Fisicoquimica III Estructura y transformaciones de la materia
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FISICOQUÍMICA IIIESTRUCTURA Y TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
INTERCAMBIOS DE ENERGÍA
María Graciela Espósito Armando Eugenio Zandanel
FISICOQUÍMICA IIIESTRUCTURA Y TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
INTERCAMBIOS DE ENERGÍA
3° año Secundaria
FISICOQUÍMICA III. Estructura y transformaciones de la materia. Intercambios de energíaMaría Graciela Espósito, Armando Eugenio Zandanel
1º edición, febrero de 2015
© 2015 Editorial Maipue
Zufriategui 1153 (1714) Ituzaingó, provincia de Buenos Aires
Tel./Fax 54-011-4458-0259
Contacto: [email protected] / [email protected]
www.maipue.com.ar
ISBN: 978-987-3615-21-4
Arte de tapa: Gisela Aquaviva
Ilustraciones interiores: Mariana Gabor
Diseño de tapa: Disegnobrass
Diagramación: Paihuen
Corrección: Silvina Crosetti
Armando Eugenio Zandanel
Fisicoquímica III : estructura y transformaciones de la materia, intercambios de energía / Armando Eugenio Zandanel y María Graciela Espósito. - 1a ed. - Ituzaingó : Maipue, 2015.
232 p. ; 27x19 cm.
ISBN 978-987-3615-21-4
1. Física . 2. Química. 3. Enseñanza . I. Espósito, María Graciela
CDD 530.712
Fecha de catalogación: 28/01/2015
Queda hecho el depósito que establece la Ley 11.723.
Libro de edición argentina.
No se permite la reproducción parcial o total, el almacenamiento, el alquiler, la transmisión o la transformación de este libro, en cualquier forma o por otro cualquier medio, sea electrónico o mecánico, mediante fotocopias, digitalización u otros métodos, sin el consentimiento previo y escrito del editor. Su infracción está penada por las leyes 11.723 y 25.446.
Agradecimientos
M. Graciela Espósito
Y a la memoria de mi padre, a quien le gustaba presumir de mí.
Armando Eugenio Zandanel
ÍNDICE
7
Introducción ......................................................................................................................................................... 11
Capítulo 1: Estructura atómica ................................................................................................................15
Hablemos de modelos ................................................................................................................................................. 15
Radiactividad .................................................................................................................................................... 18
Los espectros atómicos ................................................................................................................................... 19
Un modelo para aprender ........................................................................................................................................... 21
Las fuerzas nucleares ...................................................................................................................................... 22
Magnitudes atómicas ................................................................................................................................................... 23
Número atómico .............................................................................................................................................. 23
Isótopos ............................................................................................................................................................ 23
Número másico ................................................................................................................................................ 23
La identidad de los átomos ......................................................................................................................................... 24
Notación atómica ............................................................................................................................................ 24
El modelo actual .......................................................................................................................................................... 28
El principio de exclusión de Pauli ................................................................................................................................ 31
¿Cómo se distribuyen los electrones en los orbitales? ............................................................................................... 31
..................................................................................................... 32
................................................................................. 33
.................................................................................... 34
Descripción de la tabla periódica ................................................................................................................................ 35
Organización de la tabla periódica ................................................................................................................. 37
Propiedades periódicas de los elementos .................................................................................................................. 39
¿Vamos al laboratorio? .................................................................................................................................................. 46
Capítulo 2: Los enlaces químicos ..........................................................................................................49
La estructura de Lewis ..................................................................................................................................... 50
Las fórmulas químicas...................................................................................................................................... 50
¿Cómo se unen los átomos? ........................................................................................................................................ 51
La electronegatividad de los elementos químicos ........................................................................................ 51
........................................................................................................ 53
El enlace iónico ............................................................................................................................................................. 53
Las redes iónicas .............................................................................................................................................. 56
Propiedades de los compuestos iónicos ......................................................................................................... 56
¿Vamos al laboratorio?. ................................................................................................................................................. 57
8
El enlace covalente ....................................................................................................................................................... 59
........................................................................................................................................ 60
La molécula de dióxido de carbono ............................................................................................................... 60
Un caso particular: enlace covalente coordinado ......................................................................................... 61
Polaridad de los enlaces ................................................................................................................................. 62
Propiedades de los compuestos covalentes .............................................................................................................. 64
Sustancias moleculares .................................................................................................................................. 64
Cristales covalentes ......................................................................................................................................... 64
El enlace metálico ........................................................................................................................................................ 67
Las aleaciones .................................................................................................................................................. 67
Fuerzas o uniones intermoleculares .......................................................................................................................... 69
Fuerzas de London ........................................................................................................................................... 69
Fuerzas dipolo-dipolo (dipolo permanente) ................................................................................................... 70
Fuerzas dipolo-dipolo inducido ....................................................................................................................... 70
Unión puente de hidrógeno ............................................................................................................................. 70
El agua y sus puentes de hidrógeno ............................................................................................................................ 71
La densidad del hielo ...................................................................................................................................... 71
........................................................................................................................................... 71
Poder disolvente .............................................................................................................................................. 72
La geometría de las moléculas .................................................................................................................................... 74
Moléculas sin pares de electrones libres ........................................................................................................ 76
Moléculas con pares de electrones libres: ...................................................................................................... 77
¿Vamos al laboratorio? .................................................................................................................................................. 80
Capítulo 3: Los compuestos químicos .................................................................................................83
Los números de oxidación ........................................................................................................................................... 84
Los compuestos binarios ............................................................................................................................................. 86
Combinaciones de los no metales con hidrógeno .......................................................................................... 87
No metales de los grupos 16 y 17 .................................................................................................................... 87
Nomenclatura ................................................................................................................................................... 88
Combinaciones de los no metales de los grupos 13, 14 y 15 con hidrógeno ................................................. 89
Combinaciones de los metales con hidrógeno ............................................................................................... 90
Combinaciones de los metales y no metales con oxígeno: óxidos ................................................................ 91
¿Cómo se leen y escriben los nombres tradicionales? ................................................................................... 93
Combinaciones de no metal con metal: sales binarias .............................................................................................. 94
Compuestos ternarios ................................................................................................................................................. 97
Hidróxidos ......................................................................................................................................................... 98
Oxácidos u oxoácidos ..................................................................................................................................... 100
