciones de materia y
energía.
° Es el estudio del comportamiento de los átomos.
° Estudia la naturaleza de la materia y los cambios en la composición de la
misma.
° Es el estudio de las propiedades de la materia y de los cambios que ésta
experimenta.
Los químicos son los científicos que estudian la composición y la estructura de
la materia. La composición se refiere a las identidades y cantidades de los
componentes de la materia. La estructura se refiere a la distribución de los
componentes de la materia.
Si es usted un buen observador, es inquisitivo, y tiene una buenaimaginación,
probablemente sabe más química de lo que supone. El propósito de estas líneas y
de su curso de química es complementar sus actuales conocimientos y organizar
el conjunto de forma que éste le sea más útil.
DIVISIÓN DE LA QUÍMICA.
La química se puede dividir de la siguiente manera:
I. Química General.- Cuando hacemos predominar el aspecto conceptual sobre el
matemático. Su campo de estudio son los principios y leyes comunes a todas las
sustancias materiales y procesos químicos.
II. Química Descriptiva.- Estudia capítulos determinados de la química.
Comprende:
II.1. Química Inorgánica o Mineral, cuyo campo de estudio son todos los
elementos inorgánicos y todas las combinaciones que estos elementos puedan
formar- Ejem; el agua, complejos, cristales, aleaciones, el aluminio, el cobre.
II.2. Química Orgánica o del Carbono, cuyo campo de estudio son todas las
sustancias orgánicas, es decir aquellas en las que el carbono es la base de la
estructura molecular. Es el estudio del carbono y sus derivados. Ejem;
hidrocarburos, plásticos, alcoholes, etc
II.3. Química Analítica, cuyo campo de estudio es la composición de las
sustancias materiales. Comprende:
II.3.1. Química Analítica Cualitativa, que trata del reconocimiento (ensayo
cualitativo) de las sustancias (compuestos o elementos) existentes en un
determinado producto.
II.3.2. Química Analítica Cuantitativa, que trata de la determinación (ensayo
cuantitativo) de la cantidad de estas sustancias y que, por tanto, complementa
el alcance del análisis cualitativo
III. Química Aplicada. Cuando los conocimientos químicos son aplicados al
estudio y comprensión de otras áreas delconocimiento humano.
Bioquímica, estudio de compuestos que s encuentran en los seres vivos y de las
reacciones químicas en que participan para permitir la vida.
Físico-química, estudio del fenómeno químico desde un punto de vista físico y
matemático.
EL MÉTODO DE LAS CIENCIAS FÍSICO-QUÍMICAS.- EL MÉTODO CIENTÍFICO
El objetivo de toda ciencia radica en brindar explicaciones para los fenómenos
observados y establecer principios generales que permitan predecir relaciones
entre estos y otros fenómenos. Estas explicaciones y generalizaciones se logran
por un tipo de sentido común organizado al que se denomina MÉTODO CIENTÍFICO,
pero es difícil reducir este método a un conjunto de reglas que puedan
aplicarse a todas las ramas de la ciencia. Uno de los postulados básicos del
método científico es el “recusar la autoridad” o sea, no aceptar nunca un hecho
por la simple razón que alguien o afirme. El científico es siempre un escéptico
y necesita confirmación de las observaciones por parte de un individuo
independiente. La esencia del método científico consiste en el planteamiento de
preguntas y búsqueda de respuestas; ahora bien, las preguntas deben ser
científicas, originadas en experimentos y observaciones, y exactamente igual
las respuestas, que además deben ser susceptibles de comprobación en
experimentos y observaciones ulteriores.
La base de un método científico y la fuente última de todos los descubrimientos
de la ciencia es la observación cuidadosa y precisa, con experimentos lo más
libre posible de variantes, con testigos adecuados, lo más cuantitativo
posible. Las observaciones y experimentos pueden así analizarse o
simplificarse, de modo que pueda introducirse enlos fenómenos observados cierto
tipo de orden. Luego, las partes pueden sintetizarse o unirse para descubrir
sus interacciones.
La química, como muchas otras ciencias, está basada en hechos establecidos
experimentalmente. El método de las ciencias físico-química es un camino de
doble dirección:
Inducción
Casos o hechos aislados o particulares Generalizaciones
Deducción
El camino inductivo supone:
1. Observar, registrar un hecho.
2. Formular una hipótesis que lo interprete.
3. Plantear experimentos para su comprobación.
4. Establecer la ley general.
1. LA OBSERVACIÓN.- Comprendemos en ella la consideración atenta de un fenómeno
que se ha producido con o sin nuestra participación. Decimos que ha de ser
atenta, pues observar es seleccionar y transformar en pensamiento el fenómeno
que se nos ofrece. Sabemos que puede verse sin observar. La observación tiene
que valerse a veces de ciertos medios, instrumentos para cumplir su objetivo.
De este modo puede conseguirse la garantía de que la observación haya sido
PRECISA, COMPLETA e IMPARCIAL. Los instrumentos pueden ser de tres tipos:
a. De medida, para conseguir mayor precisión y exactitud. Ejem; amperímetros,
balanzas, termómetros, etc.
b. De ampliación, para amplificar el alcance de nuestros sentidos. Ejem; lupas,
microscopios, telescopios, etc.
c. De registro, dejan constancia de la medida y ayudan a evitar errores del
observador. Ejem; fotografías,filmaciones, etc.
2. HIPÓTESIS.- Así denominaremos a la explicación provisional que hacemos para
la causa del fenómenos observado. A través de ella, al tratar de confirmar la
causa o la ley que rige para el fenómeno en estudio, nos plantearemos una serie
de experiencias que puedan servirnos para realmente confirmar o rechazar su
validez. Por eso la hipótesis, representa una fase de extraordinaria
importancia para el avance de las ciencias, tanto si se comprueba
posteriormente como si nos vemos obligados a desecharla, pues en este último
caso las experiencias realizadas ayudarán a conseguir el camino verdadero. No
hay reglas fijas que puedan ayudar a formular hipótesis. Sólo la atención, la
dedicación y preparación del investigador son factores favorables para ello.
Debe insistirse en que la ciencia no adelanta por simple acúmulo de hechos ni
el mero planteamiento de hipótesis. Ambos procesos son inseparables en las
investigaciones científica en general: Observación, hipótesis, observación,
revisión de las hipótesis y nuevas observaciones. Cuando el hombre comienza una
investigación, tiene la ventaja de que puede, con los principales hechos
conocidos en la materia, elaborar una hipótesis de trabajo que guiará el
planteamiento de sus experimentos. Si hay observaciones en desacuerdo con su
hipótesis, puede suponer que es falsa o su observación equivocada. Debe
repetirla. Tal vez con cierta modificación del experimento para llegar de otra
forma a la relación buscada, o con técnica diferente. Si se asegura la validez
de la observación, hay que descartar la hipótesis o corregirla en función del
nuevo resultado. Lo ideal sería que cada nueva observación
estuvieracompletamente de acuerdo o desacuerdo con la hipótesis; pero a menudo
es difícil realizar un experimento que dé un “sí” o un “no” tajante.
La diferencia entre los hombres de ciencia estriba en la elaboración de
hipótesis; estas son también las que permiten que se manifieste el genio.
Constantemente se mejoran y complican las hipótesis. Son pocos los hombres de
ciencia que consideran una hipótesis, aunque muy ensayada, como verdad absoluta
y universal. Simplemente, esta hipótesis se considera como la más próxima a la
verdad en circunstancias determinadas.
Una hipótesis apoyada en muchas observaciones y experimentos distintos se
transforman en una TEORÍA, a la que Webster define como “ principio general
científicamente aceptable que se ofrece para explicar los fenómenos; análisis
de un conjunto de hechos en sus relaciones mutuas ideales”. Una buena relación,
desde un punto de vista único, hechos que previamente parecían dispares y sin
explicación común. En realidad puede predecir nuevos hechos y sugerir nuevas
relaciones entre los fenómenos.
Una teoría correcta, además de señalar la relación entre distintas clases de
hechos aclara y simplifica la comprensión de los fenómenos naturales. Según las
propias palabras de Einstein: “En toda la historia de la ciencia, desde la
filosofía griega hasta la física moderna, se ha intentado reducir la aparente
complejidad de los fenómenos naturales a unas cuantas ideas y relaciones
simples y fundamentales”. En verdad, pues, la ciencia es la búsqueda de la
sencillez.
