Ramón Flores Martínez

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1 Ramón Flores Martínez

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4 Física y Química 3ºESO Teoría, problemas, enlaces web y prácticas Con licencia Creative Commons by Ramón Flores-Martínez is licensed under a Creative Commons Reconocimiento-NoComercial-SinObraDerivada 3.0 Unported License. Creado a partir de la obra en. Permissions beyond the scope of this license may be available at Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 3

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6 INDICE Tema 1: Medidas y unidades... 9 Física y Química, Ciencias Experimentales... 9 Magnitudes y medidas Magnitudes fundamentales y derivadas Magnitudes extensivas e intensivas Cambios de unidades. Factores de conversión Tomando medidas Conceptos relacionados con la medida Cifras significativas Errores Práctica 1: Cálculo del volumen de una gota de agua. Cálculo de errores Práctica 2: Medida y error Método científico Práctica 3: El método científico. Deducción de la ley de Hooke Ejercicios. Magnitudes, unidades, factores de conversión, medidas y errores Pasatiempos Ideas para hacer el resumen de una práctica Lectura Tema 2: Naturaleza eléctrica de la materia Estructura de la materia Electrización: Electrización por frotamiento Electrización por inducción: Electrización por contacto: Ley de Coulomb Campo eléctrico Intensidad de campo eléctrico Energía eléctrica Centrales eléctricas Qué ocurre con la corriente eléctrica una vez producida El recibo de la luz Práctica 1: Electrización e interacción entre cargas Problemas: Electrización. Campo eléctrico Tema 3: Estados de agregación de la materia, sistemas materiales y disoluciones Estados de agregación de la materia Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 5

7 Modelo cinético molecular de la materia Cambios de estado Práctica 1: DETERMINACIÓN DE LOS PUNTOS FIJOS DEL AGUA Gases Presión Temperatura Leyes de los gases ideales Problemas de gases ideales y escalas termométricas Sistemas materiales Clasificación de los sistemas materiales Separación de mezclas Práctica 2: SEPARACIÓN DE MEZCLAS Práctica 3: EXTRACCIÓN DE LA CAFEÍNA DEL TÉ Disoluciones Práctica 4: PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN DE CONCENTRACIÓN CONOCIDA Problemas disoluciones Tema 4: Leyes ponderales, teorías atómicas, radiactividad Antes de la Química Antoine Laurent de Lavoisier Leyes ponderales Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier Louis Joseph Proust Ley de las proporciones definidas o ley de Proust John Dalton La teoría atómica de Dalton Los modelos atómicos se van sucediendo Modelo atómico de Thomson Modelo atómico de Rutherford El modelo nuclear del átomo Conceptos de número atómico, número másico e isótopo Concepto de masa atómica Bohr dibuja un nuevo modelo atómico Modelo atómico actual Los átomos de un elemento, pueden transformarse en átomos de otro elemento? Radiactividad Qué es la radiactividad Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 6

8 Cómo son las radiaciones emitidas? Qué significa esto? Aplicaciones de la radiactividad Energía nuclear Ejercicios Tema 05: El enlace y la reacción química Regla del octeto Compuestos iónicos Compuestos covalentes Símbolo químico Masa molecular Hipótesis de avogadro Concepto de mol Tipos de ejercicios para el uso del concepto de mol Gases Presión Temperatura Leyes de los gases ideales Reacción química Tipos de reacciones químicas Cálculos en las reacciones químicas Problemas Formulación y Nomenclatura Química para 3 ESO Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 7

9 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 8

10 Tema 1: Medidas y unidades Qué le ocurre al hielo cuando lo sacamos del congelador y lo colocamos en un plato sobre la mesa? Y si después nos olvidamos del plato, qué ocurre con el agua? Nos paramos frente a una arandela oxidada, qué le ha ocurrido? Por qué ha cambiado desde que se ha colocado hasta este momento? En muchas ocasiones habrás cronometrado lo que tarda un amigo en hacer un recorrido. Por qué utilizas un reloj en lugar de contar de uno en uno? Por qué razón los científicos miden y miden antes de llegar a ninguna conclusión? Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 9

11 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 10

12 Física y Química, Ciencias Experimentales Física es la Ciencia que estudia los cambios físicos que tienen lugar en los sistemas, es decir, aquellos cambios que no afectan a la estructura interna de la materia a nivel molecular. Einstein ( ) Ejemplos: Un balón que se lanza sufre un cambio de posición, cambios en su velocidad Un recipiente con agua, se calienta haciendo que se convierta en vapor de agua. Química es la ciencia que estudia cambios químicos en los sistemas, es decir, aquellos cambios que implican variaciones en la composición molecular de la materia. Ejemplos: Lavoisier ( ) Un trozo de papel amarillea con el tiempo, la celulosa se va oxidando. Un trozo de mármol es atacado por un ácido desprendiendo hidrógeno. Magnitudes y medidas Magnitud física es toda propiedad física susceptible de ser medida. Medir es comparar una magnitud con otra del mismo tipo que se toma como unidad. La unidad ha de tener las siguientes propiedades: Constante (no cabe pensar en una unidad que cambie con el tiempo o de un lugar a otro) Universal (debe ser usada en todos los lugares con el mismo valor) Adecuada a la medida que se va a realizar (no tiene sentido medir la masa de un elefante en gramos ni el diámetro de una célula en km) De fácil reproducción (para poder ser universal) Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 11

13 Magnitudes fundamentales y derivadas Magnitudes fundamentales o básicas son aquellas que se definen por sí mismas. En el sistema internacional de unidades son siete las magnitudes fundamentales: Magnitud Unidad Longitud Metro (m) Masa Kilogramo (kg) Tiempo Segundo (s) Temperatura Kelvin (K) Intensidad corriente eléctrica Amperio (A) Intensidad luminosa Candela (cd) Cantidad de materia mol Fíjate en los símbolos de las unidades se pone mayúscula cuando éstas corresponden al nombre o apellido de un científico, en caso contrario van con minúscula. Prefijos: En muchas ocasiones se usan múltiplos o submúltiplos para las unidades que se indican por prefijos y que significan que esa unidad está multiplicada por un factor. Los más frecuentes son los que se indican a continuación. Prefijo Símbolo Factor Prefijo Símbolo Factor Tera T deci d 10-1 Giga G 10 9 centi c 10-2 Mega M 10 6 mili m 10-3 Kilo k 10 3 micro µ 10-6 Hecto h 10 2 nano n 10-9 Deca da 10 pico p Magnitudes derivadas son aquellas que se definen por combinación de las magnitudes fundamentales. Ejemplos: densidad, velocidad, volumen Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 12

14 Magnitudes extensivas e intensivas Magnitudes extensivas dependen de la cantidad de materia. Ejemplo: la masa o el volumen de un sólido. Magnitudes intensivas no dependen de la cantidad de materia. Ejemplos: el punto de ebullición o la densidad de un compuesto. Cambios de unidades. Factores de conversión. Un factor de conversión es una fracción en la que el numerador y el denominador son equivalentes por lo que al multiplicar por un factor de conversión es lo mismo que si multiplicáramos por la unidad, la magnitud no varía aunque podemos aprovechar para cambiar de unidades. Ejemplo: Transformar a unidades del S.I. 3,22 km. 1000m 3,22km = 3220m 1km Tomando medidas La longitud se mide con un metro. En ocasiones, cuando se requiere de una precisión mayor se emplea el nonius, calibre o pie de rey. Las medidas de masa se hacen con una balanza. Las medidas de tiempo las hacemos con un cronómetro. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 13

15 Las medidas de volumen se pueden hacer con una probeta, una bureta, una pipeta Todas estas medidas se llaman medidas directas. En otras ocasiones en las que una medida se hace de forma indirecta. Es decir, midiendo una o varias magnitudes podemos calcular el volumen de otra. Por ejemplo: Supongamos que pretendemos medir el volumen de una caja de zapatos. Medimos su largo ancho y alto y aplicando la fórmula matemática podemos calcular su volumen. Si queremos calcular la altura de un árbol podemos medir su sombra y la que da un palo de 1 m. Por proporcionalidad podemos conocer el valor de esa altura. Imagen tomada de: Para medir una densidad podríamos medir la masa y el volumen de un cuerpo y luego dividir los resultados. Imágenes tomadas de Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 14

16 Conceptos relacionados con la medida La sensibilidad de los aparatos de medida determina la mínima medida de una magnitud que se puede hacer con un determinado aparato. La precisión se refiere a la dispersión en los resultados de las medidas tomadas. La exactitud se refiere a la cercanía de valores entre la medida real de la magnitud y la medida obtenida. Cifras significativas Supón una regla milimetrada, con ella solo podemos llegar a medir los milímetros, esto significa que el error irá en esa última cifra correspondiente a los milímetros. Una medida de la longitud tomada con esa regla puede ser de 0,042 m o 0,043 m, en realidad escogeremos aquel valor que intuyamos mas aproximado a simple vista. El valor de la medida se puede poner como: 0,042 m ± 0,001 m puesto que el error de la medida está en los milímetros (0,001 m) como hemos visto hace un momento. Si tenemos un cronómetro que mide hasta las décimas de segundo podemos dar un tiempo como 15,2 s pero no podemos darlo como 15,23 s, aunque sea el resultado de realizar la media aritmética de varias medidas consecutivas del mismo fenómeno y nos hayan dicho siempre que la media aritmética se aproxima mas al valor real que una sola medida. El tiempo medido se indicará como 15,2 s ± 0,1 s, dado que lo máximo que aprecia el cronómetro son las décimas de segundo y cuando damos un resultado es fundamental que pueda confirmarse mediante la medida. Cómo vamos a confirmar algo si no tenemos el aparato adecuado para hacerlo? Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 15

17 En el caso de la medida de la longitud decimos que las cifras significativas son 0,042, es decir dos cifras significativas porque los ceros a la izquierda no cuentan, el 2 que va en rojo indica que soporta el error. En el caso del tiempo, las cifras significativas son 15,2 y en este caso la cifra sobre la que va el error es el 2. En cada tipo de medidas se requiere una determinada precisión. Por ejemplo para medir la distancia entre dos ciudades no necesitamos un sistema de medida que aprecie los milímetros, sin embargo para medir el grosor de un conductor podríamos necesitar un aparato que apreciase 0.05 mm. Errores La Física y la Química son Ciencias Experimentales y como tales se basan en las medidas de los experimentos realizados. Por supuesto que en estas medidas se cometen errores. Vamos a ver ahora qué tipos de errores hay según distintos criterios. Los errores cometidos pueden clasificarse según se produzcan por la forma en la que se realiza la medida en: Error accidental: Aquellos que se producen debido a un error por causas cualesquiera y que no tienen por qué repetirse. Ejemplo: Leemos en el cronómetro 35 s y escribimos en el cuaderno 36 s. Error sistemático: Se debe a una mala realización de las medidas que se repite siempre. Ejemplos: Se hacen medidas con un aparato que tenga un defecto de fabricación, miramos siempre la probeta desde un ángulo equivocado (error de paralaje) Por otra parte cuando realizamos una medida nos alejamos siempre algo del valor real de la magnitud. Para determinar la precisión de una medida usamos dos tipos de errores: Error absoluto: Desviación entre el valor medido y el valor real. Tiene las mismas unidades que la magnitud medida. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 16

18 Error relativo: Cociente entre el error absoluto y el valor real. Es adimensional. Nos da una idea más exacta de la precisión a la hora de comparar dos o más medidas. o Ejemplo: Al medir la longitud de una mesa de 120 cm hemos dado como resultado 118 cm. Calcula el error absoluto y relativo. Haz los mismos cálculos si al medir la distancia entre Mieres y Oviedo 20,0 Km obtenemos un resultado de 20,5 km. Cuál de las dos medidas será más precisa. Se define como sensibilidad de un aparato de medida, para una magnitud, el valor mínimo de esa magnitud que puede apreciar el aparato de medida. La sensibilidad está ligada con el error cometido en una medida. De esta forma si tenemos un resultado de una medida 13,32 ± 0,01 L podemos considerar el error absoluto como 0,01 L y el error relativo 0,01/13,32. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 17

19 Práctica 1: Cálculo del volumen de una gota de agua. Cálculo de errores Materiales y productos: Probeta Vaso precipitados Pipeta Bureta Procedimiento: Usando la pipeta y la probeta 1. Se pone agua en el vaso de precipitados. 2. Con la pipeta se toma una cierta cantidad de líquido. 3. Se deja caer gota a gota en la probeta. 4. Medimos el volumen que corresponde a cierto número de gotas. Usando la bureta 1. Se anota el volumen inicial en la bureta. 2. Se cuenta un cierto número de gotas. 3. Se anota el volumen final en la bureta. 4. Ese volumen corresponde a las gotas contadas. Cálculos y exactitud en la medida: Se toma como volumen real de una gota 0,05 ml Medida 1 Cálculo del volumen de una gota: Volumen número gotas/ número de gotas Error relativo: Error absoluto/valor real Medida 2 Cálculo del volumen de una gota: Volumen número gotas/ número de gotas Error relativo: Error absoluto/valor real Comparamos cuál de las dos medidas es más exacta. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 18

20 Práctica 2: Medida y error Objetivo: Mediremos la densidad de un sólido y haremos referencia a los distintos tipos de medida (directa e indirecta) Materiales: Calibre Cilindro acero Cilindro aluminio Balanza electrónica Probeta Medidas y cálculos 1) Se realiza la medida, con el calibre, de la altura (h) y diámetro (2R) de cada cilindro. El Volumen de un cilindro se calcula multiplicando el área de la base por la altura: V = π R 2 h Cilindro de acero Cilindro de aluminio Altura (cm) Radio (cm) Volumen (cm 3 ) 2) Realizamos la medida de ambos volúmenes ahora por inmersión en la probeta (recordemos que la probeta viene graduada en cm 3 es decir los valores que podemos medir son enteros (42, 36 cm 3 ) Cilindro de acero Cilindro de aluminio Volumen inicial (cm 3 ) Volumen final (cm 3 ) Volumen (cm 3 ) 3) Medimos la masa con la balanza electrónica: Cilindro de acero Cilindro de aluminio Masa (g) Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 19

21 4) Ahora calculamos la densidad de los materiales de los dos objetos primero con el volumen calculado a partir de las medidas hechas con el calibre y luego con el volumen calculado por inmersión: d masa g volumen cm = 3 Cilindro de acero Cilindro de aluminio (calibre) densidad (g/cm 3 ) (probeta) densidad (g/cm 3 ) La densidad es una magnitud no depende de la cantidad de materia. Consideramos como valor real de la densidad del acero 7.85 g/cm 3 Consideramos como valor real de la densidad del aluminio 2.70 g/cm 3 Calcula el error absoluto y relativo de las dos medidas. Cuál es la más exacta? Cilindro de acero Cilindro de aluminio Error absoluto (calibre) Error relativo (calibre) Error absoluto (probeta) Error relativo (probeta) Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 20

22 Método científico Tradicionalmente se considera que el procedimiento seguido por los científicos para llegar a resultados es el método científico. Se suelen asignar una serie de pasos al método científico: Observación de un fenómeno. Interpretación del mismo a través de hipótesis. Las hipótesis tienen que ser contrastables. Para ello realizamos el experimento correspondiente. Galileo ( ) Preparación de experimentos que permitan confirmar o rechazar la validez de las hipótesis. Los experimentos permiten realizar las pruebas una y otra vez variando las condiciones con el fin de obtener los resultados más adecuados. Obtención de resultados y ordenación de los mismos en tablas, gráficas Interpretación de los resultados y elaboración de leyes o teorías a partir de los mismos. Generalmente la aparición de nuevas leyes da lugar a nuevas observaciones con lo que el ciclo comienza de nuevo. La comunicación de los resultados y nuevas teorías es hoy mucho más fluida en la comunidad científica gracias a la existencia de Internet que permite intercambiar ideas y opiniones casi a tiempo real. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 21

23 Práctica 3: El método científico. Deducción de la ley de Hooke Observación Un resorte se alarga al ejercer sobre él una fuerza Elaboración de hipótesis El alargamiento del resorte puede depender de la fuerza aplicada Experimentación Cogemos un muelle y lo colgamos tal y como se ve en la figura y vamos colgando de él distintas pesas y midiendo las longitudes del resorte. F (N) Organización y análisis de los resultados Elaboramos una tabla con los resultados y representamos en un gráfico pesos colgados frente a los alargamientos en el resorte. F (N) x (m) x (m) Elaborar leyes Al analizar la gráfica anterior observamos que los pesos colgados del resorte son proporcionales a los alargamientos en el muelle. Ley de Hooke: F = k (L - L 0 ) = k Δ x. Llamamos a K constante recuperadora del resorte. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 22