Nomenclatura común (tradicional o clásica) ............................................................................................... 100
9
Nomenclatura de hidrógeno ......................................................................................................................... 101
Oxosales u oxisales .................................................................................................................................................... 104
El proceso de neutralización ..................................................................................................................................... 106
¿Vamos al laboratorio? ................................................................................................................................................ 111
Capítulo 4: Las reacciones químicas ..................................................................................................113
Ecuaciones y reacciones ............................................................................................................................................ 114
¿Cómo ocurre una reacción química? ....................................................................................................................... 117
Teoría de las colisiones................................................................................................................................... 117
La velocidad de las reacciones químicas .................................................................................................................. 118
¿Para qué sirve medir la velocidad de una reacción? .................................................................................. 119
Estequiometria de las reacciones químicas ............................................................................................................. 121
El intercambio de energía en las reacciones químicas ............................................................................................ 125
El concepto de entalpía .................................................................................................................................. 125
Reacciones ácido-base ............................................................................................................................................... 128
La reacción de neutralización ....................................................................................................................... 129
La fuerza de los ácidos y las bases y el pH .................................................................................................... 130
¿Para qué se mide el pH? ............................................................................................................................... 130
¿Cómo se mide el pH? .................................................................................................................................... 131
Reacciones de óxido-reducción ................................................................................................................................. 135
Un gran problema: la corrosión .................................................................................................................... 139
¿Vamos al laboratorio? ................................................................................................................................................ 143
Capítulo 5: Las reacciones nucleares .................................................................................................147
Las emisiones radiactivas .......................................................................................................................................... 148
La radiación (alfa) ...................................................................................................................................... 148
La radiación β (beta) ....................................................................................................................................... 149
La radiación γ (gamma) ................................................................................................................................. 149
Los procesos radiactivos se representan por medio de ecuaciones nucleares ......................................... 150
El diseño experimental de Becquerel ........................................................................................................... 154
¿Dios no juega a los dados? ....................................................................................................................................... 155
Probabilidad .................................................................................................................................................. 156
Vida media de un isótopo .............................................................................................................................. 156
Cálculo de la vida media y del período de desintegración .......................................................................... 156
Aplicaciones de las reacciones nucleares ................................................................................................................ 159
El reloj radiactivo ........................................................................................................................................... 160
Rompiendo y pegando núcleos ................................................................................................................................ 163
Fisión .............................................................................................................................................................. 163
Fusión ............................................................................................................................................................. 164
10
Imitando a las estrellas ................................................................................................................................. 165
Reactores nucleares ................................................................................................................................................... 168
Capítulo 6: Intercambio de energía térmica ................................................................................179
Unidades y escalas .....................................................................................................................................................181
Kelvin y el cero absoluto ............................................................................................................................... 182
Siguiendo la pista del calor ....................................................................................................................................... 183
.............................................................. 183
Calor y cambio de estado .......................................................................................................................................... 188
Los procesos de cambio ................................................................................................................................ 189
Los mecanismos de transferencia de calor .................................................................................................. 191
La transferencia de calor y la producción de energía eléctrica ................................................................... 193
¿Vamos al laboratorio? ................................................................................................................................................ 197
Capitulo 7: Las ondas transportan energía
Los elementos de una onda ....................................................................................................................................... 205
La luz ......................................................................................................................................................................... 208
La radiación y los materiales ..................................................................................................................................... 212
Absorción ....................................................................................................................................................... 214
Dispersión ...................................................................................................................................................... 214
............................................................................................................. 215
Dispersión cromática ..................................................................................................................................... 218
Los colores del cielo, una experiencia de dispersión ................................................................................... 220
La interacción entre la radiación solar y la atmósfera de la Tierra .......................................................................... 222
.................................................................................................. 226
Bibliografía .................................................................................................................................................................. 229
11
INTRODUCCIÓN
“Hay una fuerza motriz más poderosa que el vapor, la electricidad y la energía atómica: la voluntad.”
Albert Einstein
Son tal vez, la capacidad de pensar, crear e inventar y preocuparnos por el futuro las características que más nos diferencian a los humanos de otras especies animales.
La civilización ha traído, sin ninguna duda, mejoras en nuestra calidad de vida; la ciencia y la tec-nología han puesto el mundo en nuestras manos, acortando los tiempos y las distancias.
Han permitido a los hombres ir sorteando las dificultades que la naturaleza les planteaba, llegando a controlar muchos fenómenos para utilizarlos en su beneficio.
¿Pensaron alguna vez cómo sería nuestra vida sin las aplicaciones de los descubrimientos realiza-dos en el campo de la física y la química? Imaginen por un instante un día sin energía eléctrica, sin pilas, sin bolsas de residuos, sin jabón…
A partir de los descubrimientos hechos por los físicos y los químicos, se han desarrollado un sinnú-mero de dispositivos como el láser, la fibra óptica, las microcámaras de video, las computadoras, los teléfonos celulares, etc., que permiten transmitir datos, voces, imágenes y sonidos de un continente hacia otro a través del espacio.
Es posible conservar los alimentos con el uso de máquinas frigoríficas, el agregado de sustancias químicas o la aplicación de procesos físicos como la irradiación, liofilización (eliminación del agua por sublimación) o pasteurización.
Introducción
12
El conocimiento de la estructura atómica fue fundamental para analizar el comportamiento químico de las sustancias, pudimos entender que nuestros procesos corporales son en su mayoría químicos: al respirar, digerir alimentos, crecer, envejecer, pensar y hasta cuando nos enamorarnos nuestro organismo trabaja como un verdadero reactor químico.
Habrán escuchado alguna vez hablar de “la química del amor”: hoy los científicos pueden explicar que en la primera etapa del amor, el enamoramiento, interviene el olfato de los hombres y mujeres sobre las feromonas, sustancias químicas que diferentes animales secretan y que producen modi-ficaciones hormonales relacionadas con la atracción.
Comprendiendo el funcionamiento del organismo humano y la estructura de las moléculas de las sustancias que provocan enfermedades, los químicos fabricaron otras moléculas que las inhiben o destruyen: los medicamentos y vacunas, logrando así mejorar la calidad de vida de las personas y extender la esperanza de vida de la humanidad.
La investigación sobre las propiedades de los elementos ha permitido acceder a materiales bio-compatibles usados en el diseño de prótesis y aparatos para reparar miembros, piezas dentales, huesos y articulaciones.
Hoy se aplican los conocimientos de física y química nuclear en el diagnóstico y tratamiento de enfermedades que antes eran mortales; se han desarrollado máquinas capaces de ofrecernos imá-genes que permiten conocer el estado y funcionamiento de diversos órganos o sistemas del cuerpo humano. Por ejemplo los resonadores magnéticos, las máquinas de rayos X, tomógrafos y ecógrafos.