3. EXPERIMENTACIÓN.- Denominaremos de este modo a la provocación artificial del
fenómeno en condiciones determinadas, para permitirnos observarlo mejor. A
criterio delobservador, pueden fijarse unas variables o modificarse otras,
buscando el fin que nos proponemos. En la experimentación es necesaria una
finalidad. De otro modo quedaría reducido a puro tanteo. La experimentación es
pues, una etapa intermedia, comprobatoria, desde la hipótesis hasta la
generalización y debe someterse a algunas reglas que indicaremos a
continuación, para asegurarnos que ha sido bien dirigida. Estas leyes son:
a. De presencia o de concordancia, que consiste en ver si puesta la posible
causa le sigue el efecto. Conocemos así que existe una relación entre dos fenómenos,
pero no basta saber cual es o sea esta relación ya que a veces no es fácil
saber quien es el efecto de quien o si ambos son a su vez efectos de una
tercera causa, que no hemos considerado.
En casi todo estudio científico una de las metas fundamentales es explicar la
causa de algún fenómeno; pero es muy difícil conseguir pruebas absolutamente
seguras de relación causa a efecto entre dos acontecimientos. Si las
circunstancias que producen cierto fenómeno siempre tienen en común un mismo
factor en varios casos, tal vez este factor sea su causa. La dificultad estriba
en comprobar que dicho factor sea el único común a todos los casos. Por
ejemplo, vemos que el whisky con agua, el ron con agua y la ginebra con agua
producen ebriedad, pero sería erróneo concluir que el agua es el factor común
y, por lo tanto, causa de la ebriedad o intoxicación.
b. De ausencia, suprimida la causa debe suprimirse el efecto. El resto de las
consideraciones experimentales debe mantenerse.
c. De grados, variando la intensidad de la causa debe variar la intensidad del
efecto.
d. De los residuos, se puededescribir así “ si en un fenómeno dado suprimimos
todo aquello que, por inducciones anteriores, puede atribuirse a causas ya
conocidas, lo que resta será consecuencia de otros antecedentes no estudiados”.
En todos los experimentos, el hombre de ciencia debe tener presente la posible
ocurrencia de tendencias propias, en el sujeto, en los experimentos y en la
manera de preparar el experimento. El plan adecuado de los experimentos es una
ciencia en sí, para lo cual sólo pueden darse reglas generales.
4. GENERALIZACIONES.- Cuando una hipótesis se ha ensayado, coincide con los
hechos y permite hacer predicciones válidas, se llega a la generalización, que
puede dar origen a: una teoría, una definición, una fórmula o una ley sea de
gran o pequeña extensión.
Una Ley no es promulgada por un cuerpo legislativo de científicos; más bien, es
el resultado del estudio de muchos de ellos. Finalmente, una ley es una
generalización que se considera válida con respecto a un fenómeno natural. Esto
debe servir para encontrar nuevos hechos, así como deducir información
relacionada con los mismos. En última instancia, en la química, como en todas
las ciencias naturales, existe un proceso continuo de probar y comprobar el
conocimiento. Sólo aquello que resiste la comprobación repetida, es digno de
conservación e integración, como parte de una ciencia.
EL CAMINO DEDUCTIVO.- Una vez formulada la ley, puede aplicarse a los casos
particulares o bien puede relacionarse con otras para poder deducir algunas
otras leyes de carácter más general.
Es indudable que el ideal de las ciencias sería llegar a conocer todas las
leyes esenciales que rigen su campo de aplicación y poder así limitarse
acalcular efectos. En la química, este carácter deductivo se incrementa en la
medida que vamos aplicando las matemáticas y la física en la interpretación de
sus fenómenos.
A continuación analizaremos algunos conceptos comprendidos en la definición y
división de la química y otros de sumo interés.
SUSTANCIA MATERIAL.
Este término se emplea para significar a todas las cosas que reunen las
características de ocupar un lugar o espacio y de tener una masa y peso que se
mide por la acción de la fuerza de la gravedad que ejerce sobre él.
PROPIEDADES.
Es el conjunto de particularidades o características de un cuerpo que puede
servirnos para definirlo y diferenciarlo. Estas propiedades pueden clasificarse
como sigue:
Intensivas, son aquellas cuyo valor o magnitud no dependen de la cantidad de
sistema material considerado. Ejem; densidad, temperatura, punto de ebullición,
etc.
Extensivas, son aquellas cuyo valor dependen del tamaño del sistema material.
Ejem; peso, volumen, calor, etc.
Físicas, son aquellas que pueden medirse, apreciarse sin producir ninguna
alteración en la estructura de la sustancia material. Ejem; olor, color,
solubilidad, evaporación.
Químicas, son aquellas que al ser medidas o apreciadas implican una alteración
de la estructura de la sustancia material. Ejem; oxidación, reducción,
combustión, etc.
Coligativas, cuando las propiedades en estudio, sólo dependen del número de
partículas existentes en la unidad de volumen, sea cual fuere la naturaleza de
las mismas. Ejem; crioscopía, ebulloscopía, presión osmótica, etc.
Aditivas, son aquellas propiedades moleculares que resultan de la suma de las
propiedades de sus átomos o elementosconstituyentes. Ejem; calor de fusión,
peso molecular, conductividad eléctrica, etc.
Constitutivas, son aquellas que dependen no sólo de los átomos integrantes,
sino también del ordenamiento de ellos dentro de la estructura molecular. Ejem;
las propiedades ópticas, tales como el giro del plano de polarización, la
refracción, la isomería, absorción de la luz, etc.
ELEMENTOS Y COMPUESTOS.
Desde la antigüedad se ha considerado que la materia está constituida por un
número limitado de sustancias. Empecemos este párrafo observando que así como
desde el punto de vista físico, la clasificación más inmediata de la materia,
la más aparente es por su estado físico: sólido, líquido, gaseoso; desde el
punto de vista químico, o sea de acuerdo a su composición, esta primera
clasificación es en ELEMENTOS, MEZCLAS Y COMPUESTOS.
Elementos.
Sustancia material que está constituida por una sola clase de átomos y por tanto
no se puede descomponer en otras más sencillas, ni se puede sintetizar a partir
de otras. Sustancia material constituida por átomos que tienen el mismo número
atómico. Ejem; oro, plata, oxígeno, etc.
Compuestos.
Son aquellas sustancias que están constituidas por más de una clase de átomos,
en cantidades definidas y con pérdida de sus propiedades físicas y químicas.
Pueden ser binarios (H2O), ternarios (HNO3), cuaternarios (NaHCO3).
Mezclas.
Son aquellas sustancias materiales que están formadas por dos o más sustancias
diferentes, que intervienen en proporciones variables, conservando cada una de
ellas sus propiedades y pueden separarse unos de otros, sin que ello afecte la
naturaleza de cada sustancia. Las sustancias que intervienen en un compuesto se
denominanconstituyentes, y las que intervienen en una mezcla se denominan
componentes.
Existen dos clases de mezclas:
a. Homogéneas, cuando no es posible distinguir las superficies de separación de
sus componentes. Ejem; el aire, el petróleo, alcohol-agua, sal-agua, etc.
b. Heterogéneas, cuando si es posible distinguir las superficies de separación
de sus componentes. Ejem; aceite-agua, agua-petróleo, etc.
SUSTANCIA PURA.
Cuando, por los procedimientos que más adelante estudiaremos, se logra aislar
un elemento o un compuesto de otros elementos que lo acompañan, obtenemos una
sustancia pura. En determinadas condiciones tienen propiedades constantes:
densidad, dureza, viscosidad, punto de fusión, punto de ebullición, etc.
Recíprocamente, la medida de estas propiedades puede servirnos para determinar
si una sustancia es o no pura.
Es muy frecuente usar la expresión sustancia pura atendiéndonos sólo a que la
masa contenga una sola clase de materia, sin hacer referencia a su estado
sólido, líquido o gaseoso, pero ello no origina alguna confusión y cuando es
necesario se especifica. Así por ejemplo, el agua en sus estados de vapor,
líquido o de hielo tienen propiedades físicas muy diferentes pero no dudamos en
considerarla como una sola sustancia.
SISTEMAS HOMOGÉNEOS Y HETEROGÉNEOS.
Mediante el término sistema comprendemos una cierta cantidad de materia
incluida entre límites bien definidos. Estos límites pueden ser los que
corresponden a una cantidad concreta de materia, por ejemplo ( un litro de 02
en condiciones normales, tres litros de ácido sulfúrico de peso específico 1,84
y al 39% de pureza, etc )o los que corresponden a una especie química
(Ejem;hierro, plata, hidrógeno, carbono, etc ).