24 Ejercicios. Magnitudes, unidades, factores de conversión, medidas y errores. 1. Indica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y expresa las otras correctamente. a. El error de paralaje es debido a un mal calibrado del aparato de medida. b. El error relativo es la mejor forma de comparar la precisión de dos medidas distintas. c. El mejor modo de evitar los errores accidentales o aleatorios es realizar una sola medida pero muy cuidadosa. d. El error absoluto no tiene unidades. e. Es mas grave el error sistemático que el accidental. f. Para comprobar una hipótesis se acude a la experimentación. 2. Cuáles son las cifras significativas de la longitud 2,345 m? Cuál es la sensibilidad de la regla. Cómo indicarías correctamente la medida? 3. Cuando medimos una distancia entre dos puntos damos como resultado 220 m siendo su valor real 215 m. Al medir la longitud de una mesa hemos dado como resultado 1200 mm siendo su valor real 1100 mm. Indica el error absoluto y relativo cometido. Indica también cuál es la medida más exacta. 4. Una balanza aprecia décimas de gramo. Cómo debemos expresar la medida de 24 gramos? 5. La sensibilidad de una probeta es de dos mililitros. En qué forma podemos expresar la medida de un volumen de 20 ml? 6. Hemos medido el volumen de un objeto cilíndrico de dos formas. En una de ellas hemos medido su diámetro (1 cm) y su altura 10 cm. En la otra hemos medido el volumen inicial de agua de una probeta 25 ml y el volumen final 34 ml. El volumen real del cilindro es 8 cm 3 cuál de las dos medidas es más correcta. 7. Indica el número de cifras significativas: a. 27 m b m Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 23

25 c. 3,102 m d. 0,004 m e. 0, m 8. Expresa en notación científica: a b c. 35,020 d. 0, e. 0, f. 0, Tenemos una resorte sobre el que actúa una fuerza y en el que medimos los alargamientos del mismo en función de esa fuerza. Fuerza (N) Alargamiento 0 0,5 1 1,5 2 (cm) a. Representa la gráfica de fuerza frente a los alargamientos. b. Hay proporcionalidad entre la fuerza ejercida y el alargamiento del resorte? c. Interpolar es obtener un valor comprendido entre los valores medidos. Cuánto sería el alargamiento del resorte para una fuerza de 2,5 N. 10. Efectúa los siguientes cambios de unidades: a. 60 km/h a cm/min b. 2,7 g/cm 3 a kg/m 3 c. 20 m/s a km/h d kg/m 3 a g/cm Expresa las siguientes magnitudes en el SI: a. 36 m/min 2 b cm/min c dm/día d hm h Compara las siguientes velocidades y di cuál es mayor: 35 m/s y 90 km/h. 13. Haz lo mismo con las siguientes densidades: 3 g/cm 3 y 2500 kg/m 3 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 24

26 14. El año luz es el espacio recorrido por la luz en un año. La velocidad de la luz en el vacío es de km/s. Calcula la distancia en m de una estrella que está a 3,5 años luz de la Tierra. 15. De las siguientes magnitudes indica cuáles son fundamentales y cuáles son derivadas. a. Longitud b. Temperatura c. Presión d. Volumen e. Cantidad de sustancia f. Aceleración Sopa de letras: Busca 9 palabras relacionadas con el tema. Pasatiempos Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 25

27 Ideas para hacer el resumen de una práctica Cálculo del volumen de una gota de agua. Cálculo de errores Materiales y productos: Título Probeta Vaso Pipeta Bureta precipitados Objetivos: Se hace una breve exposición de lo que se pretende conseguir con la práctica. En este caso serían los siguientes: Familiarizarse con ciertos materiales de laboratorio Aprender a realizar medidas directas de volúmenes utilizando una probeta y una bureta. Llegar al concepto de error en la medida valorando los distintos tipos de ellos que pueden surgir a lo largo de un experimento. Realizar el cálculo de errores absolutos y relativos y comparar la precisión de dos medidas realizadas. Procedimiento: Usando la pipeta y la probeta 1. Se pone agua en el vaso de precipitados. 2. Con la pipeta se toma una cierta cantidad de líquido. 3. Se deja caer gota a gota en la probeta. 4. Medimos el volumen que corresponde a cierto número de gotas. Usando la bureta 5. Se anota el volumen inicial en la bureta. 6. Se cuenta un cierto número de gotas. 7. Se anota el volumen final en la bureta. 8. Ese volumen corresponde a las gotas contadas. Cálculos y exactitud en la medida: Se toma como volumen real de una gota 0,05 ml Medida 1 Cálculo del volumen de una gota: Volumen número gotas/ número de gotas Error relativo: Error absoluto/valor real Materiales y productos: Como ya veis en el propio guión se debe hacer un dibujo de los materiales utilizados indicando su nombre. Procedimiento: En esta parte se indica cada uno de los pasos que se han dado para realizar la práctica. Como podéis ver en el guión se indica el procedimiento a seguir en el caso en que se utiliza la probeta y cuando se utiliza la bureta. Resultados: Aquí lo que hacemos es los cálculos siguiendo las indicaciones que se han dado para realizar la práctica y separaremos todos ellos en función de las distintas partes de la práctica. En este caso haremos el cálculo del volumen de una gota dividiendo el volumen total del número de gotas que hemos contado entre ese número de gotas. En los dos resultados haremos el cálculo de error absoluto y relativo. Medida 2 Cálculo del volumen de una gota: Volumen número gotas/ número de gotas Error relativo: Error absoluto/valor real Comparamos cuál de las dos medidas es más exacta. Conclusiones: Las elaboraremos a partir de los resultados obtenidos. En esta práctica indicaremos cuál de las dos formas de medir volúmenes nos parece más adecuada y cuáles son las causas posibles de los errores cometidos. Comentario: En la izquierda se pone el guion de la práctica y a la derecha un esquema de informe. Este lo desarrolla el alumno, siempre siguiendo las pautas que se indican. Se entiende que el informe debe contener partes del guión y partes de las ideas que se proponen para elaborarlo. Una práctica ayuda mucho a entender los conceptos pero es necesario reflexionar sobre lo que se hizo en el laboratorio. La forma de conseguirlo es hacer un informe. Este informe será individual aunque los datos se obtienen en grupo. Los datos del grupo son los que se utilizarán pero el informe de la práctica se entrega individualmente. De esta forma nos acostumbramos a trabajar colaborando unos con otros y a reflexionar individualmente sobre los resultados. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 26

28 Lectura Galileo Galilei nación en Pisa (Italia) el 15 de febrero de Fue el mayor de siete hermanos e hijo de un músico y matemático llamado Vincenzo Galilei defensor del cambio de la música religiosa hacia una más moderna, el tipo de educación recibido por Galileo fue determinante en su trayectoria como hombre de ciencia. En 1574 fue enviado a un monasterio como alumno e incluso se planteó seguir en la vida religiosa, algo que a su padre le disgustó y le sacó del convento. Dos años después empezó estudiando medicina pero más adelante descubrió su verdadera vocación y decidió cambiar al estudio de las matemáticas bajo la tutela del matemático Ostilio Ricci, que fue su maestro y el descubridor de su talento. Muy pronto empezó a destacar como matemático y todavía siendo estudiante descubre una ley relacionada con los péndulos que supone el descubrimiento de una nueva ciencia: la mecánica. Empezó a dudar de muchas bases científicas que llevaban siglos aceptadas como verdaderas e inamovibles, por ejemplo desmanteló la teoría de Aristóteles en la que afirmaba que los objetos más pesados caían más rápido que los más ligeros, no se sabe seguro si es verdad o leyenda pero se cuenta que lo demostró subiéndose a la Torre de Pisa y allí tiró varios objetos de distinto peso y tamaño ante la mirada de multitud de alumnos y profesores que pudieron comprobar que todas caían al mismo tiempo. En 1609 Galileo oyó hablar de un invento que permitía ver más cerca los objetos lejanos. Así que decidió investigar y se puso a construir uno por sí mismo, consiguiendo mejorar el invento y haciéndolo muchísimo más potente. Galileo lo empezó a usar para mirar el firmamento, había nacido el telescopio. Descubrió montañas en la luna, lo que contradecía la teoría de siempre que decía que los astros eran esferas lisas y brillantes. También descubrió que Júpiter tenía tres lunas y que giraban alrededor de él. Siguió observando el firmamento y plasmó sus hallazgos en un libro titulado El mensajero Espacial, en el libro daba la razón a Copérnico y afirmó que los astros giraban alrededor del Sol, y no de La Tierra como hasta ese momento se creía. A partir de entonces tuvo muchos problemas con la Iglesia Católica, que consideraba una herejía el afirmar que La Tierra no era el centro del Universo. Al final interviene la tan temida Inquisición que le considera culpable y le condena a prisión perpetua, y le obliga a renegar y decir que todo lo que había descubierto era mentira. Al final ya enfermo y agotado aceptó renunciar a todas Galileo ante el Santo Oficio (Óleo de Robert-Fleury) sus teorías, las cuales han contribuido como un gran avance para la ciencia, con lo cual le conmutan la pena de prisión por arresto domiciliario. Galileo permanece confinado en su casa de Florencia, allí recibe algunas visitas lo que permite que lo que sigue escribiendo pueda cruzar las fronteras. El 1638 pierde definitivamente la vista, recibe la autorización para instalarse cerca del mar y allí permanecerá rodeado de sus discípulos trabajando en la astronomía y otras ciencias hasta su muerte en 1642 a los 77 años de edad. Tuvieron que pasar más de 350 años para que la Iglesia Católica rectificase, y en 1992 Juan Pablo II reconoció públicamente los errores cometidos por el tribunal eclesiástico que juzgó las enseñanzas científicas de Galileo. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 27

29 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 28

30 Tema 2: Naturaleza eléctrica de la materia Tema 2: Naturaleza eléctrica de la materia (Física y Química 3º ESO) Estructura de la materia Electrización Fuerza entre cargas Ley de Coulomb Intensidad de campo eléctrico Energía eléctrica Centrales eléctricas Qué ocurre con la corriente eléctrica una vez producida El recibo de la luz Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 29

31 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 30

32 Estructura de la materia Sabemos que la materia está constituida por átomos. Los átomos según se estudió tienen una parte central formada por protones y neutrones, el núcleo. Alrededor de él se mueven los electrones. Los protones tienen carga positiva y los electrones tienen carga negativa. En conjunto la mayor parte de la materia es neutra lo que significa que el número de cargas positivas y negativas es el mismo. Electrización: Electrización por frotamiento Si un cuerpo se carga se debe exclusivamente a que pierde o gana electrones quedando cargado positiva o negativamente según el caso. En esto consiste la electrización de un cuerpo Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 31

33 Como se pude ver en las distintas viñetas ocurre lo que se indica a continuación: 1. Frotando la varilla con la piel de gato, ésta se electriza Al acercarla a la otra bolita aislada la atrae Al tocar dicha bola con la barra cargada, también la bola se carga Repetimos la operación con la otra bola en las viñetas 4, 5 y Las dos bolas cargadas se repelen 7. Electrización por inducción: 1. El cuerpo cargado se acerca a otro cuerpo neutro atrae a las cargas de signo contrario de éste cuerpo. 2. A continuación conectamos el cuerpo con tierra se produce un flujo de cargas (electrones) para neutralizar las cargas positivas que hay en exceso en un lado de dicho cuerpo. 3. El cuerpo queda con un exceso de carga negativa. e - Electrización por contacto: Si por el contrario un cuerpo cargado se pone en contacto con otro descargado se produce un paso de electrones de uno al otro quedando ambos con el mismo tipo de carga. Ley de Coulomb Sabemos que cargas del mismo signo se repelen y cargas signo contrario se atraen. La ley de Coulomb establece la magnitud de la fuerza con que se atraen o se repelen dos cargas. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 32

34 Como se puede ver, esa fuerza es directamente proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre ellas. La constante de proporcionalidad K depende del medio en que se encuentran las cargas. En el caso del vacío y también en el aire su valor es Nm 2 /C 2 Campo eléctrico Se define como tal una zona del espacio en la que cualquier carga sufre una fuerza de atracción o repulsión debido a la presencia de la carga que lo origina. Como podemos ver en la figura una carga positiva que crea un campo (Q) ejerce fuerzas de atracción sobre cargas negativas mientras que ejerce fuerzas de repulsión sobre cargas positivas. Llamamos líneas de fuerza o líneas de campo a las trayectorias que seguiría cualquier carga positiva situada en un punto del campo. Por tanto podemos deducir que una carga positiva actúa repeliendo a todas las cargas positivas que se sitúen en él. Decimos que actúa como un manantial de líneas de fuerza. Una carga negativa atrae cualquier carga positiva que se sitúe en el campo creado por ella. Decimos que esa carga negativa actúa como un sumidero de líneas de fuerza. Si son dos cargas las que crean el campo y como en el ejemplo de la figura tienen signos contrarios estas líneas de fuerza comienzan en la carga positiva y mueren en la carga negativa. Cómo serían las líneas de fuerza si las dos cargas fuesen positivas? Y si fuesen negativas? Intensidad de campo eléctrico Sería numéricamente igual a la fuerza que experimenta en cualquier punto del campo la unidad de carga positiva colocada en él. La igualdad es solamente numérica puesto que sus unidades son, como puede verse en la fórmula, N/C y no N. Su dirección es la de la fuerza del campo eléctrico y el sentido el mismo. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 33

35 Energía eléctrica Las cargas eléctricas pueden moverse en un medio conductor. Pero para que se muevan siempre se necesita que exista entre dos puntos una diferencia de energía potencial (lo mismo que un cuerpo cae de forma espontánea desde una altura al suelo). Siempre las cargas se mueven, por la acción de un campo eléctrico, desde un punto donde tienen mayor energía a otro donde su energía es menor. A la energía potencial eléctrica que tendría en un punto la unidad de carga positiva se le llama potencial en ese punto. La existencia de un campo eléctrico que genera una diferencia de potencial entre dos puntos lo que obliga a las cargas presentes a moverse, si son positivas, hacia zonas de menor potencial, y, si son negativas, hacia zonas de potenciales menores. El desplazamiento de cargas se llama corriente eléctrica y podría durar solamente un instante, corriente instantánea, o mantenerse durante un tiempo. En este caso puede que todas las cargas se muevan en un solo sentido y se trata de una corriente continua. Si la polaridad cambiase también lo haría el sentido del movimiento de las cargas en forma periódica, se trata de una corriente alterna. Para que haya movimiento de cargas en un conductor debemos de suministrarles la energía suficiente para que se mantengan en movimiento. Esta energía la suministra el generador de corriente eléctrica. El generador puede transformar distintos tipos de energía en energía eléctrica. Por ejemplo una pila transforma energía química en energía eléctrica como puede verse en el dibujo. Los electrones van desde el polo negativo hacia el positivo por el circuito externo y su paso por el filamento de la bombilla hace que éste se caliente hasta el punto de llegar a ponerse incandescente y emitir luz y calor. En este caso la energía química se transforma en eléctrica. En otros casos es la energía mecánica la que se transforma en energía eléctrica. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 34

36 En este caso el movimiento de un imán en la proximidad de una bobina conductora genera el movimiento de cargas en ella y como consecuencia la corriente eléctrica. En la fotografía se ve el momento en que el movimiento de entrada y salida del imán en la bobina genera la corriente eléctrica que mide el amperímetro. Ahora la fotografía muestra que la rotación de la bobina en el seno de un campo magnético genera también una corriente eléctrica. En esto se basa la dinamo de una bicicleta y también otros generadores como los que operan en una central hidroeléctrica, o una central térmica. Centrales eléctricas Son los lugares donde se genera de forma masiva la energía eléctrica que se consume en los hogares, en las fábricas Pueden aprovechar fuentes renovables o no renovables. Las fuentes de energía renovables aprovechan la energía de recursos naturales inagotables como el viento, el Sol, la energía del agua de los ríos Central hidroeléctrica Energías renovables (ejemplos) Central eólica Central maremotriz Central solar fotovoltaica Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 35

37 Las fuentes de energía no renovables utilizan recursos naturales que existen en una cantidad limitada y no pueden sustituirse una vez consumidos. Ejemplos: carbón, gas natural, petróleo, mineral de uranio Energías no renovables Centrales termoeléctricas Centrales nucleares Qué ocurre con la corriente eléctrica una vez producida La corriente eléctrica generada en la central se debe transportar hasta los lugares de consumo. Para ello se eleva su voltaje al salir de la central mediante un transformador. La finalidad es conseguir que las pérdidas energéticas en el proceso de transporte sean las menores dentro de lo posible. Haciendo alta la tensión se hace menor la intensidad para transportar la misma potencia y de esa manera la energía disipada disminuye. Por ello para transportar la corriente eléctrica a grandes distancias lo primero se transforma la corriente producida en la central desde V mediante un transformador hasta un voltaje que va desde a V dependiendo de la distancia a la que se pretenda transportar la corriente eléctrica. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 36