En todos nuestros productos de cosmética, vestido y calzado, está presente la química; ya sea en la síntesis de detergentes, jabones, y perfumes, como en la elaboración de fibras sintéticas y procesa-miento de fibras naturales, en el curtido de los cueros, la fabricación de cauchos, gomas y plásticos.
Como ejemplos de desarrollos en nuestro país podemos citar que el 2014 nos ha dado la satisfacción de colocar en órbita un satélite para comunicaciones totalmente diseñado en la Argentina. También se han logrado cosas tan dispares como radares, reactores nucleares, semillas que soportan sequías, animales transgénicos, un biocombustible capaz de funcionar a 47 grados bajo cero.
En cada uno de estos logros subyace la retroalimentación entre la creación y la acumulación de conocimientos que se produce por la labor continua de la ciencia básica, y la aplicación tecnológica de estos conocimientos para innovar, mejorar y generar nuevos bienes y servicios.
EL FUTURO Y LOS DESAFÍOS PARA LA FÍSICA Y LA QUÍMICA
La población mundial aumenta en forma progresiva, se estima que dentro de los próximos treinta años habrá unos dos mil millones de personas más sobre el planeta. Todos ellos necesitarán comer, acceder al agua, vestirse, tener una vivienda y cuidar su salud. Existe acuerdo en el mundo científico acerca de que el futuro del planeta corre peligro. Dado el deterioro creciente del ambiente, producto de las actividades humanas, surgió el concepto de desarrollo sustentable, entendiendo por este al desarrollo económico y social que posibilita enfrentar las necesidades presentes sin poner en peligro la capacidad de las futuras generaciones para satisfacer sus propias necesidades. No existe un desafío más importante para la humanidad que el de alcanzar una biosfera sustentable. De esta formidable responsabilidad depende nuestra supervivencia.
El agua, los alimentos y el oxígeno son los principales recursos a proteger desde la perspectiva biológica del hombre. Por ejemplo: el agua disponible es la misma desde que se formó el planeta
Introducción
13
Tierra, sin embargo la actividad humana ha contaminado e inutilizado numerosos cursos de agua. Dado que es imprescindible para la vida y que cualquier actividad humana requiere de su empleo, debemos encontrar la manera de “limpiar” y purificar el agua para que todos los habitantes del mundo puedan acceder a ella.
Todas las ciencias deberán buscar las maneras de remediar el daño que las actividades humanas han hecho al ambiente. Sea por negligencia, ignorancia, o intereses económicos, todos en mayor o menor medida hemos colaborado en dañar nuestro planeta, y todos debemos involucrarnos en su cuidado y recuperación.
Es necesario tener conocimientos de ciencia para poder participar: oponerse o avalar la instalación de una fábrica, exigir a las autoridades el cumplimiento de su rol, argumentar, elegir un producto o un servicio… En definitiva, ser ciudadanos responsables y comprometidos.
15
CAPÍTULO
1Estructura atómica
HABLEMOS DE MODELOS
Un modelo es una representación material o mental de un fenómeno, un proceso o un objeto. Los modelos se utilizan para explicar una realidad que no se puede ob-servar en forma directa, y son muy útiles para represen-tar cosas muy pequeñas o extremadamente grandes, que se encuentran fuera del rango de nuestra visión.
La estructura, la forma, o la composición de sistema solar, de la Tierra, del ADN de una célula, una molécula o un átomo son familiares para nosotros a través de los modelos escolares que se utilizan en la enseñanza.
También los científicos utilizan modelos que, aunque son mucho más complejos y requieren para ser inter-pretados mayores conocimientos sobre el tema en cuestión, les permiten analizar, estudiar e investigar en distintos campos de la ciencia, ya que gracias a ellos pueden imaginar o simular cómo podría ocurrir un fenómeno, explicar un comportamiento o predecir una respuesta.
Los modelos atómicos son sin lugar a duda algunos de los modelos más conocidos y utilizados por la ciencia, y constituyen un excelente ejemplo de la forma en que evoluciona y se construye el conocimiento científico, poniendo de relieve sus características de provisorio y perfectible, demostrando también, cómo la colabora-ción y el intercambio de ideas son el motor que hace que la ciencia avance en forma permanente.
Modelo del sistema solar
Modelo de cadena ADN
Estructura atómica1
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Vamos a estudiar en forma breve y conceptual el camino por el cual se ha llegado a lo largo de la historia al modelo atómico actual, deteniéndonos en las modificaciones que fueron realizándose en los modelos atómicos más importantes.
Ya sabemos que los primeros que se atrevieron a pensar en la discontinuidad de la materia y la existencia de los átomos fueron los griegos en el siglo V a. C.
Fue Demócrito, un filósofo y pensador de aquellos tiempos quien propuso la idea de que si un trozo de metal se dividiera en dos partes y luego cada una de ellas en otras dos, y así sucesivamente, se llegaría a un momento en el cual se tendría una partícula tan pequeña que ya no podría dividirse más. A esta partícula imaginaria la llamó átomo (del griego a toma: sin división).
Muchos siglos transcurrieron hasta que en 1808 John Dalton, un científico inglés, presentó la primera teoría atómica que revolucionó el mundo científico, retomando las viejas ideas de los filósofos griegos.
Dalton postulaba que la materia estaba formada por átomos y que los átomos eran diminutas esferas invisibles; aseguraba también que había tantas clases de átomos como de materiales diferentes.
Consideraba además que los átomos eran indivisibles e indestructibles y que los compuestos quí-micos se formaban al combinarse átomos distintos.
Aunque este modelo no respondía a la inquietud de cómo estaban constituidos los átomos, resultó valioso por el hecho de volver a pensar y hacer que otros pensaran en la existencia de los átomos.
Con el tiempo, los científicos fueron dándose cuenta de que el átomo no era en realidad una par-tícula tan sencilla, como lo suponía Dalton.
Los átomos de Dalton: para Dalton los átomos eran esferas indestructibles e indivisibles.
Los avances y nuevos descubrimientos científicos que en esos tiempos se sucedían a ritmo verti-ginoso, como la comprobación de la existencia de los electrones, la relación entre electricidad y materia descubierta por Michael Faraday en el año 1833, los rayos X descubiertos por Wilhelm Röntgen en 1895, las propiedades radiactivas del uranio observadas por Henri Becquerel un año más tarde, y la aislación de otros materiales radiactivos que realizó Marie Curie posteriormente, hicieron necesario que los científicos pensaran en otros modelos que permitieran explicarlos.