Es muy útil la clasificación de estos sistemas materiales en homogéneos y
heterogéneos, aunque sus límites no son en rigor precisos. En general diremos
que un sistema es homogéneo cuando cualquier porción que podamos tomar de él
tenga siempre los mismos componentes y en igual proporción. Será heterogéneo,
cuando algunas porciones difieren de otras, bien sea en los componentes que
contenga o en las cantidades relativas. Un ejemplo muy sencillo del primer caso
lo constituye una solución de azúcar o una mezcla de gases y en cambio en un
trozo de granito (cuarzo, feldespato, mica) la heterogeneidad es manifiesta. El
interés de esta clasificación se deriva del hecho de que los sistemas
homogéneos tienen las mismas propiedades en todos sus puntos.
Indicábamos que los límites entre ambos tipos de sistemas no son precisos. Para
comprobarlo podríamos efectuar esta experiencia. Coloquemos agua y un poco de
aceite en una vasija. La disolución de uno en otro es prácticamente nula y
ambos permanecen totalmente separados. Agitemos suavemente la mezcla y el
aceite se subdivide en gotitas difundidas en toda la masa del agua: la
heterogeneidad es evidente. Pero si la agitación en más enérgica, perfecta y
continuada, se forma una autentica emulsión en la que el aceite puede estar tan
subdividido que sea difícil determinar su heterogeneidad y se comportará como
una mezcla homogénea.
SEPARACIÓN DE PRODUCTOS.
Lo primero que se ha de hacer para estudiar las propiedades físicas y químicas
de una sustancia material es obtenerla pura. Vamos a exponer mediante un cuadro
esquemático el fundamento y clasificación de los principales métodos
deseparación de los productos y que nos conducen en consecuencia hacia la
obtención de sustancias puras.
MÉTODOS DE SEPARACIÓN.
I. FÍSICOS. Sin alteración de la estructura de la sustancia material.
1.1. Térmicos:
1.1.1. Evaporación
1.1.2. Disolución
1.1.3. Sublimación
1.1.4. Destilación
1.1.5. Cristalización
1.1.6. Fusión
1.2. Eléctricos
1.3. Magnéticos
1.4. Mecánicos
1.4.1. Resistencia
1.4.1.1. Flotación
1.4.1.2. Filtración
1.4.1.3. Tamizado
1.4.2. Sedimentación
1.4.2.1. Decantación
1.4.2.2. Centrifugación
II. QUÍMICOS: Con alteración de la sustancia material.
2.1. Mediante un reactivo
2.2. Mediante la corriente eléctrica
ASPECTOS PRÁCTICOS Y CULTURALES DE LA QUÍMICA.
El hombre, el más curioso de los animales, raramente se satisface con el mero
conocimiento de que algo existe o es. Invariablemente, desea conocer el porqué
y también el cómo, donde, etc. Su incesante investigación le ha llevado a
poseer el gran caudal de conocimientos de hoy día, y promete hacerlo aún mayor.
A través de la investigación química, el hombre ha sido capaz de añadir a su
comprensión algo que siempre le había preocupado; el comportamiento de la
naturaleza. Y a la química también le debe el mayor enriquecimiento de su vida
y una mayor longevidad. Si posee usted el suficiente interés por la química
como para hacer de ella sutrabajo cotidiano, probablemente algún día, en algún
laboratorio de investigación, podrá contribuir a acrecentar el cuerpo del saber
que la química lleva consigo.
De los laboratorios de investigación química proceden descubrimientos y
desarrollos que afectan a nuestras vidas en muchos aspectos. La perfección de
los procesos para extraer aluminio y magnesio de sus menas ha facilitado a la
industria el producir metales ligeros pero resistentes. Los modernos aviones no
podrían volar sin los recientes desarrollos en plásticos, goma sintética y
carburantes. Los analgésicos y los productos médicos, tales como la “droga
milagro” han ayudado a aliviar el sufrimiento humano.
El químico ayuda a solucionar el problema que significa poder aprovecharnos de
los vastos depósitos de energía contenidos en los átomos. Los campos de
exploración para el químico investigador se hacen más numerosos y variados a
medida que la investigación científica progresa. Los estudios sobre energía
atómica, recientemente emprendidos aparecen como ilimitado campo de
investigación.
Aparte de estos aspectos prácticos, el estudio de la química tiene un valor
cultural. Es casi imposible en nuestros días leer inteligentemente un periódico
o una revista sin conocimiento de, al menos, algunos términos químicos y
algunos principios fundamentales de la química. Relativamente, son pocos los
individuos que siguen la química como profesión, pero para médicos, físicos,
dietéticos, biólogos y los ingenieros un conocimiento básico de los términos y
principios químicos es esencial.
MATERIA Y ENERGÍA- CALOR Y TEMPERATURA.
El químico está interesado no sólo en la composición de la materia, sino
también en loscambios de energía que acompañan a todos los cambios químicos y
físicos.
El universo físico está formado en su totalidad de materia y energía, que,
unidas, constituyen la base de todos los fenómenos objetivos.
Cualquier estudio de la ciencia trata de los objetos que componen la naturaleza
y de lo que esos objetos hacen o de lo que se les pueda hacer. Pues bien, la
materia y energía son las cualidades de lo que nos rodea.
MATERIA.
Es todo aquello que ocupe espacio y posea masa. La Tierra, la atmósfera, los cuerpos
celestes del espacio exterior ( y cualquier parte de estos) son algunos
ejemplos de materia.
El término “masa” se confunde frecuentemente con “peso”. Masa es la cantidad de
materia en un objeto, y es constante sin importar el lugar donde se localice el
objeto. El peso es la fuerza de atracción gravitacional que actúa sobre la
masa. A diferencia de la masa, el peso varía dependiendo del lugar del universo
donde se localice el objeto. Por ejemplo, si usted viajara a la Luna, su masa
permanecerá constante, pero su peso en la Luna sería aproximadamente un sexto
de su peso en la Tierra, porque la atracción gravitacional en la Luna es un
sexto de la atracción gravitacional en la Tierra. La masa y el peso se miden
con instrumentos diferentes; la masa se mide en una balanza y el peso en una
escala.
ENERGÍA.
Es la capacidad de efectuar un trabajo. En cualquier acción que se lleve a cabo
en la naturaleza se pone en juego energía. La energía de un cuerpo o sistema es
la capacidad de dicho cuerpo o sistema para producir trabajo. El vuelo de un
pájaro, una hoja de hierba que nace rompiendo la corteza terrestre, o para ser
más prosaicos, el fregado de losplatos o el encerado de los suelos son acciones
que requieren energía.
El trabajo se realiza cuando la materia es desplazada aplicándole una fuerza ya
sea de empuje o de tracción. Por ejemplo, se realiza un trabajo cuando se
levanta un libro de una mesa o se lanza un balón. En la ciencia, algo se debe
mover para hacer trabajo. Por lo tanto, energía es la capacidad de mover o
efectuar cambios en la materia.
Existen diversos tipos de energía, siendo los más comunes la energía
calorífica, eléctrica, potencial, cinética, química y la energía atómica.
1. La energía calorífica de un cuerpo es una medida de la energía interna de
una sustancia debida a su temperatura. La energía calorífica puede transferirse
de un cuerpo a otro por radiación o mediante conducción ( cuando existe
contacto entre ambos cuerpos).
La energía calorífica es especialmente importante porque todas las otras formas
de energía pueden transformarse en calor, y porque en las reacciones químicas
hay transferencia de calor.
La energía calorífica se detecta sólo cuando se pasa de un cuerpo a otro. El
calor se transfiere en un solo sentido, siempre se transfiere de un objeto más
caliente a un objeto más frío, el fenómeno inverso no se presenta nunca
espontáneamente.
Consideremos lo que ocurre al dejar una taza de café caliente durante un
período de tiempo en una habitación. A medida que transcurre el tiempo, la
temperatura del café disminuye. Si éste no se consume, su temperatura
continuará descendiendo, hasta alcanzar la misma temperatura de la habitación.
s Qué le sucede al calor ?. El calor fluye del café a los alrededores más fríos
y calienta la habitación; pero la cantidad total original delcalor en el café
es demasiado pequeña para elevar significativamente la temperatura de la
habitación.