38 A la entrada de las ciudades es preciso, por cuestiones de seguridad, hacer que la tensión descienda. Se logra mediante un nuevo transformador que en esta ocasión disminuye la tensión hasta unos V. Pequeños transformadores disminuyen nuevamente la tensión en las cercanías de los puntos de consumo hasta 340 o 220 V. Cuando la corriente llega a la vivienda donde va a ser consumida por donde primero pasa es por un contador que determina el consumo energético realizado a lo largo de un periodo de tiempo. Generalmente este periodo de tiempo es de dos meses. A continuación pasa por el cuadro que, situado en el interior de la vivienda pero a la entrada, evita que se produzcan sobrecargas en la instalación desconectando la misma en ese caso o también en el caso de que la potencia demandada sea mayor que la potencia contratada con la compañía. Para evitar fraudes está precintado mediante un sello metálico que impide su apertura por cualquier persona ajena a la compañía eléctrica. Los distintos cables canalizan la electricidad hasta los puntos de conexión a la red (enchufes) estos tienen generalmente una toma de tierra que evita descargas al usuario si se produce una avería. El recibo de la luz Lo primero que señala es la fecha de facturación y el número de factura al que nos tendremos que referir para cualquier reclamación relacionada con ese recibo. La potencia contratada corresponde al máximo de potencia que se puede demandar en una casa. Generalmente se contratan 3,3 / 4,4 / 5,5 kw. Si en un momento la demanda es superior salta el automático (en realidad se llama interruptor magnetotérmico) del cuadro y nos deja sin corriente. La energía consumida viene en kwh se traduce en el consumo en euros. Impuestos. Alquiler de contador. Todo sumado nos da la cantidad a pagar. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 37

39 La entidad bancaria, el número de contador, las lecturas inicial y final, fechas de estas lecturas, suelen venir también indicadas en el recibo. Muchos recibos contienen un gráfico en el que se indica el consumo del último año para que podamos comparar con los consumos de épocas similares a la del último recibo e intentar disminuir el consumo. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 38

40 Objetivo: Práctica 1: Electrización e interacción entre cargas _Jugando con globos_ Observar cómo se produce el fenómeno de electrización por frotamiento y por contacto y la interacción entre cuerpos cargados. Materiales: Un globo Un trozo de tela Un poco de aluminio Procedimiento: En primer lugar hacemos dos pequeña bolas con el papel de aluminio y las colgamos utilizando un hilo. A continuación frotamos el globo con un trozo de tela, el jersey o el pelo. Acercamos el globo a una bolita de aluminio. Anota lo que ocurre. Hacemos lo mismo con la segunda bolita. Después volvemos a acercar el globo una segunda vez. Anota lo que ocurre. Ahora se acercan las bolitas Qué ocurre? Explicación de las observaciones. 1. Escribe lo que sabes acerca de: a. Electrización por frotamiento b. Atracción y repulsión entre cargas eléctricas c. Ley de Coulomb. 2. A continuación relaciona lo que has observado con la teoría que repasaste: a. Cuando acercas el globo sin electrizar a la bolita de aluminio. b. Cuando, después de frotarlo, acercas el globo a la bolita de aluminio. Globo sin electrizar Acercamos el globo electrizado por primera vez. c. Cuando, por última vez, acercas el globo a la bolita de aluminio. Acercamos el globo electrizado por segunda vez. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 39

41 Problemas: Electrización. Campo eléctrico 1. De una bola de un material aislante se han retirado electrones. Indica su carga y el signo de la misma sabiendo que la carga de un electrón es 1, C. 2. Se carga por frotamiento un bolígrafo. Si la carga que adquiere es de 3,7 nc. Cuántos electrones ha perdido. Carga del electrón es 1, C. 3. Dos cargas de 3 nc se encuentran en el vacío a una distancia de 3 cm. Calcula la fuerza con que se repelen. 4. Dos cargas de 3 mc y -5 mc se atraen con una fuerza de 10-3 N cuando se encuentran en el aire. Qué distancia hay entre ellas. 5. Dos cargas, una doble de la otra, se repelen con una fuerza de 10 N cuando se encuentran a una distancia de 5 cm. Calcula el valor y el signo de dichas cargas. 6. Dos cargas situadas en el aire se repelen con una fuerza de 5N cuando se encuentran a una distancia determinada. Con qué fuerza lo harán si se encuentran a la misma distancia en el agua? Busca en el libro de texto K agua 7. Una carga de 3 µc repele a otra cuando está en el aire a 10 cm de ella con una fuerza de 100 N. Indica el valor de la segunda carga. 8. Representa gráficamente las fuerzas existentes entre dos cargas de 2 µc y 3 µc cuando se encuentran a una distancia de 20 cm. Calcula su valor cuando se encuentran: a) en el aire c) en un trozo de vidrio. b) en el agua 9. Calcula la distancia que debe haber entre dos cargas de 3 nc para que la fuerza de repulsión entre ellas sea de N cuando están: a) En el aire. b) En el agua. 10. Dos cargas iguales pero de signo contrario están a una distancia de 3 mm se atraen con una fuerza de 5 N. Calcula el valor de dichas cargas cuando el medio en que se encuentran es aire y cuando es vidrio. 11. Busca algo de información acerca de Charles A. Coulomb y de las unidades de carga eléctrica. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 40

42 Tema 3: Estados de agregación de la materia, sistemas materiales y disoluciones Líquido Gas Sólido En muchas ocasiones hemos observado cómo la nieve de un tejado se deshace y forma agua líquida o cómo el agua contenida en un tarro abierto acaba desapareciendo o cómo el parabrisas de un coche que ha pernoctado en la calle aparece cubierto de hielo o cómo el espejo del baño se empaña cuando nos duchamos Todos estos procesos no son más que cambios de estado del mismo compuesto químico, el agua. Qué ocurre cuando se mezclan arena y agua? Por otra parte qué ocurre si se mezcla agua y sal?, cómo podemos separar los componentes de una tinta? Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 41

43 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 42

44 Estados de agregación de la materia La materia puede presentarse en tres estados: Sólido, líquido y gas. Cualquier cambio entre ellos se llama cambio de estado. Como no afecta a la composición de la materia se trata de un cambio físico. Existen otros estados como el estado de plasma, el condensado de Bose Einstein, el condensado de Fermi, posiblemente el estado supersólido y se sigue estudiando. No obstante para este curso nos centramos en los tres primeros. Estado Forma Volumen Densidad ejemplo Sólido Constante Constante Constante Generalmente mayor que en otros estados. Variable Constante Líquido (depende de la Generalmente Constante forma del algo menor que recipiente) en los sólidos. Gas Variable (depende de la forma del recipiente) Variable (depende de la presión y de la temperatura) Variable Porque la masa es constante y no su volumen. Modelo cinético molecular de la materia Sirve para explicar el estado de la materia. Este modelo considera que: La materia está constituida por partículas independientes. Las partículas que forman la materia están en una situación de agitación térmica debido a la temperatura a la que se encuentra. La amplitud de esta agitación aumenta a medida que lo hace la temperatura. Las partículas que constituyen la materia están sometidas a fuerzas que las mantienen unidas. Contrarias a ellas son las que hacen que estén en continua agitación térmica. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 43

45 Cada estado de agregación se puede explicar de la siguiente forma: Los sólidos están formados por partículas que se atraen con gran fuerza lo que las mantiene unidas y fijas (solamente pueden oscilar debido a la agitación térmica alrededor de una posición de equilibrio). Por esta razón su forma y su volumen son constantes. En el caso de los líquidos también las partículas se atraen con gran fuerza con lo que permanecen muy juntas pero cualquiera de ellas se puede mover respecto a las otras y por esta razón, aunque su volumen es constante, su forma depende de la del recipiente que los contiene. La atracción entre las partículas que forman los gases es muy baja. Por ello se mueven ocupando la totalidad del volumen del recipiente que las contiene. Es decir, la forma y el volumen de los gases dependen de la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Siempre llenan el recipiente que los contiene. Cambios de estado La materia puede presentarse en cualquiera de los tres estados de agregación anteriormente citados. El estado de la materia dependerá de los valores de la presión y la temperatura a los que se encuentre. El paso de un estado a otro se llama cambio de estado y se trata de un cambio físico. Fusión Sublimación Vaporización Sólido Líquido Gas Solidificación Condensación Sublimación inversa o regresiva Cambios de estado Los cambios de estado pueden explicarse desde la teoría cinético-molecular de la materia. El aumento de temperatura supone un incremento en el nivel de agitación térmica de las moléculas que constituyen la materia. Cuando el estado de agitación aumenta debido a un incremento de la temperatura, la amplitud de oscilación aumente puede ocurrir que las partículas abandonen su posición inicial fluyendo respecto de las otras. Se ha llegado al estado líquido y se ha producido la fusión. Si seguimos aumentando la temperatura puede Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 44

46 que las partículas amplíen tanto sus movimientos que puedan ocupar cualquier posición en el recipiente que las contiene con lo que se llega al estado gas. Es el proceso de vaporización. El efecto contrario se produce cuando la temperatura desciende desde el estado gaseoso al líquido (condensación) y luego al sólido (solidificación). Mientras se está produciendo un cambio de estado la temperatura del sistema permanece constante. Ejemplo: se calienta hielo que está a una temperatura de 10ºC su temperatura asciende hasta llegar a 0ºC (punto de fusión del agua). Mientras coexisten el hielo y el agua líquida la temperatura permanece constante a 0ºC aunque se siga suministrando calor. Cuando ya se ha fundido todo el hielo si se sigue calentando la temperatura del líquido sigue ascendiendo hasta llegar a 100ºC (punto de ebullición del agua) entonces el líquido se transforma en vapor. Mientras siga habiendo agua líquida la temperatura sigue a 100ºC. Solamente cuando no hay líquido, si se sigue suministrando calor, la temperatura del gas asciende por encima de 100ºC. Vapor El proceso de vaporización puede darse a cualquier temperatura. Cuando es a una temperatura inferior a la de ebullición hablamos de evaporación. Se trata de un proceso en el que se establece un equilibrio entre las moléculas de líquido que pasan a estado vapor y las moléculas de gas que pasan a estado líquido. Cuando el recipiente está cerrado este equilibrio se mantienen. Sin embargo, si el recipiente está abierto, estas moléculas pueden ser arrastradas por el aire y no vuelven a líquido con lo que la cantidad de líquido del citado recipiente disminuye y puede llegar a desaparecer con el tiempo. También puede producirse un paso directo de sólido a gas sin pasar por el estado líquido y también a la inversa de gas a sólido. Se trata de un proceso de sublimación o, en el segundo caso, sublimación inversa. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 45

47 Ejemplo: Un ambientador sólido pasa directamente a gas sin pasar por estado líquido. Otro ejemplo es lo que le ocurre al Yodo sólido cuando calienta pasa directamente a gas. Si se coloca sobre los vapores un vidrio de reloj con un trozo de hielo se condensan a sólido inmediatamente. Figuritas de ambientador Yodo sólido Sublimación yodo Sublimación inversa del yodo Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 46

48 Práctica 1: DETERMINACIÓN DE LOS PUNTOS FIJOS DEL AGUA Materiales y productos: Vaso de precipitados, termómetro, hornillo, tubo de ensayo grande, balanza electrónica, mortero, agua destilada, hielo, sal común. Procedimiento: 1. En primer lugar se coge una cantidad de hielo y se mide su masa en la balanza. Primero se mide la masa del vaso de precipitados y luego la del vaso con hielo. Por diferencia obtenemos la masa de hielo. Anotamos la temperatura del hielo. 2. Determinación del punto de fusión del agua. En un vaso de precipitados se coloca hielo y se deja que empiece a fundir. Anota el tiempo que transcurre hasta que sucede esto. Cuando haya hielo y agua se mide la temperatura de la mezcla. Observa que permanece constante mientras quede hielo en el vaso. 3. Determinación del punto de ebullición. Se continúa calentando el vaso de precipitados. Anotamos un par de temperaturas intermedias así como los tiempos que transcurren hasta que se alcanzan. Toma nota además del tiempo que transcurre hasta que el agua rompe a hervir. Mide la temperatura y observa que ésta permanece constante mientras hay agua en el recipiente. 4. Determinación de la temperatura de solidificación. Se pone en un vaso de precipitados una mezcla de hielo Termómetro picado y sal. De esta forma se consigue que su temperatura baje por debajo del cero ( 8ºC aproximadamente). En un tubo de ensayo se pone un poco de agua destilada y con un termómetro se introduce agua Hielo y todo en el recipiente. Se observa cómo la temperatura del agua baja hasta que se produce la solidificación de la misma. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 47

49 Observa la coincidencia entre los puntos de fusión y solidificación. Temperatura (ºC) Tiempo (s) Hielo Fusión T agua (1) T agua (2) Ebullición Resultados: Punto de solidificación del agua ºC Representa los valores de la tabla poniendo Temperatura en ordenadas y tiempo en abscisas. Explica el resultado. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 48

50 Gases En primer lugar vamos a considerar varias cosas: Los gases están formados por partículas (moléculas) que ocupan un volumen pequeño pero distinto de cero. Esas partículas (moléculas) están en continuo movimiento lo que hace que se produzcan colisiones entre ellas y con las paredes del recipiente que las contiene. Esas colisiones no son perfectamente elásticas. Ese es el comportamiento real de los gases. Sin embargo a bajas presiones y a temperaturas no muy bajas los gases tienen un comportamiento ideal, debido a que la relación entre el volumen del recipiente y las partículas (moléculas) es muy pequeña y a que el número de choques entre ellas es menor, es decir: Las partículas (moléculas) de gas no ocupan volumen (son puntuales). Los choques entre las partículas (moléculas) son perfectamente elásticos. Presión La velocidad del movimiento de las partículas de gas será mayor cuanto mayor sea la temperatura, esto hará que choquen contra las paredes del recipiente ejerciendo una fuerza instantánea sobre ellas que evidentemente será mayor a mayor temperatura. Para visualizar esto pensad en una caja llena de mosquitos de la fruta. Cuanto mas frío hace menos tienden a moverse y sin embargo al aumentar la temperatura volarán con mas alegría. Cada vez que choquen con las paredes de la caja darán un pequeño empujón a la misma. Es decir ejercerán una fuerza, que durará solamente el instante en el que se produce el choque, sobre ella. Si pudiéramos hacer el promedio de esas fuerzas instantáneas y dividirlo entre la superficie total de las paredes del recipiente obtendríamos la presión a que está el gas en el recipiente. Como unidad para la presión se usará aquí la atmósfera (atm) o los milímetros de mercurio (760 mm Hg equivalen a 1 atm) Temperatura Recordemos que las moléculas que forman la materia están en continuo movimiento debido a la agitación térmica. También las moléculas de los gases. En este estado las partículas que los componen se atraen poco lo que les permite tener una gran movilidad y ocupar la totalidad del volumen del recipiente que los contiene. La temperatura se mide en grados centígrados (escala Celsius) aunque Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 49

51 también puede medirse en otras escalas. Por ejemplo los países de origen anglosajón utilizan la escala Fahrenheit. Sin embargo para lo que nos ocupa utilizaremos la escala absoluta (Kelvin). Por qué utilizamos esta escala? La respuesta está en el movimiento de las moléculas a distintas temperaturas. Se sabe que existe una temperatura a la cuál esas moléculas permanecen en reposo. Se dice que se trata del cero absoluto (0 K) que equivale a 273 ºC. No hay una temperatura menor. Para transformar una temperatura de la escala celsius (ºC) a la escala absoluta (K) solamente hay que sumar a la primera 273. Por ejemplo: el punto de fusión del agua serán (0+273) = 273 K o el punto de ebullición ( ) = 373 K. Cuando se trabaja con gases y aplicamos las leyes que referimos a continuación solamente trabajaremos en la escala absoluta de temperaturas. Leyes de los gases ideales Ley de Charles Si mantenemos constante en un recipiente la presión y estudiamos P cte la forma en que varía el volumen V 1 T 1 T 2<T 1 con la temperatura podemos V 2 T 2 deducir que, al disminuir la temperatura, la velocidad de las partículas que lo constituyen será menor y para que la fuerza media de los impactos sobre las V T paredes se mantenga será preciso que las partículas ocupen un volumen menor. Existe también aquí una relación directa entre el volumen y la temperatura. P T Ley de Gay Lussac Parece pues bastante claro que si en un recipiente de volumen fijo hay una determinada cantidad de un gas, también fija, existe una relación directa de A una temperatura mayor las velocidades de las partículas también serán mayores así como la presión sobre proporcionalidad entre la presión y la temperatura. Es decir el cociente entre la presión y la temperatura será constante. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 50