En 1897, el físico británico Joseph John Thomson experimentando con rayos catódicos similares a los que había utilizado Röntgen cuando descubrió los rayos X, verificó la existencia de partículas
H
C
O
Si
Cl
Fe
Na
Mg
1
1CAPÍTULO
17
con carga negativa a las que llamó electrones. Pensó entonces que era necesario un modelo que hiciera po-sible justificar la existencia de los electrones, porque las evidencias mostraban que los átomos estaban constituidos por partículas más pequeñas, y no eran ellos mismos (los átomos), la última partícula que constituía la materia.
Imaginó entonces al átomo como una esfera maciza cargada positivamente, en la cual los electrones, de carga negativa, se “incrustaban”, compensando la carga eléctrica.
Esto daba como resultado un átomo neutro, que res-pondía a los fenómenos observados. Pero algo no era correcto, ya que el modelo de Thomson proponía un átomo estático, es decir, con partículas que no tenían movimiento.
En 1886, Eugen Goldstein, un físico alemán que experimentaba en tubos similares a los que utili-zaba Thompson, pero con hidrógeno gaseoso, planteó la existencia del protón, como una partícula con carga eléctrica positiva.
Esto inspiró a Ernest Rutherford, que en 1911 propuso su modelo atómico revolucionando las ideas de los físicos de la época.
Rutherford trabajaba en experiencias donde hacía incidir un haz de partículas alfa ( ) sobre una delgada lámina de oro, buscando demostrar que los átomos se podían dividir en partículas más pequeñas.
Por medio de estos experimentos obtuvo datos muy interesantes con los que llegó a la conclusión de que los átomos no eran compactos, sino que en realidad había muchísimo espacio vacío alre-dedor de un pequeño núcleo de carga positiva, donde se hallaba concentrada casi la totalidad de la masa del átomo.
El modelo de Rutherford era como un sistema planetario en miniatura, con un núcleo central compuesto por protones, partículas de carga positiva, y electrones en la periferia, moviéndose en órbitas.
El átomo de Thomson
--
- --
---
- -
--
-
- -
- +
+
+
+
Masa (+) Esfera maciza con carga (+)
Electrones (-)
Electrones (-)
--
-
El tubo de rayos catódicos contiene gases a muy baja presión someti-dos a un campo eléctrico. Dentro del tubo, los átomos de los gases pierden sus electrones, estos se mueven en todas las direcciones e impactan contra una pantalla fluorescente colocada en un ex-tremo, dejando evidencias de su existencia.
Rayos catódicos
Rayos catódicos(Haz de electrones)
Pantalla fluorescente
Evidencia de la existencia de
electronesGases a baja
presión
Ánodo +
Cátodo
-
Fuente de alta tensión
Estructura atómica1
18
Experimento de Rutherford Los rayos (alfa), que son partículas positivas, inciden sobre la lámina de oro.La mayoría de ellas atraviesan la lámina sin desviarse, lo que indicaría que atra-viesan un espacio vacío.Algunas partículas se desvían, lo que indicaría que pasan cerca del núcleo y son rechazadas por tener la misma carga (positiva).Una partícula cada cien mil rebota, es decir, choca contra una masa compacta (Rutherford supone que es el núcleo).
Átomo de Rutherford
Núcleo (protones)
Órbita
Electrones
En este modelo el tamaño del núcleo era muy pequeño en comparación con el tamaño total del átomo.
El modelo se había planteado sobre bases experimentales sólidas, pero aun así, había importantes contradicciones con la física clásica.
La principal duda con referencia a este modelo se centraba en el hecho de que los electrones giraban alrededor del nú-cleo, pero a diferencia de los planetas que giran alrededor del Sol, los electrones tienen carga eléctrica, por lo cual, al girar van perdiendo energía cinética por emitir radia-ción electromagnética. En esta situación los electrones, al perder su energía, tendrían que terminar por “estrellarse” contra el núcleo, cosa que evidentemente no ocurre.
La solución a este problema se encontró un poco más tarde, al estudiar los espectros atómicos.
Aunque el modelo con el que se trataba de explicar la constitución del átomo estaba evidentemente equivocado, se había avanzado en el conocimiento, Rutherford había descubierto que los átomos tenían núcleo.
RadiactividadLas sustancias radiactivas emiten radiaciones que pueden ser de tres tipos:
Partículas (alfa): flujo de núcleos de He, por consiguiente tienen carga positiva, son poco penetrantes y solo atravie-san láminas delgadas de metales.
Partículas ß (beta): flujo de electrones, por lo tanto tienen carga negativa y se mueven a gran velocidad.
Partículas o rayos (gamma): ondas electromagnéticas de menor longitud de onda que los rayos X, no tienen carga eléctrica pero tienen gran poder de penetración.
Las sustancias radiactivas no emiten las tres radiaciones al mismo tiempo.
Lámina de Au
Caja de plomo
Muestra radiactiva
Rayos
Rayos β
Rayos
Papel Aluminio Plomo
Radiactividad: cada tipo de radiación tiene distinta capacidad de penetrar a los materiales.
1
1CAPÍTULO
19
¿Sabías qué...?
Los espectros atómicosLa luz blanca que proviene del sol está formada por siete colores (los colores del arco iris). Los distintos colores, que dependen de la longitud de onda de las radiaciones, y corresponden a cantidades distintas de energía, forman bandas al dispersarse, en las cuales los colores van pasando gradualmente de uno a otro, esto se llama espectro continuo.
En 1913, un joven discípulo de Rutherford llamado Niels Bohr interpretó que los espectros de rayas se debían a la forma en que emitían energía los electrones de los átomos.
Bohr trabajó sobre el modelo de Rutherford perfec-cionándolo en base a los principios de la mecánica cuántica, una nueva teoría propuesta por Max Planck y Albert Einstein, que estaba por esos años revolucio-nando la física clásica.
Bohr propuso que las órbitas eran circulares y tenían energías definidas (no cualquier energía, como supo-nía Rutherford): a esas órbitas las llamó niveles de energía.
Según su teoría los electrones que se encuentran en una órbita estable no absorben ni emiten energía, pero cuando pasan a un nivel de menor energía lo hacen emitiendo la energía excedente. De igual manera, si absorben energía pueden pasar a un nivel energético superior.