2. La energía potencial es la que posee un cuerpo debido a su posición,
debiéndose su existencia a que el cuerpo se encuentra en un estado distinto del
normal. El agua contenida en un pantano se encuentra en posición adecuada para
efectuar trabajo haciendo girar una turbina o rueda hidráulica por lo que posee
energía potencial. Al pasar el agua por las turbinas o al desenroscarse la
cuerda de un reloj, la energía potencial se transforma en energía cinética.
La energía potencial es la energía almacenada; ésta puede ser almacenada en
tres formas. Un objeto puede poseer energía potencial como consecuencia de su
posición (agua del pantano), condición (cuerda de un reloj), o composición
(nitroglicerina).
3. La energía cinética, energía que poseen los cuerpos en virtud de su
movimiento. Un automóvil en movimiento, un balón que se lanza o un avión en
vuelo son objetos que poseen energía cinética.
La energía cinética depende de la masa y de la velocidad. Un cambio en la
velocidad de un cuerpo en movimiento produce un efecto mayor en su energía
cinética que un cambio proporcional de su masa, porque la energía cinética es
proporcional al cuadrado de la velocidad. Por ejemplo, tres automóviles
idénticos, uno moviéndose a una velocidad de 2O Km/h, otro a 4O Km/h y otro a
6O Km/h poseen energía cinéticas en razón de 1:4:9, esto es, en la razón 1:
22:32. Se necesitaría nueve veces más trabajo para detener el auto moviéndose a
6O Km/h que para detener al que se mueve a 2O Km/h. Pero si triplicásemos la
masa de los automóviles, permaneciendo constante la velocidad , la
energíacinética aumentaría tres veces . Es decir, la energía cinética es
directamente proporcional a la masa. La relación entre la energía cinética , la
masa y la velocidad viene dada por:
Ec = ½ mV2
4. La energía radiante es el tipo de energía característica de las radiaciones
electromagnéticas, como por ejemplo, la luz corriente, los rayos X, las ondas
de radio, etc. La velocidad a la que estas radiaciones se propagan es de 3OO
OOO Km/s en el vacío. Difieren unas de otras en sus frecuencias y longitudes de
onda.
Es bien conocido el hecho de que todos los cuerpos cuando se calientan emiten
energía radiante, esto es, energía que se propaga sin el concurso de la materia
y denominada simplemente radiación, cuya cantidad y calidad dependen, para
cualquier cuerpo dado, de su temperatura.
El poder de penetración es una medida del grado hasta el cual la radiación
puede entrar en la materia. La ropa, el papel y otras formas delgadas de
materia, generalmente absorben un gran porcentaje de la radiación alfa. Los
rayos gamma son las radiaciones electromagnéticas más energéticas.
5. La energía química, con frecuencia se denomina energía potencial a la
energía contenida en el carbón, la gasolina, la dinamita, la comida y la
batería de un automóvil. En realidad sería más correcto denominarla energía
química. La energía química se transforma en otros tipos de energía cuando la
materia experimenta el cambio adecuado. Así, por ejemplo, cuando arden el
carbón y la gasolina, cuando la comida con la que nos alimentamos “arde” en
nuestras células, la energía química se convierte en energía luminosa y
calorífica. Medianteun cambio adecuado puede lograrse la transformación de
otros diversos tipos de energía en energía química. La energía radiante del Sol
se transforma en una planta de trigo en crecimiento en energía química
almacenada en las sustancias que constituyen el tallo, la espiga y otras partes
de la planta. Es evidente la enorme importancia que la energía química tiene
para el hombre: consideraremos en detalle su transformación en otros tipos de
energía cuando estudiemos los demás capítulos de la ciencia química.
6. La energía nuclear o energía atómica, que es la debida a la forma en que los
átomos se encuentran constituidos. Un núcleo inestable libera espontáneamente
radiaciones alfa, beta, o gamma.
A lo largo de esta generación se han ido desarrollando métodos para la
transformación de esta forma de energía en calor, luz y otras formas de
energía.
Los elementos que emiten espontáneamente partículas o rayos se llaman elementos
radiactivos. Como ejemplos comunes de elementos naturalmente radiactivos
podemos citar el radio y el uranio. La producción de isótopos con núcleos
inestables- por ejemplo, sodio con número de masa 24- por bombardeo nuclear ha
dado lugar a isótopos radiactivos que no se presentan en la naturaleza.
Los cambios que sufren las sustancias radiactivas difieren de las reacciones
químicas ordinarias, en que los primeros dependen de transformaciones que se
originan en el núcleo del átomo, mientras que en las segundas intervienen las
capas exteriores de electrones. Así pues, la radiactividad es únicamente una
propiedad nuclear.
La utilización de los isótopos radiactivos es muy amplia y diversa, podemos
citar algunas de ellas:
En la Industria, incluyen laconservación de los alimentos, el control de la
uniformidad en la fabricación de cigarrillos, la valoración del rendimiento en
la eliminación de suciedad por los detergentes, etc.
En la medicina, una de las aplicaciones de los isótopos radiactivos de la que
se ha hecho más publicidad consiste en el tratamiento de enfermedades en plantas
y animales. Los emisores beta y gamma como el Cobalto-6O y el Cesio-137 se
utilizan para irradiar partes enfermas de tejidos vivos de un modo parecido a
como se han venido empleando durante mucho tiempo los rayos X. En Estados
Unidos se utilizan en la actualidad cerca de 7OO unidades de teleterapia por
rayos gamma. La radiación emitida por radiactividad es frecuentemente más
eficaz de lo que son los rayos X, porque su acción puede limitarse con mayor
facilidad a los tejidos afectados, de modo que se evita el daño que puedan
sufrir los tejidos sanos. Por ejemplo el yodo radiactivo se utiliza en el
tratamiento de las glándulas tiroides enfermas, el fósforo radiactivo (en
cápsulas) para la localización de tumores malignos. Se sabe que un compuesto
denominado iodofluoresceína se concentra en la zona donde existe un tumor
cerebral. Después de inyectarle a un paciente iodofluoresceína conteniendo yodo
radiactivo, el cirujano puede localizar el tumor recorriendo con el tubo de un
contador Geiger el exterior de la cabeza del paciente. Esto hace que se
reduzcan a un mínimo las operaciones exploratorias que son peligrosas y
dolorosas.
Se ha sugerido que la energía térmica liberada en las desintegraciones
radiactivas podría utilizarse en el futuro para hacer funcionar una pequeña
máquina de vapor que serviría como corazón artificial.Características de las
partículas radiactivas
Partícula Naturaleza Masa relativa Carga relativa Velocidad Poder de
penetración
α Átomos de 4 +2 2O OOO Km/s Hoja de papel
He (+2) O,1 mm Al
β Electrones O a”€ 1 27O OOO Km/s 5 mm de Al
1 mm Pb
Ondas
γ Electromagnéticas O O 5-15 mm de acero
Los tipos de moléculas más sensibles a la radiación son los ácidos nucleicos,
DNA y RNA. Los ácidos nucleicos llevan la información genética y ayudan a
controlar las actividades de la célula. La radiación puede alterar en forma
irreversible los ácidos nucleicos. Un cambio de esta magnitud puede ser letal
para la célula o puede llegar a una producción anormal de DNA que se podría
transmitir a la siguiente generación.
Cada órgano del cuerpo responde en forma diferente al ser expuesto a la
radiación. Los órganos que poseen células que son muy activas son afectados más
severamente que aquellos con células menos activas. Algunas de las células del
cuerpo más activas están en la médula ósea, el bazo y los ganglios linfáticos.
Estos órganos producen los componentes de la sangre. Los glóbulos blancos de la
sangre (leucocitos) son muy sensibles a la radiación y son unas de las primeras
células en morir. En los ojos,la radiación produce cataratas, el cristalino en
el ojo se vuelve opaco. En el tracto intestinal, la pared de los intestinos y
del estómago son muy sensibles a la radiación, su exposición produce náuseas,
vómito, diarrea y anorexia. En ovarios y testículos, los niveles altos de
radiación producen esterilidad permanente y los niveles inferiores pueden
producir esterilidad temporal, cualquier nivel de exposición puede causar daño
a los cromosomas, lo cual puede originar mutaciones.
La relación entre la masa y la energía está determinada por la ecuación de
Einstein:
E = m x C2
en donde la energía , E se expresa en ergios, la masa, m en gramos, y la
velocidad de la luz, C en cm/s.