52 Representando gráficamente la presión frente a la temperatura obtendremos una recta como se ve en la gráfica. En los cálculos con gases se suele usar el litro (L) en lugar del m 3. Ley de Boyle - Mariotte Ahora consideramos el caso en que, para una determinada cantidad de gas fija, la temperatura se mantiene constante y se aumenta la presión del gas. Lo que ocurre es que para que esto ocurra el volumen debe disminuir. Si por el contrario se aumenta el volumen la presión en el interior del recipiente debe disminuir. Es decir el producto presión por volumen a temperatura constante es también constante. P V P 2P 3P 4P V V/2 V/3 V/4 Combinando las leyes de Boyle y de Charles se puede relacionar presión, volumen y temperatura de un gas. Se obtiene la ecuación general de los gases: P V 1 1 = T 1 PV 2 T Según esta ley, PV/T permanece constante en los gases 2 2 Problemas de gases ideales y escalas termométricas 1. Transforma 25ºC a ºF y K. 2. Transforma 90ºF en ºC y K. 3. En una jeringuilla de 50 cm 3 el volumen de gas se reduce a 45, 40, 35, 30, 25 cm 3 por un aumento de la presión sobre el émbolo de la misma. Si la presión inicial era 0,95 atm y la temperatura permaneció constante, haz una tabla de volúmenes y presiones. Indica que ley has aplicado y enúnciala. 4. Con los resultados del problema anterior, representa gráficamente la presión frente al volumen. 5. Un recipiente cerrado por un émbolo y forma cilíndrica, contiene inicialmente 20 cm 3 de un gas. La presión sobre el émbolo permanece constante. Cuál puede ser la causa de que el volumen aumente paulatinamente a 21, 22, 23, 24 y 25 cm 3. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 51

53 6. Haz una tabla con dos entradas Volumen y el otro factor que varía. Indica qué ley se aplica en este caso. 7. Representa gráficamente el volumen frente a la otra variable de estado. 8. En un recipiente cerrado de volumen constante se mide la presión 0,5 atm cuando la temperatura es de 250 K. Medidas posteriores de la presión dan valores de 0,75, 1,00, 1,25 y 1,50 atm a diferentes temperaturas. Determina el valor de dichas temperaturas. 9. Representa gráficamente con los resultados del problema anterior la presión frente a la temperatura. 10. Un gas se encuentra inicialmente a 0,8 atm y 20ºC ocupando un volumen de 5 litros. Aumentamos la presión hasta 1 atm al mismo tiempo que la temperatura pasa a ser de 57ºC. Cuál es el volumen final del gas? Indica qué ley aplicas. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 52

54 Sistemas materiales Un sistema material es una parte del universo separada del resto. La separación pueden ser paredes físicas o paredes imaginarias (definidas por ecuaciones matemáticas o en cualquier otra forma. Clasificación de los sistemas materiales Intercambia materia y energía con el exterior. Sistema abierto Sistema material Intercambia energía pero no materia con el exterior. Sistema cerrado No intercambia ni materia ni energía con el exterior. Sistema aislado Fase es la parte de un sistema que tiene en todos sus puntos las mismas propiedades. En función del número de fases se puede hacer la siguiente clasificación de los sistemas materiales. Un solo tipo de átomos Elemento químico Composición constante Una sola fase Varios tipos de átomos Compuesto químico Sistema material Composición variable Mezcla homogénea o Disolución Mas de una fase Mezcla heterogénea Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 53

55 Separación de mezclas Si se quieren separar los componentes de una mezcla debemos recurrir a métodos que aprovechen las diferentes propiedades físicas de los componentes de la mezcla. Para separar los componentes en las mezclas homogéneas y heterogéneas utilizamos distintos métodos de separación, como se indicó antes aprovechando siempre la diferencia en las propiedades físicas de los componentes de la mezcla: Sistemas homogéneos: Evaporación del disolvente en una disolución: Cuando el soluto es sólido y dejamos que el disolvente evapore se obtiene ese residuo sólido. Por otra parte si el soluto evaporado se recogiera y se condensara se puede volver a recuperar. Cristalización: Se hace aprovechando la diferencia de solubilidad del soluto en un disolvente a diferentes temperaturas. Si a una temperatura determinada se tiene una disolución sobresaturada y se deja en reposo y enfriando al cabo de un cierto tiempo se puede obtener un precipitado correspondiente al soluto. Este precipitado se puede separar del líquido que sobrenada por filtración. Cromatografía: Se basa en la diferente solubilidad de los componentes de una mezcla en un determinado disolvente. El disolvente va arrastrando de forma selectiva y más rápido aquellos componentes de la mezcla que mejor disuelva. Puede aplicarse diferentes técnicas: columna, papel Destilación: Se separan los componentes de una mezcla homogénea teniendo en cuenta que todos ellos tienen un punto de ebullición diferente. Extracción con disolvente: Los componentes de la mezcla se separan aprovechando la diferencia de solubilidad que existe entre dos disolventes distintos. Luego se procede a separar los disolventes y solutos como se dijo antes. Sistemas heterogéneos: Filtración: Se basa en la diferencia de tamaño que tienen las partículas componentes de una mezcla heterogénea circunstancia que se aprovecha para separarlos al hacerlos pasar a través de un filtro. Este filtro es diferente según los usos. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 54

56 Decantación: es un proceso en el que, aprovechando la diferencia de densidad entre dos componentes inmiscibles de una mezcla se dejan en reposo para posteriormente proceder a su separación cuidadosa. Se puede aplicar a mezclas de sólidos y líquidos y a mezclas de líquidos. Sublimación: Si disponemos de una mezcla de sólidos en la que uno de los componentes sublime podemos utilizar esta propiedad para separarlos. Separación aprovechando diferencia comportamiento magnético: por ejemplo en una mezcla de hierro y arena. El hierro es atraído por un imán mientras que no lo es la arena. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 55

57 Práctica 2: SEPARACIÓN DE MEZCLAS Introducción teórica y objetivo: Una mezcla puede ser homogénea (disolución) o heterogénea. En una mezcla existen al menos dos componentes en proporciones variables. En esta práctica podremos aprender los métodos de manipulación de las distintas técnicas de separación de los componentes de una mezcla eligiendo en cada caso los mas adecuados. Materiales: Productos: Vaso de precipitados Tolueno Vidrio de reloj Arena Imán Alcohol Varilla de vidrio Sal común Embudo Agua destilada Embudo de decantación Hierro Papel de filtro Sulfato de cobre (II) Cristalizador Mechero bunsen SEPARACIÓN DE UNA MEZCLA DE ARENA Y SAL. Vamos a separar los componentes de una mezcla de arena y sal. Se prepara un papel de filtro doblándolo en cuatro partes como se indica en la figura y se coloca en el embudo. La mezcla se deposita en un vidrio de reloj. Aprovechamos en primer lugar la diferencia en la solubilidad de ambos componentes de la mezcla en agua. La sal es soluble en agua y la arena no. Se vierte la mezcla de arena y sal en un vaso de precipitados con agua destilada. La sal se disuelve en el agua y la arena permanece en el fondo. Para separar la disolución de sal en agua de la arena se recurre a la filtración según se indica en la figura aunque también habríamos podido hacerlo por decantación. La arena queda retenida en el papel de filtro y la sal puede separarse del agua por evaporación del disolvente. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 56

58 SEPARACIÓN DE UNA MEZCLA DE ARENA Y HIERRO Aprovechando que el hierro es atraído por un imán y el azufre no, podemos separar ambos componentes pasando un imán sobre la mezcla. EXTRACCIÓN CON DISOLVENTE Inicialmente disponemos de una mezcla de Yodo y agua. El yodo es muy poco soluble en el agua y permanece en el fondo. Lo poco que se disuelve hace que el agua esté amarillenta. Se vierte todo en un embudo de decantación. A continuación añadimos un disolvente (benceno, tolueno...) sobre el agua y éste extrae el yodo formando una disolución de color rojo burdeos que es inmiscible con el agua y flota sobre ella. Se debe a que el yodo es muy soluble en ese disolvente y muy poco en al agua. Así todo el yodo va pasando del agua al benceno. El agua, después de agitar la mezcla y repetir el proceso un par de veces, queda incolora. Las dos partes inmiscibles se separan por decantación. Evaporando el disolvente se separa el yodo. CROMATOGRAFÍA EN PAPEL Hacemos una mancha con un rotulador en un papel de filtro. La tinta está compuesta por la mezcla de varios compuestos de diferentes colores. Cada uno de ellos tiene una solubilidad diferente en el etanol que vamos a utilizar. Sujetamos la tira de papel con un lápiz lo colocamos sobre la boca del vaso de precipitados e introducimos su extremo en el etanol que hay en el fondo del mismo. Este disolvente comienza a subir por el papel (capilaridad) y arrastra a cada componente de la mezcla a distinta velocidad debido a la solubilidad diferente en cada caso, separando los colores. Se puede hacer lo mismo con una mancha verde de vegetal sobre el papel. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 57

59 CRISTALIZACIÓN Preparamos una disolución de sulfato de cobre (II) en agua. Añadiendo sulfato de cobre hasta que la disolución esté saturada. A continuación calentamos la disolución para evaporar parte del disolvente. No hay problema, al elevar la temperatura la solubilidad aumenta y no se deposita nada de soluto. Por último se vierte la disolución caliente en el cristalizador y la dejamos en reposo durante unos días. Al cabo de ese tiempo podemos observar los resultados. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 58

60 Práctica 3: EXTRACCIÓN DE LA CAFEÍNA DEL TÉ. Objetivos: Observar la presencia de cafeína en el té valorándola cuantitativamente. Ver la aplicación a este proceso de la sublimación de la cafeína. Realización de pesadas por diferencia. Cálculo de composición en tanto por ciento. Materiales: Cápsula de porcelana. Balanza. Hornillo eléctrico. Hojas de té. Vidrio de reloj. Procedimiento y resultados: 1. Peso de la cápsula de porcelana vacía: 2. Añadir unas hojas de té y volver a pesar:. 3. Peso del té (por diferencia):. 4. Peso del vidrio de reloj:. 5. Calentar suavemente las hojas de té dentro de la cápsula. Hacer un montaje como el de la figura. Cuando se empiece a ver que humean se tapa con el vidrio de reloj y se deja de calentar. 6. Se observa que en la cara interna del vidrio de reloj se ha formado un precipitado blanco debido a la sublimación regresiva de la cafeína sobre la superficie más fría del vidrio de reloj. 7. Peso del vidrio de reloj con la cafeína: Peso de la cafeína (por diferencia):. 9. Porcentaje en peso de cafeína en el té:.. Conclusiones: Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 59

61 Disoluciones Disolución es una mezcla homogénea compuesta por, al menos, dos componentes, el que está en menor proporción se llama soluto y el que está en mayor proporción disolvente. Las disoluciones pueden presentarse como sólidos, como líquidos o como gases. Soluto Disolvente Ejemplo Sólido Gas Aerosoles en el aire Líquido Gas Agua en el aire Gas Gas El aire (soluto oxígeno, disolvente nitrógeno) Sólido Líquido Sal en agua Líquido Líquido Alcohol en agua Gas Líquido Oxígeno en agua Sólido Sólido Aleaciones metálicas Líquido Sólido Mercurio en oro (amalgama) Gas Sólido Algunas piedras volcánicas La concentración de una disolución indica la proporción de soluto y disolvente que hay en la misma. Esa concentración se puede expresar en varias formas: Concentración Definición g/l Gramos de soluto que hay en cada litro de disolución. Masa soluto/masa disolución % en masa Gramos de soluto por cada 100 gramos de disolución Masa soluto/masa disolvente Masa soluto/volumen disolvente % en volumen Volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de disolución Molaridad (M) Moles de soluto por cada litro de disolución Molalidad (m) Moles de soluto por cada kilogramo de disolvente Se verán en el último tema Solubilidad: Es la máxima cantidad de soluto que admite una unidad de masa o de volumen de disolvente en unas determinadas condiciones de presión y/o temperatura. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 61

62 Las disoluciones en función de la concentración pueden ser: Diluidas: contienen una baja proporción de soluto. Concentradas: contienen una alta proporción de soluto. Saturadas: contienen la máxima cantidad de soluto que admite una cantidad de disolvente en unas determinadas condiciones de presión y temperatura. Factores que influyen en la solubilidad: En el caso de un soluto sólido en un disolvente líquido la solubilidad aumenta al hacerlo la temperatura. Ejemplo: La solubilidad del azúcar en agua aumenta al elevar la temperatura del agua, así se cocina el almíbar. En el caso de un soluto gaseoso en un disolvente líquido la solubilidad disminuye al hacerlo la temperatura. Ejemplo: Una bebida gaseosa pierde su gas más rápidamente a temperaturas elevadas. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 62

63 Práctica 4: PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN DE CONCENTRACIÓN CONOCIDA Objetivo: Preparar tres disoluciones de concentración conocida: 1. preparar una disolución de sal en agua de concentración 50 g/l. 2. preparar una disolución de sal en agua al 15% en masa. 3. preparar una disolución de etanol en agua al 10% en volumen. Materiales y compuestos: Pipeta Probeta Vaso de precipitados Matraz aforado 100 ml Balanza electrónica Vidrio de reloj Agua destilada Sal común Etanol Procedimiento: 1. Prepararemos 100 ml (0,1 L) de la primera disolución. Para ello haremos el cálculo de la masa de cloruro de sodio que debemos tomar para preparar estos 100 ml de disolución. Una vez hecho esto se toma la cantidad calculada pesándola con la balanza electrónica utilizando para depositarla el vidrio de reloj. Usando un embudo introducimos la sal en el matraz aforado y la arrastramos añadiendo agua con un frasco lavador. Realizada esta fase se disuelve la sal en el agua y se añade más agua hasta enrasar, para ello podemos utilizar la pipeta o un cuentagotas. 2. Hacemos ahora los cálculos para preparar 100 g de disolución al 15% en masa. Con la balanza ponemos el vaso de precipitados y la tomamos como tara. Añadimos 15 gramos de soluto y medimos la cantidad de disolvente que Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 63

64 corresponde al resto de la disolución, utilizando una probeta, añadiéndolo al vaso de precipitados. 3. Tomaremos ahora el volumen de alcohol correspondiente para preparar 100 ml de disolución al 15% en volumen y lo depositamos en el matraz aforado. Añadimos agua hasta el volumen de 100 ml (consideramos que los volúmenes son aditivos. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 64

65 Problemas disoluciones 1. Preparamos una disolución añadiendo 50 g de cloruro de sodio (NaCl) a 1,5 litros de agua. Suponer que el volumen no varía. a. Indica la concentración de la disolución en g/l. b. Si la densidad de la disolución resultante fuera 1,033 g/ml. Indica cuál será la concentración de la disolución en % en masa. c. Y por último cuál sería la cantidad de soluto que se puede obtener por evaporación de todo el disolvente de 200 ml de dicha disolución. 2. El alcohol etílico tiene una densidad de 810 g/l, para preparar 50 ml de disolución alcohólica de yodo medimos 50 ml de alcohol en una probeta y le añadimos 0,4 g de yodo. Indica la concentración de dicha disolución en % en masa. 3. Un farmacéutico recibe la orden de preparar un suero de concentración 40 g/l. Indica la cantidad de soluto que debe pesar para preparar 15 L de dicha disolución. 4. La sidra tiene una concentración de 5 % en volumen. Indica el volumen de alcohol etílico que se obtendría al destilar el contenido de una botella de sidra cuyo volumen es 750 ml 5. Un comprimido de un conocido analgésico contiene: Ácido acetilsalicílico, 500 mg y Cafeína, 50 mg. Se disuelve en 150 ml de agua. Indica la concentración en g/l de cada uno de los componentes. Indica de los dos componentes cuál es el principio activo. 6. La densidad del agua es 1000 g/l y la del etanol 810 g/l. En un recipiente medimos 50 ml de agua y en otro 50 ml de etanol. Los mezclamos. Indica la concentración del etanol en agua en % en masa. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 65