Cuando los electrones pasan a un nivel de energía superior (estado excitado), vuelven rápidamente a su estado estable o fundamental, emitiendo energía en forma de radiación electromagnética.
La cantidad de energía que puede emitir o absorber un electrón está “medida” o cuantificada, y esa medida se llama cuanto.
Un cuanto es un pequeño “paquete de energía”.
La ecuación fundamental de la mecánica cuántica expresa que la energía absorbida o emitida por un electrón al pasar de un nivel de energía a otro es igual a un cuanto.
Gustav Kirchhoff y Robert Bunsen (1861), dos científicos alemanes que trabajaban con los espectros que producían distintas sustancias al ser calentadas (los átomos son excitados por el calor), observaron que cada elemento producía un espectro for-mado por un conjunto de líneas sepa-radas por espacios o zonas oscuras. A estos espectros los llamaron espec-tros de rayas, porque eran disconti-nuos, no había una transición entre una línea y otra.
La formación de espectros de rayas indica que los átomos emiten energía en zonas o valores definidos, caracte-rísticos para cada elemento.
Cuando la luz solar atraviesa las gotas de lluvia, que actúan como pequeños prismas, se dispersa forman-do el arco iris.
Estructura atómica1
20
E2-E1 = h.
Donde
h: constante de Planck.
: frecuencia de la onda luminosa.
h. : cuanto de energía.
E2: energía del electrón en la órbita inicial.
E1: energía del electrón en la órbita excitada.
E2- E1: diferencia de energía del electrón entre las dos órbitas o niveles.
El modelo de Bohr se probó con los átomos de hidrógeno, dando los resultados esperados, pero, fracasaba al intentar explicar lo que ocurría con átomos que tenían muchos electrones; era evidente que este modelo debía ser perfeccionado.
De todas formas, el modelo atómico de Bohr, por su simplicidad y por trabajar en el plano, resulta aún en nuestros días un excelente modelo escolar que facilita una primera aproximación a la estructura atómica.
Átomo de Bohr
+13
O=5
N=4
M=3
L=2
K=1
Niveles de energía
Electrones
Núcleo con protones
+
Energía
Absorción
El electrón “salta” a un nivel de mayor energía
N1 N2 +
Fotón
Emisión
El electrón vuelve al estado fundamental
N1 N2
Los niveles de energía se simbolizan con el número cuántico principal: n (de 1 a 7), Bohr los denominó capas electrónicas, y
cuando vuelven al nivel original emiten la energía que habían absorbido en forma de luz.
1
1CAPÍTULO
21
UN MODELO PARA APRENDER
En 1932 James Chadwick, que era uno de los discípulos de Rutherford, demostró la existencia de los neutrones en el núcleo atómico, como una partícula sin carga eléctrica y de masa aproxima-damente igual a la del protón, completando entonces el modelo de Bohr.
Tenemos así un buen modelo escolar para comprender el comportamiento y la estructura de los átomos:
Partícula Símbolo Masa (g) Masa UMA Carga UbicaciónElectrón e- 9.1.10-28* despreciable Negativa (-) Órbitas
Protón P+ 1.67.10-24 1 UMA Positiva (+) Núcleo
Neutrón n0 1.67.10-24 1UMA Sin carga (0) Núcleo
*La masa del electrón se considera despreciable (sin importancia) frente a la masa del neutrón o del protón, dado que es 1840 veces más pequeña que cada una de ellas. Las masas de los protones y neutrones son extremadamente pequeñas, aun así son responsables de la masa total del átomo. En valores numéricos la masa aproximada de los protones y neutrones es de: 0,00000000000000000000000167 gramos (1,67. 10-24 g). Si se sumara la masa de los electrones, no se advertiría un aumento en la masa atómica ya que prácticamente su aporte no tiene importancia.
Podemos utilizar el modelo de Bohr, teniendo en cuenta que tiene las siguientes limitaciones:
Este modelo ubica al átomo en el plano y no en el espacio, donde se encuentran los cuerpos, y en consecuencia los átomos que los forman.
También propone que los electrones de una órbita tienen todos idéntica energía, lo cual no es correcto porque existen niveles y subniveles de diferentes energías.
Además hay que tener en cuenta que investigaciones más recientes dieron a conocer que existen partículas aún más pequeñas, que son las que constituyen a los neutrones y protones. En 1990, varios investigadores ganaron el Premio Nobel de Física por el descubrimiento de estas partículas llamadas quarks.
partículas fundamentales de la materia.
Estructura atómica1
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Vocabulario + Las fuerzas nuclearesLos protones y neutrones del núcleo se encuentran en un espacio muy reducido y hay una distancia muy pequeña entre ellos. A estas distancias sería muy fuerte la repulsión entre protones por tener todos ellos carga positiva (las car-gas eléctricas de igual signo se repelen).
La fuerza que vence esta repulsión y mantiene unidas a todas las partículas del núcleo es la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro fuerzas de la naturaleza (son llamadas así a las fuerzas de interacción entre partículas fundamentales: interacción gravitatoria, interacción electromagnética, fuer-za nuclear débil y fuerza nuclear fuerte).
Pese a esta fuerza, el núcleo atómico puede ser inestable, por eso algunas sustancias se desintegran por radiactividad. In-cluso algunos átomos pueden fisionarse naturalmente, para transformarse en otros átomos más pequeños y estables.
Fisión nuclear
División de un núcleo de un átomo en dos o más núcleos más livianos.
LAS CUATRO FUERZAS DE LA NATURALEZA
Interacción gravitatoria: también conocida como fuerza de gravedad, es una interacción
de carácter atractivo, generada por todos los cuer-pos con masa. Es una fuerza muy importante a grandes distancias, pero a nivel atómico, es la más débil de las cuatro.
Fuerza electromagnética: es la interacción entre partículas con carga eléctrica. Este fenómeno in-cluye la fuerza electrostática generada entre par-tículas en reposo y el efecto combinado entre las fuerzas eléctricas y magnéticas que actúan entre cargas que se mueven unas con respecto a otras.
Es una interacción más fuerte que la gravitatoria y tiene carácter de atracción y repulsión.
Fuerza nuclear débil: es una interacción muy compleja que opera a cortas distancias.
No es en realidad una fuerza que una o separe algo, pero es responsable de fenómenos como la desintegración radiactiva y la producción de radiación y energía calórica por el sol en los proce-sos de fisión nuclear.
Fuerza nuclear fuerte: es una interacción atractiva que opera solamente a cortas distancias.