CALOR.
El calor es una forma de energía. El calor se mide como cantidad de energía.
También se define como “forma de energía cinética que al ser transferida a un
objeto, aumenta su temperatura si en el objeto no ocurre un cambio de estado”
Un error común del estudiante que empieza, es el no distinguir debidamente
entre un cambio de temperatura de un objeto y un cambio del calor en el mismo (
en rigor, del contenido calorífico de dicho objeto). El científico generalmente
emplea la temperatura de un cuerpo para determinar su contenido de energía,
pero debe poseer otra información también. Los ejemplos que siguen tratarán de
aclarar esta distinción. Imaginemos que un vaso de agua y un cubo de agua se
encuentran a temperatura ambiente y que aumentamos su temperatura hasta el
punto de ebullición. s Cuál poseerá más energía ?. Está claro que el cubo de
agua. Aunque al final ambos se encuentren a la mismatemperatura, 1OO°C, hemos
tenido que aplicar más energía al cubo de agua para obtener la misma variación
de temperatura, y, en consecuencia el contenido calorífico del cubo de agua será
mayor.
Otras formas de energía, como la mecánica, química, eléctrica, etc, tienden en
los procesos naturales a transformarse en energía calorífica. Cuando cualquier
clase de energía se transforma en energía calorífica, o viceversa, la energía
calorífica es equivalente a la cantidad de energía transformada.
Todas las sustancias necesitan calor para elevar su temperatura (permaneciendo
constante las otras variables), desprendiendo la misma cantidad de calor cuando
se enfrían a la temperatura inicial. También se absorbe calor cuando un sólido
funde o se evapora un líquido.
Transmisión del calor.
Calor es energía que fluye desde un objeto a otro como consecuencia de la
diferencia de temperatura entre ellos. La dirección natural del flujo
espontáneo de calor es siempre desde el objeto de temperatura más alta al
objeto de temperatura más baja.
Existen tres mecanismos básicos por los que el calor fluye espontáneamente
desde una región de temperatura alta a otra de temperatura baja: conducción,
convección y radiación.
Conducción.- Es la transmisión de energía a través de un medio material por
sucesivos choques de las moléculas próximas.
Convección.- Es la transmisión de energía en un líquido o gas por la
transferencia real de fluido de alta temperatura desde una región de
temperatura más elevada a otra de temperatura más baja. Los vientos son
simplemente corrientes de convección creadas por el calentamiento diferencial
de la Tierra por el Sol.
Radiación.- Es la energíaelectromagnética que se propaga a través del espacio
vacío a la velocidad de la luz (3 x 1O8 m/s). La luz es una forma de radiación,
pero existen otras, tales como la radiación infrarroja y la ultravioleta, que
sólo difieren de la luz por el tamaño de sus longitudes de onda.
Unidades para expresar el calor.
Las tres unidades utilizadas en la medida de la cantidad de calor se definen en
la siguiente forma:
a. Caloría (cal) = cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un
gramo de agua a un grado centígrado (unidad de energía caloría, que no
pertenece al SI).
Para trabajos de mayor precisión se ha convenido en definir la caloría en
función de unidades eléctricas de energía, de forma que:
1 cal = 4,184 joules
En el pasado se definió una caloría como la cantidad de calor necesaria para
incrementar la temperatura de un gramo de agua de 14,5°C a 15,5°C. Puesto que
los julios y calorías son unidades de energía relativamente pequeñas, los
Kilojulios (KJ) y las Kilocalorías (Kcal) se utilizan frecuentemente en
química.
1 KJ = 1 OOO J = 239,O cal ; 1 Kcal = 1 OOO cal = 4,184 KJ.
En análisis nutricional, el Kilojulio y la Kilocaloría se utilizan para medir
la energía derivada de los alimentos. Los nutricionistas se han interesado en
el factor energético de los alimentos, es decir la cantidad promedio de KJ o
Kcal por gramo de un tipo particular de alimento. Los tres tipos básicos de
alimentos son los lípidos, los carbohidratos y las proteínas. Los lípidos
poseen el mayor valor energético, 9 Kcal/g (38 KJ/g). Los carbohidratos ylas
proteínas tienen el mismo factor energético, 4 Kcal/g (17 KJ/g).
b. British termal unit (BTU) = cantidad de calor necesario para elevar la
temperatura de una libra de agua un grado Fahrenheit.
Como: 1 lb = 453,6 g Se tiene que: 1 BTU = 453,6 x 5/9 = 252 cal
1°F = 5/9°C
CALOR ESPECÍFICO Y CAPACIDAD CALORÍFICA.
Cuando se calientan sustancias que no experimentan un cambio de estado, éstas
aumentan su temperatura. El calor específico es una propiedad característica de
una sustancia. Depende de la temperatura pero en un reducido intervalo de
temperatura se puede tratar como una constante.
El calor específico ( c ) de una sustancia es la cantidad de calor necesario
para elevar un grado centígrado la temperatura de un gramo de sustancia. La
capacidad calorífica ( C ) de una sustancia es la cantidad de calor necesario
para elevar un grado centígrado la temperatura de una determinada cantidad de
sustancia. El calor específico es una propiedad intensiva, en tanto que la
capacidad calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre la capacidad
calorífica y el calor específico de una sustancia es:
C = m x c
donde m es la masa de la sustancia en gramos. Por ejemplo, el calor específico
del agua es 4,184 J/g x °C y la capacidad calorífica de 6O gramos de agua es:
C = 6O g x 4,184 J/g x °C = 251 J/°C
Obsérvese que las unidades del calor específico son J/g x °C, mientras que las
unidades de la capacidad calorífica son J/°C. También se pueden expresar en
J/Kg x °C o cal/g x °C.
El calor específico del cobre es menorque el calor específico del agua, por lo
que el cobre se coloca frecuentemente en el fondo de los utensilios de cocina
para maximizar la transferencia de calor de la fuente calorífica al alimento.
CALORIMETRÍA.
Si un cuerpo sufre un cambio de temperatura sin reacción química o variación de
estado, absorbe o desprende una cantidad de calor igual a su capacidad
calorífica multiplicada por la variación de temperatura.
Calor (Q) cal = masa (g) x calor específico (cal/g x °C) x variación de
temperatura (°C)
Q = m x c x Δ t
El calentamiento o enfriamiento de un cuerpo hecho de una material cuya
capacidad calorífica se conoce puede ser utilizado en calorimetría o medida de
las cantidades de calor.
Calor fusión (Qf).- Es la cantidad de calor necesaria para fundir la unidad de
masa del sólido sin variación de su temperatura.
Qf del hielo = 8O cal/g ( a O°C y 1 atm) = 144 BTU/lb ( a 32°F y 1 atm)
Calor de vaporización (Qv).- Es la cantidad de calor necesaria para evaporar
una unidad de masa del líquido sin variación de su temperatura.
Qv del agua = 54O cal/g ( a 1OO°C y 1 atm = 972 BTU/lb ( 212°F y 1 atm)
Calor de sublimación.- Es la cantidad de calor necesaria para pasar una unidad
de dicha sustancia del estado sólido al gaseoso (sin pasar por el estado
líquido) a una temperatura dada. El calor de sublimación de una sustancia a una
temperatura dada es igual a la suma de sus calores de fusión y vaporización a
la misma temperatura.
TEMPERATURA.
El concepto de temperatura es bastante sutil. Aunque todo el mundo tiene una
idea aproximada de que la temperatura es una medida del grado relativo de calor
o frío de una sustancia. La temperatura esel grado de calor de un objeto y es
la propiedad de la materia que determina la dirección en la cual fluye la
energía calorífica.
Dos cuerpos están a la misma temperatura si no hay transferencia de calor
cuando están juntos. La temperatura es un concepto fundamental, una dimensión
intrínseca que no puede definirse en función de las dimensiones de masa,
longitud y tiempo.
Escalas Celsius y Fahrenheit.
Se basan en el comportamiento de una sustancia elegida en forma arbitraria, el
agua. Aunque la medida normal absoluta de temperatura se efectúa con un
termómetro de gas, para explicar las escalas termométricas puede utilizarse un
termómetro de líquido normal de laboratorio. Para graduar de un modo “estándar”
un termómetro se eligen dos puntos fijos, ordinariamente el punto de
solidificación y de ebullición del agua a la presión de una atmósfera. Se lleva
el líquido termométrico ( mercurio, por ejemplo) a la temperatura del punto
fijo, anotándose la altura del líquido en el termómetro que corresponde al
punto fijo.