66 7. Una marca de galletas da la siguiente tabla de composición Composición por 100 g Calorías: 450 kcal Proteínas: 6,5 g Hidratos de Carbono: 54 g Grasas: 23 g Grasas saturadas: 13,3 g Fibra: 5 g Cada galleta tiene una masa aproximada de 7 g. Indica los gramos de proteínas, hidratos de carbono, grasas y fibra que ingerimos al desayunar 8 galletas. 8. Añadimos 100 gramos de hidróxido de sodio a 930 gramos de agua para obtener 1,05 L de disolución. Indica la concentración de dicha disolución: a. En g/l b. En % en masa c. Calcula la densidad de la misma. 9. Al evaporar el agua 100 L de agua de mar se obtienen 1050 g de cloruro de sodio. Calcula la concentración de dicha disolución en g/l 10. La disolución anterior tiene una densidad de 1,08 g/ml. Calcula ahora su concentración en % en masa. 11. En un recipiente que contiene 320 cm3 de agua se disuelven 20 gramos de azúcar. Indica la concentración del azúcar en tanto por ciento en masa. La densidad del agua es 1 g/cm3. Solución: 5,88 % en masa 12. Tomamos ahora 180 cm3 de una disolución al 15 % en masa y evaporamos toda su agua, qué masa de residuo sólido nos queda? Solución: 27 g. 13. Calcula el volumen de alcohol que se puede extraer de 120 cm3 de un líquido que contiene el 38% en volumen. Solución 45,6 cm3 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 66

67 14. En una probeta medimos 12 cm3 de metanol y posteriormente se añade agua hasta un total de 90 cm3. Calcula la concentración en % en volumen. Solución 13,3% en vol. 15. Se desea preparar un suero de concentración 9 g/l. Si la cantidad que tenemos que preparar son 2,3 litros, cuánta sal necesitamos? Solución: 20,7 g 16. Al evaporar 1,5 litros de una disolución queda un residuo sólido de 3 gramos de una sal. Indica cuál es la concentración en g/l. Solución 2 g/l Pasatiempos Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 67

68 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 68

69 Tema 4: Leyes ponderales, teorías atómicas, radiactividad Qué leyes químicas crearon los cimientos para las primeras teorías atómicas? Los modelos atómicos actuales, son una imagen real de los átomos? Cómo fueron surgiendo y siendo sustituidos por otros? Qué son los isótopos? En qué unidades medimos la masa de un átomo. La radiactividad, descubierta a principios del s XX tiene numerosas aplicaciones. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 69

70 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 70

71 Elementos químicos y compuestos químicos Entre los sistemas homogéneos de composición constante podemos distinguir dos tipos diferentes: Los elementos químicos que están formados por un solo tipo de átomos. Un ejemplo: supongamos que tenemos un trozo de cobre (Cu) o un poco de yodo (I 2) o una bombona llena de oxígeno (O 2). Por mucho que lo intente no podré separar del cobre, del yodo o del oxígeno ningún otro elemento. No puedo descomponerlo más. Los compuestos químicos están formados por más de un tipo de átomos. Pueden separarse solamente utilizando métodos químicos. 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 Otro ejemplo, si tengo agua en un recipiente puedo añadirle unas gotas de un ácido o de alguna sal y hacer pasar a través de la disolución una corriente eléctrica. Al cabo de un cierto tiempo habré recogido en un dispositivo como el de la figura una determinada cantidad de hidrógeno y otra (la mitad de volumen) de oxígeno. Es decir, el paso de la corriente eléctrica ha logrado descomponer el agua (H 2O) en otros componentes mas sencillos, oxígeno (O 2) e hidrógeno (H 2) Los elementos químicos se representan por un símbolo. Una letra mayúscula y en ocasiones una minúscula junto a ella. nitrógeno N, hierro Fe Los compuestos químicos se representan por una fórmula que indica los átomos de los elementos que lo forman además de la proporción en que intervienen para formar una molécula. dióxido de carbono CO 2 La fórmula indica que la proporción de átomos de cada especie es (dos átomos de oxígeno por cada átomo de carbono) Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 71

72 Antes de la Química La Alquimia buscaba obtener la piedra filosofal que sería capaz de transmutar cualquier metal en oro y de permitir la síntesis del elixir de la juventud y la vida eterna. Por razones obvias los alquimistas mantenían en secreto todos sus logros y era muy frecuente que todos ellos, se fueran a la tumba con los alquimistas. Por tanto podemos considerar, sin errar en exceso, que la Alquimia en realidad no era una ciencia. Antoine Laurent de Lavoisier A los 21 años termina los estudios de abogado pero su vocación son las Ciencias. Al año siguiente recibe un premio de la Academia de Ciencias por su estudio sobre la mejor forma de iluminar una ciudad. En 1773 publica su libro Opuscules physiques et chimiques. Poco después es capaz de descubrir que solamente una pequeña parte del aire es la que actúa sobre los metales También realiza otros estudios sobre cuestiones prácticas como por ejemplo la forma de introducir mejoras en la fabricación de la salmuera. Esto le sirvió para ganarse un puesto como empleado en el Arsenal ya que este proceso era muy útil para fabricar pólvora.con esto pudo empezar a montar su laboratorio pero más tarde y con el fin de aumentar sus ingresos para mejorar las posibles investigaciones y el laboratorio hizo una donación de dinero a la sociedad dedicada a recaudar impuestos (La Ferme) Esto junto con su enfrentamiento con Marat ya que se opuso a su ingreso en la Academia de las Ciencias por motivos estrictamente profesionales, le acabo costando la vida en Sin embargo su principal aportación a la Química fue la ley de conservación de la masa gracias a la que se cuestiona la teoría del flogisto válida hasta ese momento. Parte de sus experiencias del alumbrado y comienza a calentar distintas sustancias en el aire. Cuando lo hace con metales obtiene unas sustancias que pesan más que lo que pesaba el propio metal. Luego hace lo mismo en una atmósfera estanca y comprueba que aunque el óxido pesa mas que el metal el conjunto sigue pesando lo mismo. Esto es el principio de una gran revolución en la Química pero no acaba ahí. Su interés en normalizar la nomenclatura de los compuestos químicos hace que escriba un libro titulado Métodos de nomenclatura Química en donde se exponen nuevos métodos sencillos y lógicos para nombrar los compuestos lo que, afortunadamente, fue asumido de forma casi inmediata por la mayoría de los químicos. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 72

73 Leyes ponderales Las leyes ponderales son aquellas que hacen referencia a medidas de masa. No resulta difícil de entender que son éstas las primeras que surgen en la Química ya que entonces las medidas más fáciles de realizar eran las de masa. Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier Supongamos que en el recipiente de la figura, cerrado herméticamente, tenemos un trozo de carbón. Concentramos sobre él los rayos de Sol con una lupa con lo que logramos que éste comience a arder. De esta forma se combinará con el oxígeno del aire que contiene la campana formando dióxido de carbono. Si previamente hemos pesado la masa de la campana con el carbono en su interior y después de que se produzca el cambio químico volvemos a pesar aunque ya no veamos el carbono sólido, obtendremos el mismo resultado. Esto se traduce en la ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier: La masa total de sustancias que se transforman y de las que se obtienen a lo largo de un cambio químico permanece constante. Louis Joseph Proust Nació en Angers (1754), hijo de un farmacéutico. En el laboratorio de su padre comenzó las primeras prácticas de aprendizaje de la Química. Posteriormente abandonó esta ciudad para continuar sus estudios en París a pesar de la oposición de su familia. Posteriormente dió clases de Química en París y por recomendación de Lavoisier a quien conoció y de quien se hizo amigo, fue contratado por el gobierno español de Carlos III para realizar diversos trabajos en España donde permaneció entre los años 1777 y Posteriormente regresa a Francia hasta su muerte en Angers (1826).Precisamente en 1801, durante su estancia en España enuncia la ley de las proporciones definidas que junto con las otras leyes ponderales será la base en la que se impulsará Dalton para enunciar su teoría atómica. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 73

74 Ley de las proporciones definidas o ley de Proust Esta ley establece que, cuando dos elementos químicos se combinan para formar el mismo compuesto sus masas lo hacen en una proporción constante. Un ejemplo: Supongamos que el oxígeno se combina con el hidrógeno para formar agua. 2H 2 + O 2 2 H 2O Si reaccionan 32 gramos de oxígeno, lo harán con 4 gramos de hidrógeno Si reaccionan 16 gramos de oxígeno, lo harán con 2 gramos de hidrógeno Si reaccionan 8 gramos de oxígeno, lo harán con 1 gramo de hidrógeno Si reaccionan 4 gramos de oxígeno, lo harán con 0,5 gramos de hidrógeno Si reaccionan 2 gramos de oxígeno, lo harán con 0,25 gramos de hidrógeno Es decir la relación entre las masas que reacciona será: = = = 4 0,5 = 2 0,25 =... John Dalton Nace en Era hijo de gente muy humilde, un tejedor y una campesina. Cuando queda libre la plaza de maestro de su pueblo ocupa el puesto y, a los doce años, comienza a ejercer la profesión. Se trata de un auténtico autodidacta que hizo estudios sobre diversos temas siempre relacionados con la ciencia. Sus primeros conocimientos de Ciencias Naturales y de Matemáticas le llegaron a través de su maestro y de un adinerado de su pueblo que era aficionado a la meteorología. Más tarde se trasladó con su hermano a Kendal, donde ejercieron como profesores ayudantes. De su afición a la meteorología derivan importantes aportaciones como el estudio que hizo sobre la formación de la lluvia en el que pro primera vez demuestra que ésta se forma por un descenso de la temperatura y no por cambios de presión en la atmósfera. Además de su estudio de la meteorología procede su ley de las presiones parciales de los gases en una mezcla. Aunque tuvo que trasladarse por la escasez de medios en un par de ocasiones nunca llegó a poder estudiar medicina pero si hizo alguna aportación como el estudio del daltonismo, enfermedad que padecía el mismo. En 1803 elabora la ley de las proporciones múltiples. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 74

75 La teoría atómica de Dalton La aportación más importante de Dalton fue la de establecer desde un punto de vista científico fue su teoría atómica. En ella Dalton presenta cuatro postulados que se justifican precisamente a través de las leyes ponderales que fueron enunciadas justamente antes de que él elaborase su teoría atómica. Se basa esta teoría en cuatro puntos: 1. Los elementos están constituidos por partículas materiales separadas e indestructibles (átomos). 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y todas las demás propiedades. 3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y propiedades. 4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Los átomos de un determinado compuesto son iguales en masa y en todas las demás propiedades. La teoría atómica de Dalton puede explicar cada una de las leyes ponderales anteriores de la forma siguiente: La teoría de Dalton justifica la ley de conservación de la materia. (Lavoisier) Supongamos que dos átomos de elementos diferentes se unen para formar otro "átomo" de otro compuesto Dado que los átomos son indestructibles y su masa constante para un determinado elemento la masa del compuesto que se forma será la suma de las masas de los dos átomos que se combinan. La teoría de Dalton justifica la ley de las proporciones definidas. (Proust) Si dos átomos diferentes se combinan entre si para formar un determinado compuesto sus masas están en la misma proporción que si lo hace cualquier número de átomos de las dos especies pues todos ellos tienen la misma masa. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 75

76 Los modelos atómicos se van sucediendo Los modelos en la Ciencia tratan de explicar una realidad que no se puede alcanzar más que basándose en la experimentación. Hay un ejemplo muy ilustrativo: Supongamos que unos marcianos observan desde lejos el reloj de una torre. Con un potente telescopio ven desde su nave que tiene dos flechas (agujas) que las dos giran. Una de ellas da una vuelta completa en una hora mientras que la otra tarda en hacerlo doce horas. Si los marcianos son listos, que lo serán para llegar desde tan lejos, pueden hacer un modelo que mediante una serie de engranajes explique como funciona el reloj. No es que ese modelo sea la realidad pero si que podría explicarla. Ahora se acercan más a Tierra y ven mejor el reloj. Resulta que tiene una aguja más que gira una vez cada minuto. El modelo elaborado antes ya no vale hay que sustituirlo por otro que integre una explicación para esa nueva aguja. Si se acercan más y ven un número que solo se mueve cada 24 horas (fecha del calendario), una vez más tendrán que rehacer su modelo para intentar explicar el reloj. El modelo es en realidad el reloj? No. Además para saber si es cierto tendrían que posarse en Tierra y verle las tripas, es decir, abrirlo. Pero los marcianos no pueden descender a Tierra porque no tienen bastante amoniaco para respirar en las reservas de sus trajes espaciales. Tienen que contentarse con ver el reloj desde fuera. Eso mismo nos pasa a nosotros con el átomo. No podemos entrar en el en profundidad, lo más que podemos hacer es ir observando hechos experimentales y tratar de explicar los resultados a base de modelos. Dalton elabora su modelo atómico basándose en las leyes ponderales de Lavoisier y Proust y en su modelo basta con un átomo indivisible e indestructible de masa igual y con el resto de las propiedades iguales para todos los átomos del mismo elemento. Modelo atómico de Thomson El padre del electrón como se le llama en muchas ocasiones nació en un pequeño pueblo cerca de Manchester donde su padre ejercía como librero. Ya en los estudios de grado medio entró en contacto con la física experimental en el Owens College. Más tarde ingresa en la Universidad de Cambridge. Allí estució Matemáticas pero pronto se pasó al campo de la Física en el Cavendish Laboratory donde pronto logró una cátedra de Física y poco después entró como miembro en la Royal Society de Londres. En 1918 fue nombrado Master del Trinity College. En ese cargo, que ocupó hasta su muerte, pudo tratar a muchos jóvenes con intereses no científicos. Thomson demostró interés por muchas más cosas que por la ciencia. Se interesó en la política, las novelas, los dramas, el deporte universitario y en los aspectos no técnicos de la ciencia. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 76

77 La aportación más importante de Thomson consistió en mejorar progresivamente la técnica de realizar el vacio, con lo que pudo llegar a la conclusión de que los rayos eran independientes de la naturaleza del gas de llenado de la ampolla y de la naturaleza de los electrodos que se colocaran en ella. La conclusión que le pareció evidente y que dio a conocer ahora hace cien años es que se trata de un flujo de corpúsculos que están presentes con su propia carga eléctrica en cualquier tipo de materia. El hecho es que el premio Nobel que recibió en 1906 hace mención de sus méritos en la realización de trabajos decisivos en el estudio de la conductividad de los gases. Esto es absolutamente cierto y todos los que hayan trabajado en la medición de las radiaciones ionizantes mediante detectores llenos de gas son deudores de la obra ingente de Thomson y de sus sucesores. La prueba más palpable de que J.J. Thomson debió de ser un profesor excelente, es que entre sus alumnos tiene siete premios Nobel. Sir Joseph John Thomson murió en Cambridge el 30 de agosto de Al cabo de un tiempo se descubre la existencia del electrón (J.J.Thomson) partícula que se puede extraer del átomo y que tiene carga negativa. Además su descubridor es capaz de calcular su carga y su masa. Lo mismo que les pasaba a los marcianos, ahora los científicos deben de sustituir el modelo anterior por otro que explique el fenómeno. Es el propio J.J. Thomson quien elabora un nuevo modelo atómico. Considera que el conjunto del átomo tiene carga positiva y en él se insertan los electrones en número suficiente para que el conjunto sea neutro. Sería un equivalente a la forma en que se insertan las pasas en los bizcochos (pudin) a los que tan aficionados son en Gran Bretaña, por otra parte el país donde nació y vivió siempre Thomson. Cuando el átomo perdía algún electrón quedaba cargado positivamente (ión positivo o catión) y si lo ganaba adquiría carga negativa (ión negativo o anión) Modelo atómico de Rutherford Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de JJ. Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal, en Canadá. A su regreso al Reino Unido (1907) se incorporó a la docencia en la Universidad de Manchester, y en 1919 sucedió al propio Thomson como director del Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge. Por sus trabajos en el campo de la física atómica, Ernest Rutherford está considerado como uno de los padres de esta disciplina. Investigó también sobre la detección de las radiaciones Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 77

78 electromagnéticas y sobre la ionización del aire producido por los rayos X. Estudió las emisiones radioactivas descubiertas por H. Becquerel, y logró clasificarlas en rayos alfa, beta y gamma. En 1902, en colaboración con F. Soddy, Rutherford formuló la teoría sobre la radioactividad natural asociada a las transformaciones espontáneas de los elementos. Colaboró con H. Geiger en el desarrollo del contador de radiaciones conocido como contador Geiger, y demostró (1908) que las partículas alfa son iones de helio (más exactamente, núcleos del átomo de helio) y, en 1911, describió un nuevo modelo atómico (modelo atómico de Rutherford). Rutherford recibió el Premio Nobel de Química de 1908 en reconocimiento a sus investigaciones relativas a la desintegración de los elementos. Entre otros honores, fue elegido miembro (1903) y presidente ( ) de la Royal Society de Londres y se le concedieron los títulos de sir (1914) y de barón Rutherford of Nelson (1931). A su muerte, sus restos mortales fueron inhumados en la abadía de Westminster. Un nuevo experimento demuestra que la mayor parte del átomo está vacía. El experimento consistía en bombardear una lámina muy fina de oro con partículas cargadas positivamente (partículas alfa). La mayor parte de las partículas atravesaban el metal sin sufrir la más mínima desviación, algunas (pocas) se desviaban de su trayectoria y solo una de cada más de salía rebotada en sentido contrario al de su movimiento. El dibujo representa el experimento realizado. El modelo de Thomson debe ser sustituido por otro. Rutherford un neozelandés profesor en Manchester y aficionado al rugby, lo hace. Considera que el átomo está formado por un núcleo central positivo (razón por la que este es el primer modelo nuclear del átomo) cuyo volumen es muchísimo menor que el volumen del átomo (de a veces menor) y que contiene la casi totalidad de su masa. Alrededor del núcleo estarían rotando los electrones (igual que si se tratara de un sistema planetario en miniatura. Alrededor del 90% de las partículas siguen este camino. Solo un número alrededor del 10% se desvía así. Es reflejada una de cada partículas. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 78