Es responsable de la estabilidad del núcleo atómico, ya que permite que los protones no se re-chacen entre sí.
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1CAPÍTULO
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+ + +N NN
Para la netbookMAGNITUDES ATÓMICAS
Número atómicoEs el número de protones que posee el núcleo, se re-presenta con la letra Z.
El número de protones del núcleo es igual al número de electrones que están en la zona extranuclear (fuera del núcleo atómico), dado que los átomos son neutros.
Z = P+ = e-
IsótoposSon los átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número de protones y distinto número de neutrones, por eso tienen distinto número másico.
Si quieren experimentar y conocer cuáles son los isótopos de cada elemento químico y su abundancia en la naturaleza, pueden consultar una simulación1:
http://phet.colorado.edu/es/simulation/build-an-atom?em_x=22
1 Sitio: PhET, Simulaciones interactivas de la Universidad de Colorado, Estados Unidos.
1,6605. 10 -24
12
masa del 12C
12 1 UMA = =
Al estudiar en profundidad los átomos de hidrógeno, se descubrió que en realidad existían tres clases de átomos de hidrógeno:
Como los tres átomos tienen un solo protón en su núcleo, los tres tienen número atómico 1 (Z = 1), o sea, los tres son átomos del elemento hidrógeno.
Sin embargo, tienen diferente número de neutrones, por lo cual tienen diferente número másico (A), por lo tanto, los tres átomos son isótopos.
Todos los elementos químicos en la naturaleza están formados por una mezcla de varios isótopos, algunos más abundantes que otros.
Número másicoEs un concepto relativo por lo tanto se define con respecto a otro tomado como referencia.
En la actualidad se toma como unidad de masa la doceava (1/12) parte de la masa del átomo de carbono del isótopo 12.
Por consiguiente la unidad de masa atómica (UMA) se define como
c) Tritio Z = 1 A = 3
a) Hidrógeno (Protio) Z = 1 A = 1
b) Deuterio Z = 1 A = 2
Estructura atómica1
24
LA IDENTIDAD DE LOS ÁTOMOS
Notación atómicaPara identificar completamente a un elemento se lo simboliza de la siguiente manera:
Se coloca el símbolo del elemento, como subíndice el número atómico (Z) y como superíndice el número másico (A).
Por ejemplo:
Notación atómica del sodio:
Como seguramente se imaginan, no podemos ver los átomos a simple vista, ni con ninguno de los instru-mentos ópticos tradicionales. Esto se debe a que el tamaño de los átomos es mucho menor que la lon-gitud de onda de la luz, y todo aquello que es visible debe tener un tamaño igual o mayor que la misma.
En la actualidad se están haciendo experimentos con microscopios electrónicos de barrido, con los cuales se han conseguido algunas imágenes de la topografía (corteza exterior) de los átomos.
Actividad
Por lo tanto el número másico indica cuántas veces es más pesado el elemento en cuestión que una UMA.
Como existen varios isótopos para un mismo elemento, cada uno con su número másico correspon-diente, surge el concepto de masa atómica relativa, que es el promedio de los números másicos de todos los isótopos de ese elemento.
Este es el valor que se encuentra en la tabla periódica y se lo simboliza con la letra A.
Como prácticamente la masa del átomo se encuentra en el núcleo atómico, que posee protones y neutrones se calcula como:
A = P+ + n0
De esta fórmula pueden obtenerse también el número de neutrones como:
n0 = A- P+
23
11Na
¿Se animan a construir átomos y competir con sus compañeros? Para empezar, consulten1:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interac-tiva_materia/curso/materiales/atomo/aconstruir.htm
1 Sitio: Concurso Cnice. Disponible en: http://concurso.cnice.mec.es. Enlace: “Construir átomos”.
1
1CAPÍTULO
25
Actividades
Por esa razón algunas veces son útiles las comparaciones o analogías, que nos ayudan a tener una idea aproximada de las dimensiones:
En el grosor de un cabello humano podrían caber un millón de átomos de carbono.
En un glóbulo rojo caben diez billones de átomos.
En la cabeza de un alfiler podría haber cinco billones de átomos.
Si el átomo fuera un estadio de fútbol, los electrones estarían en la hilera de gradas más alta y el núcleo tendría el tamaño de una arveja en el centro del campo. Observen este detalle: ¡el átomo está casi vacío!
Sugerencias
Para relacionar las dimensiones, pueden consultar esta interesante animación en1:
http://identidadgeek.com/la-es-cala-del-universo-en-una-anima-cion-interactiva/
1 Sitio: identidadgeek
Ordenen cronológicamente los siguientes hechos históricos:
- Bohr presentó su modelo atómico.
- Chadwick descubrió el neutrón.
- Dalton presentó su teoría atómica.
- Thomson descubrió los electrones.
- Rutherford descubrió el núcleo del átomo.
1
Estructura atómica1
26
Actividades
Señalen las opciones correctas:
Thomson descubrió:
a) Los protones. b) Los electrones. c) Los neutrones.
Rutherford descubrió:
a) Las órbitas. b) El núcleo atómico. c) Las partículas alfa.
Bohr propuso la idea de:
a) Niveles de energía. b) Órbitas circulares. c) La existencia de los neutrones.
Un átomo tiene 9 protones y 9 neutrones. Indiquen cuál es:
a) Su número atómico: ......................................................
b) Su número másico: ........................................................
c) Su número de electrones: .............................................
Si un átomo tiene Z = 14 y A = 29 indiquen:
a) Su número de protones, b) su número de neutrones, c) su número de electrones.
Completen señalando el nombre de las partículas correspondientes:
Si un átomo tiene Z = 11 y en su núcleo hay 11 protones y otro átomo tiene Z = 11, pero en su núcleo hay 12 neutrones. Respondan:
a) ¿Los dos átomos son del mismo elemento? ¿Por qué?
b) ¿En qué se diferencian?
c) ¿Cómo se denominan por ello?
Representen los átomos de los siguientes elementos según el modelo atómico de Bohr:
a) 18 Ne b) 10 B c) 27 Al
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10 5 13
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1CAPÍTULO
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Actividades
Completen sin utilizar la tabla periódica y señalen los pares de isótopos que encuentren:
Elemento Símbolo P+ Z n0 e- A Notación
Neón 10 10
Boro 5 10
Cloro 18 35
15 15
Fósforo 15 31
10 12
Oxígeno 8 8
10 11
Magnesio 12 24
12 C:
Indiquen número de protones, neutrones y electrones del elemento.