En la escala Celsius (°C) el punto de solidificación del agua se define como el
punto O°C y el de ebullición como el punto 1OO°C a la presión de 1 atm. La
distancia entre ambas alturas correspondientes a los dos puntos fijos en el
termómetro se divide en 1OO partes iguales, correspondiendo cada división a
1°C. Por encima y debajo de los puntos fijos pueden extenderse divisiones
igualmente espaciadas.
En la escala Fahrenheit (°F) el punto de congelación del agua se define como el
punto 32°F y el de ebullición, el punto 212°F. La distancia entre ambos puntos
se divide en 18O partes iguales, cada una de las cuales corresponde a 1°F. Por
encima ydebajo de los puntos fijos pueden extenderse divisiones igualmente
espaciadas.
Interconversión de grados Celsius a Fahrenheit.
Entre los puntos de ebullición y congelación del agua hay 1OO intervalos
Celsius y 18O intervalos Fahrenheit. Por tanto:
1OO intervalos Celsius = 18O intervalos Fahrenheit
En consecuencia:
1 intervalo Celsius = 18O/1OO = 9/5 intervalos Fahrenheit
1 intervalo Fahrenheit = 5/9 intervalos Celsius
Escala Absoluta.
Todos los gases mantenidos a volumen constante muestran un aumento uniforme de
presión al aumentar la temperatura, dentro de un amplio margen de condiciones
experimentales. La experiencia demuestra que la presión de un gas aumentsa en
1/273 de su presión a O°C por cada grado (°C) que suba la temperatura por
encima de O°C. De igual forma, la presión disminuye en 1/273 de la que tenía a
O°C por cada (°C) de descenso de la temperatura. Se sigue de esto que un gas,
de acuerdo con este comportamiento, no ejercerá ninguna presión cuando alcance
la temperatura de 273°C por debajo de O°C. Esta temperatura de –273°C ( a la
cual las moléculas del gas dejarían de moverse de acuerdo a la teoría cinética)
se denomina CERO ABSOLUTO DE TEMPERATURA. En la práctica, todos los gases al
refrigerarse se licuan o solidifican antes de alcanzar los –273°C. El cero
absoluto se define referido a un gas hipotético que seguiría las mismas leyes a
bajas temperaturas que los gases reales obedecen a temperaturas más elevadas (
aunque se acepta que el valor exacto del cero absoluto es de –273,15°C, para
los problemas se considera suficientemente exacto el valor de –273°C).
Factores deconversión.
Entre escalas relativas : °C/5 = °F – 32/9
Entre escalas absolutas : R = °F + 46O
K = °C + 273
Los científicos utilizan las escalas de temperatura Celsius ( no SI) y Kelvin
(SI). En la escala Celsius, la temperatura ambiente es de 25°C y el promedio de
temperatura del cuerpo humano es de 37°C.
La unidad de temperatura en el Sistema Internacional de Unidades, SI es el
Kelvin. Un Kelvin tiene exactamente la misma magnitud que un grado Celsius.
Cuando se trata de temperaturas Kelvin, se expresan por ejemplo 45 K y no 45°K.
La mayoría de los termómetros de laboratorio contienen mercurio. El calor
transferido al bulbo que contiene el mercurio hace que el mercurio se expanda
hacia el tubo vacío. Se utiliza mercurio porque se expande uniformemente en un
rango amplio de temperaturas.
ESTEQUIOMETRIA.
La estequiometría estudia las relaciones matemáticas entre los pesos y
volúmenes de los reactantes y productos de una reacción química, mediante la
información cuantitativa expresada por sus fórmulas, sus ecuaciones químicas y
las leyes ponderales, gravimétricas y volumétricas de la química.
Cada una de las leyes que vamos a enunciar en este capítulo, nos hablarán de
cantidades de sustancias que pueden combinarse entre sí y pueden considerarse
como un ejemplo perfecto del método científico que describíamos en el primer
capítulo.
En un orden rigurosamente histórico, las leyes que indican las proporciones en
peso o volumen en que se combinan las sustancias entre sí, fueron primero leyes
experimentales y posteriormente explicadas todas ellas mediante la TEORIA
ATOMICA DE DALTON. El nombre de cadaexperimentador a quedado unido a sus leyes.
Primeras Teorías Atómicas.
Desde los comienzos de la historia se han venido estudiando algunos cambios
químicos y físicos sencillos. Algunas de las primeras preguntas que se le
ocurrieron a los estudiosos de la naturaleza fueron: s De qué está hecha la
materia ? s Está un trozo de oro constituido de trozos de oro menores, o está
constituido de pequeños trozos de varias sustancias mezcladas juntas para
obtener oro ?.
Los griegos meditaron mucho sobre cuestiones de este tipo y algunos llegaron a
la siguiente conclusión racional: si un gran trozo de oro se corta (tomos) por
la mitad, está claro que ambas piezas continuarán siendo oro. Si estas mitades
pudieran dividirse de nuevo sucesivamente, se llegaría finalmente hasta la más
pequeña partícula de oro. Esta partícula no podría cortarse ( a-tomos en griego
) puesto que sería la partícula unidad de oro, un átomo de oro.
Durante más de dos mil años después de este primer intento racional, el
concepto de pequeñas partículas denominadas átomos (Leucipo y Demócrito, Siglo
V a.c.) ejerció muy poca influencia sobre el pensamiento humano. No fue sino
hasta finales del Siglo XVII, que el nacimiento de la química moderna atrajo la
atención hacia la investigación de la materia y llevó al reconocimiento de
diferencias básicas entre las sustancias elementales y las complejas. Y fue a
principios del Siglo XIX cuando, en 1804, el químico inglés John Dalton enunció
su famosa teoría acerca de la materia. La teoría atómica de Dalton, se basó
directamente en los conceptos de elemento y compuesto, y en las tres leyes
empíricas sobre la combinación química, que se irán mencionandooportunamente.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.
John Dalton fue maestro de escuela inglés, que desarrolló la primera teoría
moderna de que los átomos eran las más pequeñas partículas de los elementos y
las moléculas las más pequeñas partículas de los compuestos. Para explicar las
propiedades de los elementos desarrolló la idea de que un elemento contenía tan
sólo un tipo de átomos y que un átomo era una partícula de materia sencilla e
indestructible. Los elementos, sostenía, no podían transformarse en sustancias
más sencillas porque sus átomos no podían descomponerse.
La teoría atómica de Dalton puede resumirse con las siguientes proposiciones o
postulados:
a. Toda la materia está constituida de pequeñas partículas indestructibles
denominadas átomos.
b. Los átomos de un determinado elemento son todos iguales.
c. En el proceso de una reacción química algunos átomos se combinan, mientras
que ciertas combinaciones de átomos se deshacen; pero los átomos en sí
permanecen inalterados.
d. Cuando los átomos forman moléculas se unen siempre en relaciones enteras
pequeñas tales como 1:1, 1:2, 1:3, 2:3.
Aunque trabajos posteriores han demostrado que algunas de estas proposiciones
son incorrectas, la teoría de Dalton ha sido el principio básico que ha regido
a lo largo de un siglo de brillantes descubrimientos en el campo de la química.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Y CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA (1785). LEY DE
ANTOINE LAVOISIER.
(Los hechos que permitieron sacar esta conclusión fueron expuestos por el ruso
M.V. Lomonosov, en 1756. Quizá debido a dificultades de traducción, su trabajo
no fue conocido en Europa Occidental).
Enunciado.
La materia y la energía no se crean nise destruyen, únicamente se transforman.
Es decir, en toda reacción química considerado como un sistema aislado, no hay
pérdida ni aumento de masa o energía, por lo que la masa y la energía de los
reactantes es igual a la de los productos.
Ejemplo:
Por reacción de 12 gramos de carbono con 32 gramos de oxígeno, se obtienen 44
gramos de dióxido de carbono, y la energía desprendida es igual a la suma de la
pérdida de ambos elementos.
C + O2 = CO2
12 g + 32 g = 44 g
La teoría de la relatividad establece que a toda variación de energía acompaña
otra de masa según la ecuación (Einstein):
E = m x C2
Siendo C la velocidad de la luz en cm/s.
Este hecho podrían aparentemente hacer aparecer esta ley como no absoluta, más
la variación de masa que experimenta un sistema en las reacciones corrientes es
imperceptible a las balanzas más sensibles.