79 Imagina que el núcleo tiene una relación de tamaño con el átomo similar a la que tendría una bola de golf situada en el centro de un campo de fútbol de los grandes. Y que los electrones serían como mosquitos volando en el espacio del campo alrededor del núcleo. Ahora quita el campo y deja en ese volumen la bola de golf y los mosquitos. La materia está casi vacía! El modelo nuclear del átomo El átomo descrito por Rutherford consta de una parte central positiva (de un tamaño muy pequeño comparado con el del átomo completo) y, alrededor de ella, girando como lo hacen los planetas alrededor del Sol estarían los electrones. Éstos estarían en un número tal que el átomo en su conjunto sería neutro. Pero, qué hay en el núcleo? Aunque Rutherford predijo la existencia de partículas sin carga no se descubrió el neutrón hasta bastantes años más tarde. En resumen, en el núcleo hay dos tipos de partículas: protones (+) y neutrones (sin carga). En la corteza están los electrones. Conceptos de número atómico, número másico e isótopo El número de protones de un átomo se llama número atómico (se representa por la letra Z) y el número total de protones y neutrones en el núcleo se llama número másico (se representa por la letra A). Cualquier átomo de un elemento determinado tiene el mismo número atómico. Por ejemplo el nitrógeno tiene de número atómico 7 y el oxígeno 8. Ningún átomo que tenga de número atómico 8 puede ser de otra cosa que de oxígeno y ningún átomo de oxígeno puede tener un número atómico diferente de 8. No obstante puede haber átomos de un mismo elemento que tengan diferente número másico, se dice que son isótopos del mismo elemento. Para representar un isótopo se hace en cualquiera de las siguientes formas: Z A A A A X, Z X, X Z, Donde Z corresponde al número atómico (protones) y A al número másico (protones + neutrones). X Z Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 79

80 Ejemplos de isótopos: 2 3 H, H H, son isótopos del hidrógeno se llaman: protio, deuterio y 1 1 1, 1 tritio respectivamente. En los tres el número de protones del núcleo es 1 mientras que el número de neutrones es 0, 1 y 2 respectivamente. Como se ve entonces los isótopos corresponden a átomos del mismo elemento, todos ellos tienen igual número atómico (Z) pero con distinto número másico. De casi todos los elementos tenemos ejemplos, un caso interesante es el carbono (C) que presenta tres isótopos diferentes: fijar la edad de restos arqueológicos C, C C precisamente el último es muy útil a la hora de , 6 Concepto de masa atómica La masa atómica es la masa de un átomo. Obviamente, cuando medimos algo, debemos elegir la unidad adecuada, lo decíamos en el primer tema. La unidad adecuada para medir la masa de un átomo no es el kg ni siquiera el gramo, un átomo tiene una masa muchísimo menor que esas unidades entonces? Elegimos la unidad de masa atómica (u) que será la doceava parte de la masa del isótopo 12 C. De esta forma se establecen las masas atómicas de los distintos elementos. Pero, si es así, cómo podemos explicar que el Cl tenga una masa atómica de 35,45 que no es un número entero ni siquiera se le acerca. Pues la razón es que el cloro se presenta en dos formas isotópicas en la naturaleza 35 Cl y 37 Cl en proporciones de 75,77% la primera y 24,23% la segunda. Entonces la masa atómica del cloro será una media ponderada de los dos isótopos: u + 24,23 37u = 35,5u 100 Bohr dibuja un nuevo modelo atómico Nació en Copenhague. Tras doctorarse en la Universidad de Copenhague en 1911, se trasladó a Inglaterra para trabajar bajo la supervisión de E. Rutherford. Basándose en el modelo atómico de éste y tratando de subsanar sus dificultades, publicó su modelo, introduciendo los principios de la mecánica cuántica en los postulados en que se basa su modelo. En 1916, Bohr regresó a la Universidad de Copenhague, y en 1920 fue nombrado director del Instituto de Física Teórica. En 1922 recibió el Premio Nobel de Física por sus trabajos sobre la estructura atómica y la radiación. Bajo la dirección de Bohr estudió Werner Heisenberg que se tuvo relevancia en el proyecto alemán de bomba atómica. Bohr permaneció en Dinamarca durante la primera fase de Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 80

81 ocupación nazi pero por su ascendencia judía tuvo que huir a suecia y luego a Londres para evitar ser arrestado. Tuvo relación con los físicos alemanes que trabajaban bajo la dirección de Max Planck y en la visita que Heisenberg le hizo en Copenague, no comprendía su postura en las investigaciones sobre la fisión nuclear. Parece ser que si bien los físicos alemanes deseaban investigar el tema a fondo la mayor parte de ellos no eran favorables a su uso en la fabricación de la bomba atómica para usos militares. Más tarde apoyó los intentos anglo-americanos para desarrollar armas atómicas, en la creencia de que la bomba alemana era inminente, y trabajó en el Proyecto Manhattan. Como tantos otros cuando terminó la guerra con el empleo de esas armas pidió el uso exclusivo de la energía nuclear para fines pacíficos. Regresó a Copenhague, donde vivió hasta su fallecimiento en El elemento químico Bohrio se llamó así en su honor a este ilustre científico. El modelo atómico de Rutherford presenta fallos importantes como el hecho de que, teniendo en cuenta las leyes de la física clásica el electrón acabaría cayendo sobre el núcleo en un tiempo muy corto. Ese tiempo sería tan corto que no existiría un solo átomo. Entonces Bohr dice que si los átomos existen será porque esas leyes que predicen su fin no tienen aplicación en este caso. El modelo atómico de Bohr se basa en tres postulados entre los que se establece que los electrones: 1. mientras están en una órbita estacionaria ni emiten ni absorben energía. 2. las órbitas no pueden ser cualesquiera (explica los espectros atómicos discontinuos) tienen que ser solamente aquellas que cumplan una condición matemática y física. 3. cuando se produce un cambio de órbita, se emite o se absorbe una energía determinada, susceptible de ser medida y que coincide con la predicha. Modelo atómico actual Se considera que los electrones no siguen órbitas definidas como en los modelos anteriores. Éstos ocupan zonas del espacio donde existe una gran probabilidad de encontrarlos. Estas zonas son los orbitales. Respecto a la energía podemos decir que se sitúan en niveles y subniveles de energía, siempre en orden creciente (de menor a mayor). El estado fundamental corresponde a aquel en que los electrones están en los niveles más bajos posibles. Dentro de cada nivel hay distintos subniveles y en cada uno de ellos se pueden alojar un número de electrones diferente. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 81

82 Nivel Subnivel Máximo de e - (subnivel) Máximo de e - (nivel) 1 s 2 2 s p 6 s 2 3 p 6 18 d 10 s 2 p d 10 f 14 Los electrones se van colocando en los distintos niveles y subniveles de forma que van ocupando los niveles y subniveles de energía más bajos posibles. El orden de llenado es difícil de explicar en el curso en que estamos pero la colocación de los electrones se hace mecánicamente siguiendo la siguiente regla (diagrama de Moeller / regla de Aufbau) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 8s 7p Los electrones que se colocan en la última capa son los electrones de valencia. Precisamente esos electrones son los que confieren a cada elemento unas propiedades características. De hecho los elementos que se colocan en el mismo grupo de la tabla periódica tienen la misma configuración electrónica en la última capa. Configuraciones electrónicas de los veinte primeros elementos del Sistema Periódico: [H] = 1s 1 [Li] = 1s 2 2s 1 [Na] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 [Be] = 1s 2 2s 2 [Mg] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 [B] = 1s 2 2s 2 2p 1 [Al] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 [C] = 1s 2 2s 2 2p 2 [Si] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 [N] = 1s 2 2s 2 2p 3 [P] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 [O] = 1s 2 2s 2 2p 4 [S] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 [F] = 1s 2 2s 2 2p 5 [Cl] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 [He] = 1s 2 [Ne] = 1s 2 2s 2 2p 6 [Ar] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Hay algo que llama la atención cuando vemos estos elementos. Aquellos que están en el mismo grupo repiten la configuración electrónica de la capa más externa. Esto implica que es ésta la que confiere propiedades químicas características de cada elemento. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 82

83 Los átomos de un elemento, pueden transformarse en átomos de otro elemento? Radiactividad El descubrimiento de la radiactividad se debe a Beckerel. Estudiaba el efecto de los rayos X sobre mineral de Uranio. En un momento determinado observó que ese mineral producía marcas en una placa fotográfica. Colocó un trozo de metal entre el mineral y la placa viendo que éste impedía que se produjera ninguna marca en la placa fotográfica. Más tarde estudió el efecto de este mineral en la placa sin ser irradiado con los rayos X. Este fenómeno se interpretó como la posible emisión de radiaciones por algo que contenía esta sustancia. El dilema estaba servido. Fue el momento en que se une al estudio Pierre Curie que a su vez integra en el mismo a una estudiante polaca que estaba haciendo la tesis doctoral bajo su dirección, Maria Sklodowska. Los dos hicieron la dura tarea de remover más de una tonelada de mineral de uranio para aislar, al cabo de muchos esfuerzos, unos miligramos de un compuesto nuevo. Este compuesto era un cloruro de ese elemento. Al nuevo elemento, que emitía una fuerte radiación luminosa le llamaron Radio (Ra), mas tarde descubren otro elemento al que llaman Polonio (Po). En reconocimiento a su trabajo reciben los tres el Premio Nobel de Física. Después sería Maria Curie (Skloswska) casada ya con Pierre Curie la que recibe el Premio Nobel de Química. Qué es la radiactividad La gráfica de la izquierda representa en el eje X el número atómico y en el eje Y el número de neutrones. En la zona que se indica los átomos son estables y cuando la relación entre las partículas que forman el núcleo hace que el átomo esté fuera de la zona de estabilidad trata de volver a ella bien aumentando el número de protones o disminuyendo protones y neutrones o de cualquier otra forma. Esto se produce por un proceso de emisión radiactiva. se transforman en otros con estabilidad mayor. La radiactividad natural es el proceso o procesos por los que mediante emisiones espontáneas de radiaciones unos núcleos atómicos inestables Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 83

84 Cómo son las radiaciones emitidas? Si estudiamos el efecto que tiene un campo eléctrico sobre las radiaciones emitidas por una fuente radiactiva observamos: 1. que los rayos alfa (α) se desvía hacia el electrodo negativo 2. que los rayos beta (β) se desvían hacia el electrodo positivo 3. que la radiación gamma (γ) no sufre desviación Esto nos lleva a concluir que las partículas α están cargadas positivamente y tienen más masa que las β, éstas, tienen carga negativa y por último la radiación γno tiene carga. Por otra parte se puede observar la capacidad de penetración de las tres emisiones y se comprueba que, mientras que las emisiones α son detenidas por un simple papel, las emisiones β tienen una capacidad de penetración mayor y son detenidas por una lámina fina de metal. Las emisiones γ son detenidas por un bloque de hormigón o una lámina gruesa de plomo. Qué significa esto? 1. Las partículas α están constituidas por dos protones y dos neutrones. Cuando un núcleo emite una partícula α su número atómico disminuye en dos unidades y su número másico disminuye en cuatro. 2. Las partículas β son electrones. Un neutrón se transforma en un protón y un electrón. Por eso cuando un núcleo emite radiación β el número atómico aumenta en una unidad y el número másico permanece constante. 3. La radiación γ es simplemente radiación electromagnética. Por esa razón el número atómico y el número másico del núcleo que la emite permanecen constantes. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 84

85 Aplicaciones de la radiactividad Para determinar la edad de restos arqueológicos: se usa el método del C 14. Este método se basa en determinar la proporción de este isótopo radiactivo en restos orgánicos de un yacimiento y compararla con la proporción del isótopo en la Naturaleza. Los seres vivos lo incorporan a su organismo por ingestión o en la función clorofílica si son vegetales. Una vez que el ser vivo muere deja de incorporarlo a su organismo y como el isótopo no es estable y se va desintegrando con lo que su proporción en el total de átomos de carbono contenidos en los restos disminuye. Marcadores para estudiar la evolución de tumores: se fijan sobre un ligando con afinidad hacia el órgano a estudiar con lo que permite obtener información sobre la morfología funcionamiento de dicho órgano o tejido. Tratamiento del cáncer: las emisiones de ciertos isótopos radiactivos se utilizan para destruir células cancerosas sobre todo tras la intervención quirúrgica para extirpar el tumor. Hacen un tratamiento muy localizado. Detección de defectos de fabricación como grietas u otros sin destruir ni siquiera tener que manipular excesivamente el producto. Energía nuclear Para la obtención de energía se usan las centrales nucleares Éstas aprovechan la energía generada en la reacción nuclear de fisión para calentar el agua del circuito de refrigeración y obtener enormes cantidades de energía. El reactor nuclear tiene un núcleo central en el que se encuentra el combustible 1. Dentro de ese núcleo hay agua pesada cuya función es hacer que los neutrones que inciden sobre los núcleos del combustible sean lentos. También se encuentran en él las barras de grafito que sirven para absorber neutrones cuando se producen en exceso y aumenta de forma peligrosa el calor producido en el proceso. 1 Combustible Los reactores de fisión utilizan generalmente Uranio. El Uranio se encuentra en la naturaleza como dos isótopos 235 U (menos del 1%) y el 238 U (más del 99%). Para poder utilizar el U como combustible, es necesario que el 235 U esté en una proporción del 2 al 5%. Esto se consigue mediante el proceso de enriquecimiento del Uranio. 1. Extracción y purificación del Uranio (ácido sulfúrico) torta amarilla. 2. Para enriquecer el Uranio se debe tratar químicamente para convertirlo en hexafluoruro de Uranio (UF 6) 3. Este producto se trata para obtener Uranio enriquecido. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 85

86 La reacción nuclear de fisión se produce cuando un neutrón lento (función del agua pesada en el reactor) incide sobre un núcleo de combustible. Generalmente en este proceso se producen dos núcleos más pequeños y dos o tres neutrones que vuelven a impactar sobre nuevos núcleos de combustible. En este proceso la masa de los productos de fisión es menor que la masa del núcleo de combustible más la masa del neutrón. Esta disminución de masa se transforma en energía ( E = m c 2 ). La energía desprendida eleva la temperatura del agua pesada que circula por el primer circuito de refrigeración y transfiere calor al segundo circuito de refrigeración aislado del primero. El vapor de agua que circula en este segundo circuito mueve las palas de una turbina y transforma la energía cinética en electricidad, como hemos visto que se podía hacer haciendo girar una bobina de un conductor en el seno de un campo magnético. El uso de los reactores nucleares de fisión tienen la gran ventaja de que la energía se obtiene de forma rápida y económica. Sin embargo es una energía no renovable y se forman residuos radiactivos que generalmente son difíciles de eliminar. Estos residuos son por una parte muy peligrosos y por otra muy duraderos. Se suelen tratar para formar sales sólidas de ellos que se introducen en bidones de acero para luego colocarlos en grandes fosas estables geológicamente o bien tirarlos en fosas marinas envueltos en bloques de hormigón. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 86

87 Ejercicios 1. Completa la tabla siguiente indicando en cada caso las leyes que aplicas: Todas las masas están expresadas en gramos Nitrógeno (N 2 ) Hidrógeno (H 2 ) Amoniaco (NH 3 ) Completa la tabla siguiente e indica qué leyes aplicas: Todas las masas están expresadas en gramos Oxígeno (O 2 ) Hidrógeno (H 2 ) Agua (H 2 O) ,2 3. Completa la tabla siguiente e indica qué leyes aplicas: Todas las masas están expresadas en gramos Oxígeno (O 2 ) Carbono (C) Dióxido de carbono (CO 2) ,2 4. Completa la tabla siguiente e indica qué leyes aplicas: Todas las masas están expresadas en gramos Oxígeno (O 2 ) Hierro (Fe) óxido de hierro(ii) FeO 1,6 5,58 2,79 3,2 5. Completa la tabla siguiente: Ca Cl 9 5 Li 14 7 N 12 6 C + A Z protones neutrones electrones Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 87