Respondan con verdadero o falso y corrijan las opciones falsas:
- El número atómico es igual a la suma de protones y neutrones.
- El número de protones es igual al número atómico.
- Los protones se encuentran en las órbitas.
- El número másico indica la cantidad de protones del núcleo.
- Los electrones están todos en una órbita alrededor del núcleo.
- Los protones y electrones tienen la misma carga pero signo opuesto.
- El neutrón es la partícula más pequeña del átomo.
- Los protones y neutrones son los responsables de la masa del átomo.
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Estructura atómica1
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Vocabulario +
Para la netbook
EL MODELO ACTUAL
Unos años después de haberse presentado el modelo de Bohr, Arnold Sommerfeld, físico alemán (1868-1951), lo perfeccionó. Propuso que las órbitas de Bohr eran en realidad zonas difusas (como nubes), a las que llamó orbitales, en las cuales la probabilidad de encontrar a los electrones es alta.
Esta idea descarta la del movimiento de los electrones en órbitas definidas e introduce el concepto de probabilidad.
Parámetro
Dato o factor que se toma como necesario para analizar una situación.
Con recursos matemáticos, puede calcularse la “probabilidad” de encontrar al electrón en una determinada posición alrededor del núcleo.
En este modelo se introduce también el concepto de números cuánticos.
Son una serie de parámetros que identifican el estado energético de los electrones:
Número cuántico principal: n
Indica el número de niveles de energía y se relaciona con la distancia de los electrones al núcleo.
La cantidad máxima de electrones que puede contener un nivel puede determinarse por la fórmula:
2n2
donde n es el número de nivel.
Entonces el número máximo de electrones para los cuatro primeros niveles de energía será:
1° nivel (n = 1) 2 x12 = 2 electrones
2° nivel (n = 2) 2x 22 = 8 electrones
3° nivel (n = 3) 2 x 32 = 18 electrones
4° nivel (n = 4) 2x 42 = 32 electrones
Para ver las formas de los orbitales, pueden consultar en1:
http://www.educaplus.org/play-234-orbitales
1 Sitio: E+educaplus.org.
El número cuántico azimutal: l
Designa la forma de los orbitales (subniveles). Para cada valor de l se asigna una letra, que identifica la forma del orbital (s, p d, f).
Los orbitales s son esféricos y su tamaño aumenta al aumentar el nivel de energía, es decir el orbital 2s es de mayor tamaño que el orbital 1s (1 indica primer nivel, 2 segundo nivel y así sucesivamente).
Los orbitales p tienen forma de “peras” unidas por su parte más delgada. Hay tres tipos de orbitales p distri-buidos en los ejes de coordenadas.
Los orbitales d, f y g tienen formas más complicadas y diversas.
1
1CAPÍTULO
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El número cuántico magnético: m
Indica la forma en que los electrones se orientan en el espacio (según los ejes de coordenadas perpendiculares entre sí: X, Y y Z).
Y por último el número cuántico spin: s
Indica el sentido en que giran los electrones sobre su propio eje y toma valores de +1/2 y
-1/2, según giren en sentido horario (en el sentido de las agujas del reloj) o anti horario.
Movimientos del electrón. El electrón tiene dos movimientos: traslación alrededor del núcleo y rotación sobre su eje.
Formas de los orbitales electrónicos s.
Formas de los orbitales p. Los orbitales p se orientan en el espacio según los ejes de coordenadas.
y
xz
x z
yy
x
z
y
x
z
pxpy pz
x
yz
x
y
z
x
yz
Órbita
Movimiento del electrónNúcleo
Traslación
Electrón
Rotación sobre su eje
1 s 2 s 3 s
Estructura atómica1
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De la combinación de los cuatro números cuánticos se deduce la distribución de los electrones en los diferentes niveles y subniveles; a esta distribución se la conoce como configuración electrónica.
La configuración electrónica es una manera sencilla de describir el estado energético de los elec-trones de un átomo en su estado fundamental o basal de energía (estado no excitado), utilizando los cuatro números cuánticos. De esta manera, el número cuántico principal (n) indicará el nivel en el cual se encuentra el electrón, es decir que todos los electrones que tengan el mismo número cuántico principal n pertenecerán al mismo nivel. Este número tomará valores enteros positivos: 1, 2, 3…, según los electrones se encuentren en el primer, segundo, tercer nivel, y así sucesivamente.
El número cuántico azimutal (l), indicará la forma geométrica del orbital y señalará en qué subnivel (dentro de un nivel) se encuentra el electrón.
Los subniveles se indican con letras minúsculas s, p, d, y f que provienen de palabras en inglés relacionadas con las características de los espectros atómicos.
El número cuántico magnético (m), determinará la orientación espacial del orbital según los ejes de coordenadas, Si el valor de m es igual a cero, el orbital será esférico, esta forma corresponde a orbitales s, Si se trata de orbitales p, se podrán ubicar espacialmente según los ejes X, Y y Z, dando como resultado tres sub-orbitales: px, py, y pz.
En el caso de los orbitales d, las posibilidades de orientación espacial serán cinco y habrá siete formas de orientación espacial para los orbitales f.
El número cuántico spin (s), indicará el sentido de giro de los electrones.
Dentro de cada suborbital pueden ubicarse solamente dos electrones, ambos girarán sobre su propio eje con sentidos opuestos: sentido horario y anti horario.
Observen cómo se superponen los orbitales a medida que aumenta el número de electrones y de niveles.
n=4 (capa N)
n=3 (capa M)
n=2 (capa L)
n=1 (capa K)
4f
4d
4p
4s
Ener
gía
crec
ient
e
3d
3p
3s
2p
2s
1s
1
1CAPÍTULO
31
EL PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
El físico austríaco Wolfgang Pauli (1900-1958) estableció, estudiando los espectros ató-micos, un principio que limita la cantidad de electrones que pueden ubicarse en un orbital:
“En un átomo no pueden existir dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos con el mismo valor”.
Esto significa que en un mismo suborbital pueden existir solamente dos electrones, que tendrán spin opuesto.Este principio sirve también para calcular el número máximo de electrones por cada orbital:
Tipo de orbital N° máximo de electrones
s 2
p 6 (en tres suborbitales)
d 10 (en cinco suborbitales)
f 14 (en siete suborbitales)
¿CÓMO SE DISTRIBUYEN LOS ELECTRONES EN LOS ORBITALES?