Problema.
En la combustión de 1 kilogramo de carbón se desprenden 7,83 millones de
calorías. Calcule la pérdida de masa que tiene lugar en dicho proceso.
Solución:
a. Hallamos la equivalencia en ergios de las calorías liberadas.
1 joule = O,24 cal = 1O7 ergios Luego: 1O7 ergios = O,24 cal
x = 7,83 x 1O6 cal
x = 32,625 x 1O13 ergios
b. Hallamos la masa:
m = xLuego: m = E/C2
E = 32,625 x 1013 ergios m = 32,625 x 1013/(3 x 1O10)2
C = 3OO OOO Km/s = 3 x 1O10 cm/s m = 3,625 x 1O-7 gramos
c. La pérdida de masa es insignificante, lo que confirma la validez de la ley.
LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES. LEY DE PROUST (1797)
Enunciado.
Un compuesto puro está siempre constituido por los mismos elementos, los cuales
se encuentran combinados en una relación ponderal constante. El estudio de la
composición de muchos compuestos condujo al descubrimiento de la ley.
Ejemplo.
Considérese la reacción del elemento magnesio y el elemento oxígeno, y aplique
la ley enunciada.
Solución:
2 Mg + O2 = 2 MgO
O sea que en el MgO siempre habrá 24 gramos de Mg y 16 gramos de oxígeno
(24/16) y la combinación de estas cantidades siempre dará 4O gramos de MgO. El
exceso de cualquiera de los dos quedará sin combinarse.
El descubrimiento de los isótopos puede hacer suponer que complica esta ley,
pero persiste en su aspecto químico debido a que, según estudiaremos más
adelante, la proporción en que se encuentran los isótopos es constante.
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES. LEY DE DALTON (18O3).
Enunciado.
Frecuentemente se unen dos elementos para formar más de un compuesto. Los
análisis realizados muestran que, aunque los compuestos posean diferentes
composiciones en peso, estas composiciones se encuentran relacionadas entre sí de
una manera sencilla.
Cuando dos elementos intervienen para formar una serie de compuestos, las
cantidades variables de uno de ellos que secombinan con un peso determinado del
otro, se encuentran entre sí en la relación de los números enteros sencillos.
Ejemplo.
Tomando como referencia, la reacción entre el elemento azufre y el elemento
oxígeno, explique la ley enunciada.
Solución:
Proporción de oxígeno
2 S + O2 = 2 SO (32/16) 1
S + O2 = SO2 (32/32) 2
2 S + O2 = 3 SO3 (32/48) 3
LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS. LEY DE RICHTER (1792).
Enunciado.
Cuando dos elementos diferentes se combinan separadamente con un peso fijo de
un tercer elemento, los pesos relativos de aquellos son los mismos con que se
combinan entre sí, o bien son múltiplos o submúltiplos de éstos.
Ejemplo.
Tomando como ejemplo la reacción entre el carbono y el oxígeno y el carbono con
el cloro, explique la ley enunciada.
Solución:
C + O2 = CO2 Luego: 2 Cl2 + O2 = 2 Cl2O
12 g 32 g 2 x 71 g 32g
C + 2 Cl2 = CCl4
12 g 2 x 71 g
Esta ley permitió establecer el peso de combinación o peso equivalente-gramo de
un elemento, que es el número de gramos del mismo que se combinarán con, o
desplazarán, 8 gramos de oxígeno ó 1,OO8 gramos dehidrógeno.
Ejemplo.
Determine el peso equivalente del calcio en base a la definición dada.
Solución:
2 Ca + O2 = 2 CaO (4O/16 = 2O/8)
Luego el peso equivalente-gramo del calcio es 2O gramos porque es la cantidad
que se combina con 8 gramos de oxígeno.
Ejemplo.
Determine el peso equivalente-gramo del magnesio, en base a la definición
indicada.
Solución:
Mg + H2 = MgH2 (24/2 = 12/1)
Luego el peso equivalente-gramo del magnesio es 12 gramos, porque es la
cantidad que se combina con 1,OO8 gramos de hidrógeno.
Los equivalentes químicos, pueden también calcularse a partir del peso atómico
y la valencia del elemento.
Equivalente químico, Eq = Peso atómico/Valencia
Ejemplo: Eq. del aluminio = 26,98/3 = 8,99
Todas las leyes anteriores se refieren a cantidades en peso. Paralelamente a
las experiencias que llevaron a la formulación de esas leyes, se realizaron
otras trabajando con gases y midiendo los volúmenes gaseosos en las mismas
condiciones de temperatura y presión.
LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN. LEY DE GAY-LUSSAC (18O8).
Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo
medir un volumen que un peso de gas, era natural que se estudiasen las
relaciones de volumen en que los gases se combinan.
Enunciado.
Cuando dos o más gases reaccionan entre sí para dar otros productos gaseosos,
los volúmenes de las sustancias reaccionantes y los de los productos formados,
están en la relación de números sencillos.
Ejemplo.
Las siguientes reacciones comprueban la ley antes mencionada.
Cl2 + H2 = 2 HCl N2 + 3H2 = 2 NH3 O2 + 2H2 = 2 H2O
1 vol 1 vol 2 vol 1 vol 3 vol 2 vol 1 vol 2 vol 2 vol
La ley no se aplica a la relación entre volúmenes de cuerpos sólidos y líquidos
reaccionantes, tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para
formar óxido sulfuroso.
S(s) + O2(g) = SO2(g)
La ley de Gay-Lussac, no es una interpretación de los resultados experimentales
indicados anteriormente. Tampoco sirva para predecir cuáles serán los volúmenes
iniciales o los resultantes en una reacción desconocida. Este paso, realmente
gigante para el avance de la química, fue dado por Avogadro a través de una
hipótesis que hoy damos como ley, pues tal carácter tiene tanto desde el punto
de vista teórico, como de su comprobación experimental.
LEY DE AVOGADRO.
Amadeo Avogadro fue el primero en distinguir entre átomos y moléculas (palabras
que el se inventó). Durante su vida la mayor parte de su trabajo fue ignorado.
Enunciado.
En las mismas condiciones de presión y temperatura, en volúmenes iguales de
cualquier gas, están contenidos el mismo número de partículas o moléculas.
Imaginemos, pues, varios cilindros con distintos gases:
Si en todos ellos medimos volúmenes iguales, habiéndoles situado previamente a
una misma presión y temperatura, tenemos encerrado en cada uno de los cilindros
el mismo número de moléculas.
Aun cuando la interpretación detallada del comportamiento de los gases se hará
más adelante, podemos ahora indicar algunas ideas que nos aclararán esta
conducta. La presión que los gases ejercen se debe al choque de susmoléculas
contra las paredes del cilindro que los contiene. Si se fija el volumen y se
mantiene constante la temperatura (con lo que se consigue que la energía
cinética de las moléculas sea igual para todas), la presión que ejerce el gas
depende exclusivamente del número de partículas. Esta es la razón de que si
medimos volúmenes iguales de varios gases, forzosamente deberá existir en todos
ellos el mismo número de moléculas, ya que si por ejemplo en alguno hubiera un
número mayor de partículas, habría más choques en las paredes del cilindro y
ejercerían en consecuencia una presión mayor, hecho que como sabemos no ocurre
puesto que su presión es iguala la de los restantes gases. Todo este
razonamiento es válido tanto si las partículas gaseosas son tan sencillas como
el helio o más complejas como el CH4 o el C2H6.
TERMINOS ESTEQUIOMÉTRICOS MÁS USUALES.
Peso o masa atómica.
El peso atómico de un elemento, es el peso de un átomo en una escala en la que
al átomo de carbono más abundante le adscribimos un valor de 12,OO.
Así, cuando decimos que el peso atómico del aluminio es 26,98, estamos
señalando que el átomo de aluminio es 26,98/12 veces más pesado que el átomo de
carbono 12.
Para indicar la naturaleza relativa de las masas registradas en la tabla de
pesos atómicos, usaremos el término, unidades de masa atómica (u.m.a) y así,
para ser consecuentes escribiríamos el peso atómico del azufre como 32 u.m.a.
En forma semejante la masa atómica del calcio como 4O u.m.a.
Peso atómico gramo. Átomo–gramo (at-g).