88 6. Calcula la masa atómica del boro (B) teniendo en cuenta que sus isótopos 10 B y 11 B están en una proporción de 19,1% y 80,9% respectivamente. 7. Calcula la masa atómica del carbono (C) teniendo en cuenta que está formado por los isótopos 12 C y 13 C en 98,93% y 1,07% respectivamente. 8. Escribe la configuración electrónica de los elementos que se indican a continuación: Nitrógeno, oxígeno, aluminio, potasio, litio, calcio, magnesio, boro, berilio, fósforo, azufre. Busca los números atómicos e indica si alguno o algunos pertenecen a los mismos grupos en el sistema periódico. 9. Indica en qué forma evoluciona el número atómico y másico de un elemento radiactivo de número atómico 92 y número másico 238 sabiendo que primero emite una partícula α, el producto originado emite consecutivamente dos partículas β y una γ. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 88

89 Tema 05: El enlace y la reacción química Física y Química 3º ESO (I) Choque moléculas (reactivos) (II) Estado intermedio (III) Productos reacción Por qué razón son muy pocos los elementos que aparecen como tales en la Naturaleza? De qué manera se organizan los átomos para formar compuestos distintos? Cómo se representan estos compuestos químicos? Podemos controlar estos cambios? Podemos hacer cálculos sobre ellos? Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 89

90 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 90

91 Regla del octeto Los elementos químicos se ordenan en la tabla periódica. Observando la estabilidad de los distintos elementos se llega a la conclusión de que los más estables se encuentran en el grupo correspondiente a los gases nobles. Estos elementos tienen la configuración de la capa mas externa con la configuración ns 2 np 6 (ocho electrones). Compuestos iónicos Veamos lo que ocurre con dos elementos como el cloro y el sodio y vamos a comparar sus configuraciones electrónicas con las de los gases nobles más próximos a ellos como son el Ar y Ne: [Cl] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 [Ar] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [Na] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 [Ne] = 1s 2 2s 2 2p 6 Como se puede observar en el caso del Cl falta solamente un electrón para alcanzar los ocho electrones en la capa más externa y en el Na sobra un electrón para que tenga ocho en la capa más externa. La forma de alcanzar estas configuraciones más estables es que el Na pierda ese electrón formando un ión positivo Na + (catión sodio) y que ese electrón sea captado por un átomo de cloro que formarán un ión negativo Cl (anión cloruro) Los iones formados se atraen por fuerzas de tipo electrostático y al ordenarse en el espacio forman una red cristalina que se extiende en las tres direcciones del espacio. Es decir, en lugar de una molécula se forma un gran edificio cristalino. En ese proceso se desprende una gran energía. Esto se debe a que esa ordenación es muy estable con lo que será necesario aportar una gran cantidad de energía para destruirla. De ahí deducimos las propiedades de los compuestos iónicos: Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 91

92 Fundir un cristal iónico implica romper la red luego la temperatura de fusión será alta. Esto es, LOS COMPUESTOS IÓNICOS SUELEN SER SÓLIDOS. Rayar un compuesto iónico implica romper parte de la red luego serán DUROS. Los iones están retenidos fuertemente por los iones que los rodean luego NO CONDUCEN ni el CALOR ni la ELECTRICIDAD cuando están en estado sólido. Cuando están FUNDIDOS los iones están libres por lo que en este estado SON BUENOS CONDUCTORES. Se disuelven fácilmente en agua. Ejemplos de compuestos iónicos: NaCl (cloruro de sodio), MgCl 2 (dicloruro de magnesio)... en general se formarán compuestos iónicos por combinación de dos elementos, uno de ellos está a la derecha de la tabla periódica y otro a la izquierda. Compuestos covalentes Veamos lo que ocurre con dos elementos como el cloro y el sodio y vamos a comparar sus configuraciones electrónicas con las de los gases nobles más próximos a ellos como son el Ar y Ne: [Cl] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 [Ar] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [O] = 1s 2 2s 2 2p 4 [Ne] = 1s 2 2s 2 2p 6 [N] = 1s 2 2s 2 2p 3 [Ne] = 1s 2 2s 2 2p 6 Como se puede observar en el caso del Cl falta solamente un electrón, en el O dos electrones y en el nitrógeno tres para que tengan ocho en la capa más externa. La forma de alcanzar estas configuraciones más estables entre dos átomos iguales es compartiendo los dos átomos, pares de electrones para formar moléculas. Cada par electrónico compartido es un enlace covalente por lo que el hidrógeno al formar la molécula diatómica presenta un enlace sencillo entre los átomos de hidrógeno. La molécula de cloro también es diatómica y tiene un enlace sencillo entre los átomos que la forman. La molécula de oxígeno tiene un doble enlace y la de nitrógeno un triple enlace. Cl Cl N N H O H O = O O = C = O H N H H Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 92

93 Las moléculas así formadas retienen con mucha fuerza los electrones compartidos pero no tienen casi ninguna interacción entre ellas por lo que: Se presentan casi siempre en estado gaseoso Cuando están en estado líquido es porque su masa molecular es muy elevada. El punto de fusión es bajo y también el de ebullición. Se trata de compuestos poco solubles en agua y muy solubles en otros compuestos covalentes. No son buenos conductores del calor ni de la electricidad. Ejemplos: O 2, NH 3... En ocasiones el enlace covalente se extiende en las tres direcciones del espacio formando un sólido covalente. En este caso son: Muy duros (diamante) Punto de fusión elevado Insolubles Malos conductores Ejemplos: grafito, diamante. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 93

94 grafito diamante Metales Los metales ordenan sus átomos en una red tridimensional. En realidad lo que ordenan son los iones metálicos ocupando los nudos de esta red y los electrones más externos se quedan entre ellos formando una especie de nube o mar de electrones. Estos electrones tienen una gran movilidad lo que explica una serie de propiedades de los metales. Además estas estructuras son muy estables, las distintas formas de ordenarse dependen del tamaño de los iones metálicos. Red cúbica centrada en las caras Red cúbica centrada en el cuerpo Red hexagonal compacta Los metales tienen una serie de propiedades que se pueden explicar en la forma siguiente: Su punto de fusión es elevado. Son sólidos a temperatura ambiente (no lo es el mercurio) Conducen la corriente eléctrica y el calor Se pueden estirar en hilos (ductilidad) Pueden obtenerse con ellos láminas muy finas (maleabilidad) En estado fundido se mezclan y el sólido es una disolución (aleación) Ejemplos: Cu, Fe, Mg, Al... Símbolo químico Los elementos químicos están clasificados en función de sus propiedades químicas en el Sistema periódico. Esta clasificación se debe en primera instancia a Mendeleiev y a Meyer, que la hicieron atendiendo en principio a la masa atómica, pero sin rehuir la posibilidad de alterar este orden cuando había necesidad de hacerlo para que los elementos con propiedades similares estuvieran Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 94

95 en el mismo grupo. Luego, tal como la conocemos hoy en día, a Moseley que hizo la ordenación atendiendo al número atómico. Con ello quedaron perfectamente ordenados los elementos y los de los mismos grupos tenían las propiedades iguales sin tener que alterar el orden de los mismos, como ocurría en la clasificación periódica anterior. Los elementos químicos se representan mediante los símbolos químicos. El símbolo químico es una letra mayúscula o una letra mayúscula y otra minúscula que representa a un elemento determinado. Estas letras hacen referencia bien al nombre del elemento o al nombre latino o griego del mismo. Algunos ejemplos: H Hidróngeno, O Oxígeno, Mg Magnesio, Fe Hierro, Cu Cobre Fórmula química La fórmula química expresa la proporción de átomos de cada elemento que forma parte de la molécula de un compuesto. Algunos ejemplos: H 2O agua, la molécula está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. CO 2 dióxido de carbono formado por dos átomos de carbono y uno de oxígeno. NH 3 amoniaco formado por un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno. H 2SO 4 ácido sulfúrico formado por dos átomos de hidrógeno, uno de azufre y cuatro de oxígeno. Masa molecular Es la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica. Para calcularla sumamos la masa atómica de cada uno de los átomos de la fórmula. Ejemplos: Calculamos la masa atómica del agua H 2O H: 1 u x 2 átomos = 2 u O: 16 u x 1 átomo = 16 u Total 18 u La del carbonato de calcio CaCO 3 C: 12 u x 1 átomo = 12 u O: 16 u x 3 átomos = 48 u Ca: 40 u x 1 átomo = 40 u Total 100 u Hipótesis de avogadro Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. Las condiciones normales de presión y temperatura son 1 atmósfera (atm) y 0ºC (273 K). Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 95

96 Concepto de mol Es la unidad de cantidad de sustancia en el S.I. Se dice que un mol de cualquier sustancia contiene un número de unidades elementales igual a 6, Este número se llama número de Avogadro (N A ) También se cumple que un mol de cualquier compuesto corresponde a una masa de ese compuesto igual a la masa atómica / molecular expresada en gramos. Para entender este concepto vamos a recordar que la unidad de masa atómica era la doceava parte de la masa del isótopo 12 C. Su equivalencia en gramos es: 1u = g lo que nos lleva a la conclusión de la equivalencia de gramos a unidades de masa atómica haciendo un sencillo factor de conversión: 1u 1 g = 6,022 1, g Además, teniendo en cuenta la hipótesis de Avogadro, un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura ocupa un volumen igual a 22,4 L. u Tipos de ejercicios para el uso del concepto de mol Cálculo del número de moles contenidos en una masa de compuesto y el inverso Cálculo del número de átomos en una masa de compuesto y el inverso Cálculo del número de moles en un volumen de compuesto en condiciones normales y el inverso. Cálculo de la composición centesimal de un compuesto químico. Cálculo de la fórmula empírica a partir de la composición centesimal. Cálculo de la concentración molar de una disolución. Gases Repaso En primer lugar vamos a recordar varias cosas: Los gases están formados por moléculas que ocupan un volumen pequeño pero distinto de cero. Esas moléculas están en continuo movimiento lo que hace que se produzcan colisiones entre ellas y con las paredes del recipiente que las contiene. Esas colisiones no son perfectamente elásticas. Ese es el comportamiento real de los gases. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 96

97 Sin embargo a bajas presiones y a temperaturas no muy bajas los gases tienen un comportamiento ideal, debido a que la relación entre los volúmenes del recipiente y las moléculas es muy pequeño y a que el número de choques entre ellas es menor, es decir: Las moléculas de gas no ocupan volumen (son puntuales). Los choques entre las moléculas son perfectamente elásticos. Presión La velocidad del movimiento de las partículas de gas será mayor cuanto mayor sea la temperatura, esto hará que choquen contra las paredes del recipiente ejerciendo una fuerza instantánea sobre ellas que evidentemente será mayor a mayor temperatura. Si pudiéramos hacer el promedio de esas fuerzas instantáneas y dividirlo entre la superficie total de las paredes del recipiente obtendríamos la presión a que está el gas en el recipiente. Como unidad para la presión se usará aquí la atmósfera (atm) o los milímetros de mercurio (760 mm Hg equivalen a 1 atm) Temperatura Recordemos que las moléculas que forman la materia están en continuo movimiento debido a la agitación térmica. También las moléculas de los gases. En este estado las partículas que los componen se atraen poco lo que les permite tener una gran movilidad y ocupar la totalidad del volumen del recipiente que los contiene. La temperatura se mide en grados centígrados (escala Celsius) aunque también puede medirse en otras escalas. Por ejemplo los países de origen anglosajón utilizan la escala Fahrenheit. Sin embargo para lo que nos ocupa utilizaremos la escala absoluta (Kelvin). Por qué utilizamos esta escala? La respuesta está en el movimiento de las moléculas a distintas temperaturas. Se sabe que existe una temperatura a la cuál esas moléculas permanecen en reposo. Se dice que se trata del cero absoluto (0 K) que equivale a 273 ºC. No hay una temperatura menor. Para transformar una temperatura de la escala celsius (ºC) a la escala absoluta (K) solamente hay que sumar a la primera 273. Por ejemplo: el punto de fusión del agua serán (0+273) = 273 K o el punto de ebullición ( ) = 373 K. Cuando se trabaja con gases y aplicamos las leyes que referimos a continuación solamente trabajaremos en la escala absoluta de temperaturas. Leyes de los gases ideales Recordemos lo visto en el tema de estados de agregación de la materia lo visto sobre las leyes de los gases: Ley de Charles T 2<T 1 Si mantenemos constante en un recipiente la presión y estudiamos la forma en que varía el volumen con la temperatura podemos deducir P cte que, al disminuir la temperatura, la velocidad de V 1 T 1 las partículas que lo constituyen será menor y para que la fuerza media de los impactos sobre V 2 T 2 las paredes se mantenga será preciso que las partículas ocupen un volumen menor. Existe también aquí una relación directa entre el volumen y la temperatura. V T Ley de Gay Lussac Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 97

98 P T Parece pues bastante claro que si en un recipiente de volumen fijo hay una determinada cantidad de un gas, también fija, existe una relación directa de proporcionalidad entre la presión y la temperatura. Es decir el cociente entre la presión y la temperatura será constante. Representando A una temperatura mayor las velocidades de las partículas también serán mayores así como la presión sobre gráficamente la presión frente a la temperatura obtendremos una recta como se ve en la gráfica. En los cálculos con gases se suele usar el litro (L) en lugar del m 3. Ley de Boyle - Mariotte Ahora consideramos el caso en que, para una determinada cantidad de gas fija, la temperatura se mantiene constante y se aumenta la presión del gas. Lo que ocurre es que para que esto ocurra el volumen debe disminuir. Si por el contrario se aumenta el volumen la presión en el interior del recipiente debe disminuir. Es decir el producto presión por volumen a temperatura constante es también constante. P P 2P 3P 4P V V V/2 V/3 V/4 Combinando las leyes de Boyle y de Charles se puede relacionar presión, volumen y temperatura de un gas. Se obtiene la ecuación general de los gases: Según esta ley, PV/T permanece constante en los gases P V 1 1 = T 1 PV 2 T 2 2 Si relacionamos las ecuaciones de los gases con la cantidad de gas en moles obtenemos la ecuación de estado de los gases ideales: Donde: P es la presión expresada en atm. V es el volumen expresado en L. n es el número de moles de gas. T es la temperatura (en K). R atm L = 0,082 K mol P V = n R T En esta ecuación conocidas tres de las propiedades del gas podemos calcular la cuarta. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 98

99 Reacción química Es un proceso por el cuál una serie de elementos o compuestos (reactivos) se transforman en otros elementos o compuestos (productos de la reacción). En primer lugar debemos comprender que la reacción química supone la ruptura de enlaces en los reactivos para dar lugar a nuevos enlaces y formar los productos. Todo este proceso lleva aparejado un intercambio de energía con el exterior. (I) Choque moléculas (reactivos) (II) Estado intermedio (III) Productos reacción Además para que se den estas rupturas de enlace es necesaria la colisión entre las moléculas de los reactivos con la velocidad y orientación adecuada ya que no todos los choques darán lugar a la reacción (no todos son eficaces). Esto significa que la Temperatura será un factor determinante de la velocidad de la reacción (se puede decir que un incremento de 10ºC en la temperatura supone un aumento de la velocidad de reacción al doble). Es esa la razón que explica la rapidez para cocinar los alimentos en la olla a presión (el agua tiene en ella una temperatura superior a los 100ºC puesto que a mayor presión la temperatura de ebullición es mayor). También lo serán todos los factores que aumenten el número de choques como la presión si son gases, la concentración en disoluciones La reacción química se representa por medio de la ecuación química en la que se indican a la izquierda los símbolos o las fórmulas de los reactivos, a la derecha los símbolos o fórmulas de los productos de la reacción y separándolos una flecha que va de los reactivos a los productos de la reacción. Además la ecuación química debe estar ajustada lo que significa que el número de átomos de cada especie debe ser el mismo en los reactivos y los productos: 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) En la reacción anterior de formación del agua el número de átomos de hidrógeno entre los reactivos es 4 (2 del coeficiente x 2 del subíndice) y en los productos es también 4 (2 del coeficiente x 2 del subíndice). El número de átomos de oxígeno en los reactivos es 2 (viene dado por el subíndice x 1 coeficiente) y en los productos también es 2 (2 del coeficiente x 1 del subíndice) Tipos de reacciones químicas Atendiendo a los reactivos o productos que se obtienen Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 99