Representa el peso relativo del átomo de un elemento, cuando las unidades son
gramos. Numéricamente el número de gramos es igual a la masa del elemento en
u.m.a.Ejemplos: Elemento Peso atómico Átomo-gramo
Calcio 4O u.m.a 4O g
Cinc 65 u.m.a 65 g
Carbono 12 u.m.a 12 g
Sodio 23 u.m.a 23 g
Oxígeno 16 u.m.a 16 g
Para determinar el número de átomos-gramo, aplicaremos la fórmula: N° at-g =
g/P.a.
Peso Molecular y Peso Formular.
Para poder usar las palabras fórmula y molécula correctamente, es preciso
comprender claramente la distinción entre ellas. La fórmula de una sustancia
puede o no representar una molécula de esta sustancia. Por ejemplo, la fórmula
H2O representa una molécula de agua, pero la fórmula NaCl no representa una
molécula de cloruro de sodio. La fórmula NaCl indica simplemente que se han
combinado igual número de átomos de cloro y sodio para formar una masa
determinada de cloruro de sodio, no existe una partícula real a la que se le
pueda llamar molécula.
El concepto de peso molecular se utiliza para elementos o compuestos de naturaleza
molecular, mientras que el concepto de peso formular se emplea para los
compuestos de naturaleza iónica, es decir provenientes del enlace iónico o
electrovalente.
Para determinar su valor, se suman las masas o pesos de los átomos que
intervienen en la molécula o fórmula respectivamente. También queda expresado
en u.m.a.
Ejemplo : Determinar el peso molecular de la sacarosa, C12H22O11
Solución : 12 átomos de carbono 12 x 12 =144
22 átomos de hidrógeno 22 x 1 = 22
11 átomos de oxígeno 11x 16 = 176
Total 342 u.m.a
Ejemplo : Determinar el peso formular del CaCl2.2H2O
Solución : 1 átomo de calcio 1 x 4O = 4O
2 átomos de cloro 2 x 35,5 = 71
4 átomos de hidrógeno 4 x 1 = 4
2 átomos de oxígeno 2 x 16 = 32
Total 147 u.m.a
Peso molecular gramo y Peso formular gramo. MOL.
En muchos tipos de problemas químicos se hace necesario el considerar las
cantidades de sustancias en función del número de átomos, iones o moléculas
presentes.
La unidad que emplean los químicos para expresar números de átomos, iones o moléculas
es el mol.
La abreviación MOL representa tanto el peso fórmula-gramo como el peso
molecular-gramo. Cuando el peso molar se da en libras, se le denomina
mol-libra.
Peso molecular-gramo, o simplemente mol, representa el peso relativo de un
compuesto o elemento, cuando las unidades son gramos.
Ejemplos: Sustancia Peso molecular Mol
Oxígeno O232 u.m.a 32 g
Ácido sulfúrico:H2SO4 98 u.m.a 98 g
El concepto de peso fórmula-gramo (mol), se utiliza generalmente en el caso de
los compuestos iónicos, ya que éstos no conforman verdaderas (generalmente
llevan un cierto número de moléculas de agua, que se denominan agua de
hidratación o cristalización).
Ejemplo : Halle el peso formular-gramo del sulfato férrico nonahidratado,
Fe2(SO4)3.9H2O
Solución: 2 átomos de hierro 2 x 55,86 = 111,72
21 átomos de oxígeno 21 x 16,00 = 336,OO
3 átomos de azufre 3 x 32,00 = 96,OO
18 átomos de hidrógeno 18 x 1,00 = 18,00
Total 561,72 g
Para determinar el número de moles (n), podemos utilizar las siguientes
fórmulas:
n = peso en gramos / peso molecular n = volumen en litros / volumen molar
Ejemplo.
s Cuántas moles de ácido sulfúrico están contenidos en dos litros de un ácido
concentrado, cuya densidad es 1,86 g/ml y contiene un 75% de ácido puro ?
Solución:
a. Aplicando la regla de mezclas y porcentajes hallamos el peso de ácido puro.
Peso puro = peso total x porcentaje
Peso puro = densidad x volumen x porcentaje
Peso puro = 1,86 g/ml x 2OOO mlx O,75 = 2 79O gramos de H2SO4 puro.
b. Hallamos el número de moles, n:
n = 2 79O/98 = 28,46
El Número de Avogadro.
Mediante modernos métodos experimentales para contar átomos, moléculas, iones
se ha podido determinar que en una mol de una sustancia existen 6,O23 x 1O23
partículas o unidades de fórmula. Este elevado número se denomina NUMERO DE
AVOGADRO en memoria del brillante contemporáneo de Dalton, que propuso que las
moléculas más sencillas de los compuestos podían bien ser triatómicas,
tetraatómicas o aún más complejas, a pesar de la insistencia de Dalton en que
las moléculas eran sólo diatómicas.
Los químicos utilizan una unidad de conteo denominada mol, que les permite
hacer conteo de partículas pequeñas tales como átomos, iones y moléculas.
s Que importancia tiene el número 6,O23 x 1O23 ? Si el número de Abogador se
multiplica por la masa de un átomo en gramos el producto es la masa atómica en
gramos. Dicho de otra forma, si 6,O23 x 1O23 átomos de un elemento se colocan
sobre una balanza, su masa corresponde a la masa atómica expresada en gramos.
El número de Avogadro, carece de dimensiones, estas dependen según la variable
en estudio.
Ejemplos: 1 mol = 6,O23 x 1O23 moléculas
1 at-g = 6,O23 x 1O23 átomos
6,O23 x 1O23 cationes (+ )
Cuando se trata de compuestos iónicos: 1 mol =6,O23 x 1O23 aniones (a”€)
Ejemplo:
Se tiene gas cloro en una ampolleta de vidrio de 1O cm3. s Qué cantidad de
moléculas de gas cloro están contenidas ? s Cuál es la masa del gas cloro en la
ampolleta ?
Solución:
a. Determinamos el número de moles: n = O,O1O litros/22,4 litros/mol = 4,46 x
1O4
b. Hallamos el número de moléculas: N° = n x NA
N° = 4,46 x 1O4 x 6,O23 x 1O23 = 2,688 x 1O20
c. Hallamos la masa de gas cloro: g = n x PM = 4,46 1O4 moles x 71 g/mol =
O,O316 g
Condiciones normales.
Se dice que un gas se halla en condiciones normales c.n (TPN, TPS), cuando:
Presión : 1 atm = 76 cm Hg = 76O mm Hg = 1O,33 m H2O = 29,9 pulg Hg = 1,O33
g/cm3
= 1 O33 Kg/cm2 = 14,7 lb/pulg2
Temperatura : O°C = 32°F = 273 K = 492 R
Volumen de los gases. Volumen Molar.
Un estudio de las propiedades de los gases nos muestra que volúmenes iguales de
gases distintos en las mismas condiciones de temperatura y presión, contendrán
iguales números de moléculas (Ley de Avogadro). La recíproca de este anunciado,
que también es cierto, es que iguales números de moléculas de gases diferentes
ocuparán volúmenes iguales, cuando se miden bajo las mismas condiciones de
temperatura y presión. Pero, ya que una mol de cualquier otra sustancia lleva
en si el mismo número de moléculas que una mol de cualquier otra sustancia, si
las dos sustancias son gases ocuparán volúmenes iguales, si se las mantiene a
la misma temperatura y presión.
Volumen molar de un gas = volumen ocupado por una mol de gas en c.n. =
22,4litros
Mediante experimentos se ha determinado que el volumen molar ocupado por un gas
es de 22,4 litros. Esta última relación ( 1 mol = 22,4 litros) es
particularmente importantes, porque nos permite determinar el peso molecular de
un gas simplemente pesándolo, sin ningún conocimiento previo de su fórmula o
composición.
Ejemplo.
Una muestra gaseosa ocupa 3OO cm3 en c.n. y tiene una masa de 1,248 gramos s
Cuál es su peso molecular ?
Solución: De la relación: 3OO cm3 = O,3 litros = 1,248 gramos
22,4 litros = x
x = 93,18 g/mol = 93,18 u.m.a
Rendimiento de una reacción. La cantidad de reactivo limitante presente al
inicio de una reacción química determina el rendimiento teórico de la reacción,
es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo
limitante. El rendimiento teórico, por lo tanto, es el máximo rendimiento, el
cual se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el
rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene realmente en
una reacción química, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.
Para determinar qué tan eficiente es una reacción química específica, los
químicos utilizan el rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento, el
cual describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico. Se
calcula como sigue:
% de rendimiento = Rendimiento real / Rendimiento teórico x 1OO