100 Síntesis Es aquella en la que se combinan dos o mas elementos para formar un compuesto determinado 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) Descomposición Aquella en la que un compuesto se descompone en los elementos que la forman 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) + O 2 (g) Desplazamiento Un elemento que forma parte de un compuesto es sustituido por otro CuSO 4 (aq) + Fe (s) FeSO 4 (aq) + Cu (s) Doble desplazamiento o intercambio Se da un intercambio en los sustituyentes de las moléculas que reaccionan MgSO 4 (aq) + K 2 S (aq) K 2 SO 4 (aq) + MgS (aq) En función del intercambio de energía con el exterior Exotérmicas Cuando el proceso va acompañado de cesión de calor al entorno. 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) + O 2 (g) Endotérmicas Cuando el proceso se produce con absorción de calor del medio. FeO (s) + C (s) + calor Fe (s) + CO (g) En función de la naturaleza de los reactivos Neutralización es una reacción de un ácido y una base HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) Combustión es una oxidación en la que se desprende una gran cantidad de calor 2 C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g) 8 CO 2 (g) + 10 H 2 O (l) Cálculos en las reacciones químicas Los cálculos que realicemos pueden ser de varios tipos: A partir de una cantidad de reactivo o producto (masa) calcular la masa de otro reactivo o producto que se obtiene. A partir de un volumen de reactivo o producto calcular la masa de otro reactivo o de otro producto que se obtiene. A partir de un volumen calcular la masa. Cálculos en los que intervienen disoluciones de concentración conocida. Para realizar los cálculos en cualquier caso seguiremos el siguiente método que seguiremos con un ejemplo: Calcula los gramos de hierro que deben reaccionar con 5 gramos de oxígeno para formar trióxido de dihierro. Masas atómicas (en u): Fe: 55.8, O: 16 En primer lugar escribir y ajustar la ecuación. 4 Fe (s) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 100

101 A continuación pondremos sobre los reactivos y productos que vayan a intervenir en los cálculos las masas atómicas o moleculares. 55,8 g/mol 16 g/mol? 4 Fe (s) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) Debajo de esos mismos reactivos escribiremos los datos correspondientes y anotaremos a cuáles se refieren las preguntas. 55,8 g/mol 32 g/mol 4 Fe (s) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s)? 5 g Para empezar cualquier dato que tengamos debemos transformarlo en moles de esa especie. 1molO 5gO 2 32gO Los moles de la especie correspondiente se transforman en moles de la especie buscada teniendo en cuenta la estequiometría (ajuste) de la reacción. 5 1molO 2 go 2 32gO molFe 3molO Por último los moles de la especie buscada se transforman en gramos, litros de la especie buscada. 1molO2 4molFe 55,8gFe 5gO2 = 11, 63gFe 32gO 3molO 1molFe Pero para aprender a hacer estos ejercicios lo mejor es hacer muchos CÁLCULO MASA MOLECULAR Problemas 1. Calcula la masa molecular de los siguientes compuestos: a. Amoniaco b. Agua c. Cloruro de cobre (II) d. Hidróxido de aluminio e. Dióxido de manganeso f. Tricloruro de hierro g. Ácido sulfúrico h. Ácido nítrico i. Carbonato de calcio j. Hidróxido de sodio Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 101

102 CONCEPTO DE MOL 2. Calcula el número de gramos que corresponden a 0,50 mol de agua. 9,5 g 3. Calcula el número de moléculas de ácido sulfúrico y de átomos que contienen 0,01 mol de dicho compuesto. 6, moléculas, 4, átomos. 4. Calcula el número de átomos de aluminio y el número de moles que hay en un trozo de papel de aluminio de 5 g de masa. 1, átomos, 0,217 mol. 5. Cuántos moles y moléculas corresponden a 1,2 g de carbono. 0,1 mol, 6, moléculas. 6. Calcula el número de moles que contienen 100 L de dióxido de carbono medidos en condiciones normales de presión y temperatura. 4,46 mol 7. Calcula el volumen de monóxido de carbono en cn. que corresponde a 1, moléculas de dicho compuesto. 0,446 L 8. Calcula la masa, número de moles y número de moléculas que corresponden a 2,24 L de NH 3 medidos en cn. 1,7 g, 0,1 mol y 6, moléculas. 9. Calcula el volumen en cn y la masa de moléculas de O 2. 7,44 L, 10,6 g. 10. En un recipiente tenemos 5 L de nitrógeno a 1 atm y 0ºC. Indica los moles, moléculas y gramos de N 2 que hay en el recipiente. 0,223 mol, 1, moléculas, 6,244 g. 11. En un recipiente hay 10 g de agua. Cuántos moles, moléculas y átomos hay? 0,56 mol, 3, moléculas, 1, átomos. DISOLUCIONES MOLARIDAD Y MOLALIDAD 12. Preparamos 5 L de una disolución de nitrato de potasio (KNO 3 ) a partir de 150 gramos de este compuesto. Cuál será su concentración molar? Solución: 0,30 M 13. Calcula la molalidad de una disolución que se prepara añadiendo 35 gramos de cloruro de sodio (sal común) a 500 ml de agua (densidad 1 g/ml).solución: 1,20 m 14. Si evaporamos todo el disolvente de 150 ml de una disolución 0,2 M de hidróxido de sodio NaOH cuánta sosa recogeremos.solución: 1,2 g 15. Disolvemos 2 gramos de cloruro de calcio en 12 L de agua. Cuál será la molaridad de dicha disolución? Solución: 0,0015 M ESTEQUIOMETRÍA Cálculos masa - masa 16. Calcula la masa de hierro (Fe) que reacciona con 10 gramos de oxígeno (O 2 ) para formar trióxido de dihierro (Fe 2 O 3 ). Masas atómicas (u): Fe: 55,8 O: Indica la masa de agua que se obtiene por reacción de 5 gramos de oxígeno con hidrógeno en exceso. Masas atómicas (u): H: 1 O: 16 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 102

103 18. Calcula la masa de oxígeno que reacciona con 200 gramos de butano (C 4 H 10 ) formando dióxido de carbono (CO 2 ) y agua (H 2 O) Masas atómicas (u): H: 1 C: 12 O: Indica la masa de dióxido de carbono que se obtienen en el ejercicio anterior. Masas atómicas (u): H: 1 C: 12 O: Señala la masa de metano (CH 4 ) que debe reaccionar con oxígeno (O 2 ) para formar 3 gramos de agua. Masas atómicas (u): H: 1 C: 12 O: 16 Cálculos masa volumen (cn) 21. Indica el volumen de dióxido de carbono (CO 2 ) medido en condiciones normales de presión y temperatura (1 atm y 0ºC) que se obtiene por combustión completa de 60 gramos de grafito (C). Masas atómicas (u): C: Si se forman 10 gramos de agua por reacción de hidrógeno con oxígeno, determina el volumen de hidrógeno que reacciona si éste se mide a 1 atm y 0ºC. Masas atómicas (u): H: 1 O: Con los datos del ejercicio anterior, calcula el volumen de oxígeno que reacciona medido en las mismas condiciones de presión y temperatura. 24. Determina el volumen de nitrógeno (N 2 ) medido en c.n. que ha de reaccionar con hidrógeno en exceso (H 2 ) para producir 50 gramos de amoniaco (NH 3 ) Masas atómicas (u): H: 1 N: Compara los resultados de los dos ejercicios anteriores y observa como la relación de los volúmenes que reaccionan (medidos en las mismas condiciones) es la misma que la relación de los moles. Cálculos volumen (cn) masa 26. Indica la masa de yodo (I 2 ) que reacciona con 2 L de hidrógeno (H 2 ) medidos en cn para formar yoduro de hidrógeno (HI). Masas atómicas (u): I: 126,9 27. Qué masa de hierro reacciona con 5 L de hidrógeno (H 2 ) en cn. para formar hidruro de hierro (III) (FeH 3 ). Masas atómicas (u): Fe: 55,8 28. En un recipiente de 5 L a 1 atm y 0ºC se introduce hidrógeno (H 2 ), este reacciona con oxígeno (O 2 ) Qué masa de agua se obtiene? Masas atómicas (u): H: 1 O: Queremos obtener 5 L de amoniaco (NH 3 ) en cn. Qué masa de hidrógeno (H 2 ) reacciona con nitrógeno en exceso (N 2 ). Masas atómicas (u): H: 1 N: El ácido clorhídrico (HCl) reacciona con magnesio para formar cloruro de magnesio (MgCl 2 ). Calcula la masa de dicho compuesto que se obtiene si se forman 5 L de hidrógeno medidos en cn. Masas atómicas (u): Cl: 35,51 Mg: 24,3 Cálculos volumen (cn) volumen (cn) 31. Calcula el volumen de amoniaco (NH 3 ) que se forma por reacción de 2 L de nitrógeno (N 2 ) medidos en c.n. con (H 2 ). 32. Con los datos del ejercicio anterior calcula el volumen de hidrógeno que reacciona en las mismas condiciones. 33. Qué volumen de oxígeno medido en cn reacciona con 5 L de hidrógeno medido en las mismas condiciones. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 103

104 34. Si se obtienen 5 L de dióxido de azufre (SO 2 ) medidos en cn por reacción de azufre (S) con oxígeno (O 2 ) indica el volumen de este gas que reacciona si se mide en las mismas condiciones. 35. Indica el volumen de oxígeno (O 2 ) en cn. que reacciona con 50 ml de nitrógeno (N 2 ) medidos a 1 atm y 0ºC para obtener monóxido de nitrógeno (NO). Cálculos con disoluciones 36. Calcula la masa de cloruro de cinc que se forma por reacción de 150 ml de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) con cinc (Zn) en exceso. En la misma reacción se desprende como producto hidrógeno (H 2 ). Masas atómicas (u): Cl: 35,51 Zn: 65,4 37. Si por reacción de 5 gramos de hierro (Fe) con 150 ml de una disolución de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) se obtienen 14 gramos de sulfato de hierro (II) (FeSO 4 ) al tiempo que se desprende hidrógeno cuál es la concentración molar del ácido? Masas atómicas (u): S: 32 O: 16 Fe:55, ml de una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico reaccionan con magnesio (Mg) para formar cloruro de magnesio (MgCl 2 ) e hidrógeno (H 2 ). Indica la masa de magnesio que reacciona. Masas atómicas (u): Mg: 24,3 39. Con los datos del ejercicio anterior indica la masa de cloruro de magnesio que se forma. Masas atómicas (u): Cl: 35,51 Mg: 24,3 40. Con los mismos datos indica el volumen de hidrógeno que se forma si se mide a 1 atm y 0ºC. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 104

105 Práctica1: REACCIONES QUÍMICAS Reactivos: Ácido sulfúrico (diluido) H 2 SO 4 (aq) Ácido clorhídrico (diluido) HCl (aq) Cloruro de calcio (diluido) CaCl (aq) Carbonato de sodio (diluido) Na 2 CO 3 Sulfato de cobre (II) CuSO 4 (aq) Hidróxido amónico NH 4 OH (aq) Hidróxido amónico concentrado Fenolftaleína Cinc Zn (s) Aluminio Al (s) Cobre Cu (s) Hierro Fe (s) Magnesio Mg (s) Papel indicador / fenolftaleina Yoduro de potasio (s) Nitrato de plomo (II) (s) Material: Tubos de ensayo, globo, pinzas, erlenmeyer, vidrio de reloj, papel indicador. Carácter ácido se determina con un indicador: Anotar lo que ocurre al usar un papel indicador: Con el ácido (clorhídrico) toma color. Con una base (hidróxido amónico) toma color Lo mismo cuando se ponen dos gotas de fenolftaleína En el tubo con ácido color.. Con la base color.. Reacción de los vapores de ácido clorhídrico con los del amoniaco En sendos tubos de ensayo se colocan aproximadamente 2 cm 3 de disoluciones concentradas de ácido clorhídrico y de hidróxido amónico y se aproximan sus bocas como se indica en la figura. Escribe la ecuación que representa la reacción de NH 4 OH y HCl en fase gaseosa sabiendo que se forma NH 4 Cl y H 2 O y luego ajústala. Indica qué tipo de reacción es describiendo lo que sucede. Yoduro de potasio y nitrato de plomo (II) Preparamos sendas soluciones de yoduro de potasio, KI, y nitrato de plomo (II), Pb(NO 3 ) 2, en agua. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 105

106 Ambos son sólidos de color blanco y las disoluciones son transparentes e incoloras. Al mezclarlas se forma instantáneamente un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II), PbI 2, y nitrato de potasio, KNO 3, que queda disuelto en agua. Resulta llamativo colocar ambos reactivos sobre un vidrio de reloj separados y luego mezclarlos ayudándose de una espátula. Aparece instantáneamente el sólido de color amarillo. Explícalo. Escribe y ajusta la ecuación química correspondiente. Sulfato de cobre (II) y cinc Preparamos una disolución de sulfato de cobre (II) en agua, CuSO 4, e introducimos en ella una lámina de cinc, una llave puede tener también algo de cinc formando parte de la aleación con que se fabrica (latón). Al cabo de un tiempo observamos que la lámina de cinc ha adelgazado y se ha cubierto de cobre, de color pardo, lo mismo ocurre con la llave aunque por razones obvias se ha dejado mucho menos tiempo. Si lo dejamos el suficiente tiempo, la disolución se vuelve incolora. Escribe y ajusta la ecuación química que represente la reacción que ha tenido lugar. Sulfato de cobre (II) y amoniaco En un tubo de ensayo se tiene una disolución de sulfato de cobre (II) y se le añaden unas gotas de hidróxido amónico. A las pocas gotas se forma un precipitado de hidróxido de cobre (II) de color azul intenso. Si se sigue añadiendo amoniaco el precipitado se vuelve a disolver por la formación de un complejo amoniacal de cobre que si es soluble. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 106

107 Cinta de magnesio Se le acerca a la cinta de magnesio la llama de un mechero. Reacción violenta todo el magnesio se convierte en un polvo blanco (MgO) Reacción de los ácidos con los metales: Haz una tabla como la que se indica poniendo qué observas en cada caso: H 2 SO 4 HCl Metales Qué observas desprende calor? Qué observas desprende calor? Fe Cu Zn Al Mg Reacción del ácido clorhídrico con bicarbonato sódico En un tubo de ensayo vertemos una cierta cantidad de ácido clorhídrico, dentro de un globo colocamos una cierta cantidad de carbonato de sodio. Ajustamos la boca del globo a la del tubo y a continuación vertemos en dicho tubo todo el carbonato. Observamos que ocurre algo parecido a la secuencia de fotografías que se añaden. Busca información y escribe la ecuación química correspondiente sabiendo que el carbonato de sodio, Na 2 CO 3, reacciona con ácido clorhídrico, HCl, formando cloruro de sodio, NaCl, que queda disuelto, y ácido carbónico, H 2 CO 3, que se descompone inmediatamente en dióxido de carbono, CO 2, y agua, H 2 O. Comentario de los resultados: Anota en cada caso los cambios que observas, escribe la ecuación química que corresponde a cada una de las reacciones y ajústala. Usando esa ecuación explica cada uno de los cambios observados. Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 107

108 Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 108

109 Apéndice: Formulación y Nomenclatura Química Inorgánica para 3º de ESO Siguiendo las recomendaciones para la enseñanza de la nomenclatura y formulación de los compuestos inorgánicos en los niveles de enseñanza no universitaria que son la síntesis de propuestas y opiniones recogidas en el Taller de Formulación y Nomenclatura realizado en Oviedo los días 7, 13 y 21 de noviembre de 2013 en la sede del Colegio Oficial de Químicos de Asturias y León y la Asociación de Químicos del Principado de Asturias, con la participación de 98 profesores de Educación Secundaria y Bachillerato. Muchos de los párrafos que siguen son copia textual del documento elaborado como resumen de dicho Taller. Se persigue adaptar estas conclusiones a la enseñanza de la Formulación Química adaptada a cada curso del nivel correspondiente. Símbolos de los elementos: Dalton utilizaba una simbología como la que se indica a continuación para representar a los distintos elementos químicos conocidos en esos momentos: Un sistema de nomenclatura parecido al que tenemos en la actualidad se debe a Bercelius que para simplificar las cosas desarrolló un sistema de notación química que asignaba a los elementos símbolos más simples formados por una o dos letras como O para el oxígeno, o Fe de hierro. Además para los compuestos químicos fue el precursor del uso de las fórmulas parecidas a las que usamos hoy utilizando números para indicar las proporciones en que intervienen los átomos en el compuesto. La única diferencia con lo que hacemos hoy es que en lugar de subíndices utilizaba superíndices H 2 O en lugar de H 2 O. Así pues hoy los elementos químicos se representan mediante una o dos letras, la primera mayúscula (con letra de imprenta) y la segunda minúscula. El símbolo, en algunos casos, deriva del nombre o de la raíz latina o griega del mismo. Ejemplos: Hierro Fe (FERUM), Plata Ag (argentum), Cobre Cu (cuprum) Para descargar estos apuntes y ver las animaciones visita 109