Hay excepciones al principio de Pauli, que son provocadas por la repulsión electrónica (las cargas de igual signo se repelen), y por la disposición de los electrones que siempre tienden a la menor energía.Además al aumentar el número de electrones comienza el entrecruzamiento y superposi-ción de orbitales.Por esta razón se ha diseñado un esquema nemotécnico basado en resultados experimentales llamado regla de las diagonales, que permite completar con exactitud la distribución de los electrones en niveles y subniveles para determinar la configuración electrónica externa,que es de suma importancia porque hace posible predecir: el comportamiento químico de un átomo, las uniones que establecerá con otros átomos, su reactividad y otras propiedades.
Regla de las diagonales.
2p
3p
4p
5p
6p
7p
4f
5f
...
....
3d
4d
5d
6d
...
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
...
Estructura atómica1
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Siguiendo la dirección y sentido de las líneas diagonales se puede determinar el orden en que los electrones van ocupando los subniveles y niveles de energía del átomo. Este procedimiento puede aplicarse a cualquier elemento.
Para escribir la configuración electrónica de un átomo se indica:
- El nivel de energía, con un número (1 para el primer nivel, 2 para el segundo, etc.).
- El subnivel de energía, con una letra que corresponde al orbital (s, p, d, f).
- El número de electrones, con un superíndice.
Por ejemplo, para el átomo de sodio, la cantidad de electrones es once, que se distribuyen de la siguiente manera:
Na: Z = 11, por lo tanto 11 e- :1s22s22p63s1
Esto significa que en el primer nivel, subnivel s hay dos electrones.
En el segundo nivel, hay dos electrones en el subnivel s y seis en el subnivel p y por último hay un electrón en el tercer nivel subnivel s. Se observa que en el tercer nivel está incompleto, esto determina que para completar su último nivel el sodio debe combinase con otros elementos.
Para el átomo de calcio su configuración electrónica CE será:
Ca: Z = 20, por lo tanto: 20 e- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
La CE del átomo de yodo que tiene Z = 53 será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5
Configuración electrónica externa (C.E.E.)Hay una estrecha relación entre las propiedades químicas de un elemento y su configuración electrónica.
Los electrones más alejados del núcleo atómico (electrones externos) son los responsables de las reacciones químicas de los elementos.
Los electrones de niveles más internos se hallan atraídos por el núcleo y generalmente no participan.
En todos los elementos químicos, los electrones internos de un átomo son los mismos que los del gas inerte que los precede en la tabla periódica, por eso usualmente, para abreviar, cuando el número de electrones es grande, se escribe la configuración electrónica colocando el símbolo del gas inerte precedente entre corchetes, más la configuración electrónica externa que completa la del elemento en cuestión.
Por ejemplo:
Para el elemento Cloro:
Cl.: 17 electrones, su CE es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
En forma resumida podría escribirse: [Ne] 3s2 3p5
Lo que significa que el elemento cloro tiene la configuración electrónica del neón más siete electro-nes, ubicados en el tercer nivel subnivel s (dos electrones) y subnivel p (cinco electrones)
Siendo en este caso la CEE (configuración electrónica externa): 3s23p5 la responsable de la forma en que el elemento cloro se combina químicamente con otros elementos.
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Analizando el comportamiento de los gases inertes, que son los únicos elementos que no tienen reactivi-dad química en condiciones normales, se observó que todos ellos menos el helio (He) tienen ocho electrones en su último nivel de energía.
De esto se deduce que la configuración electrónica más estable para los átomos es aquella en la cual se completen los ocho electrones en el nivel más externo (regla del octeto).
¿Para qué sirve conocer la configuración electrónica?
Se puede deducir y justificar electrónicamente el período de la tabla periódica a la que pertenece cada elemento.
Por ejemplo si tiene tres niveles de energía pertenece al período tres.
Se pueden deducir los números de oxidación factibles, es decir las formas en que se van a com-binar los elementos.
Se puede deducir el grupo al que pertenecen los elementos. (El número de grupo se relaciona con el número de electrones de la CEE).
Actividades
regla de las diagonales: estroncio (Z = 38), hierro (Z = 26), silicio (Z = 14), plata (Z = 79), molibdeno (Z = 42) y telurio (Z = 52).
2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a:
a) Un gas inerte. b) Un elemento de transición. ¿Cómo lo supieron?
Completen el cuadro siguiente:
Z Período Grupo Tipo de elemento
6
4 14
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Dados los siguientes números atómicos: 7, 32, 10, 51, 18, 33, 15, 36
Formen grupos con los elementos que pertenezcan al mismo grupo tomando como referencia la CE
1
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Para la netbook
Para entender cómo se van ocupan-do los orbitales atómicos, pueden ver un simulador en:
http://www.educaplus.org/play-73-Configuracpión-electrón
Sitio: E+educaplus.org
c) Un elemento del grupo 1.d) Ninguno de los elementos mencionados.
Estructura atómica1
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¿Sabías qué...?
LA TABLA PERIÓDICA: CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En el siglo XIX muchos químicos encontraron similitudes en el comportamiento de algunos ele-mentos, por ejemplo: el neón, el helio y el argón eran gases y todos ellos tenían muy poca o nula reactividad química; el sodio y el potasio tenían propiedades físicas similares. Con estas evidencias y muchas otras, pensaron que los elementos químicos seguramente podrían agruparse de alguna manera.
Sin dudas, el gran desafío era encontrar un criterio que permitiera reunir los 63 elementos conocidos por entonces en grupos que tuvieran propiedades fisicoquímicas semejantes.
Las primeras ideas consistieron en relacionar los elementos de pesos atómicos similares, y así se organizaron primero en tríadas (de a tres elementos) y luego en octavas (grupos de ocho).
Dimitri Mendeleiev
Dimitri Mendeleiev, considerado el creador de la tabla periódica de los elementos, nació en Siberia oriental el 1 de febrero de 1834.
Fue nombrado profesor de la Uni-versidad de San Petersburgo cuan-do solo tenía 31 años de edad.
Murió en el año 1907 y en su honor se llamó mendelevio (Mv) al ele-mento Z = 101.
En 1869 el alemán Julius Lothar Mayer y el ruso Dimitri Mendeleiev, cada uno en forma independiente, e inspi-rados por las ideas de Newlands y sus octavas, ordenaron los elementos según sus pesos atómicos crecientes, de manera que los que quedaban en la misma columna tenían propiedades similares.
Pero fue Mendeleiev el más visionario, ya que cuando en su ordenamiento faltaba algún elemento dejaba un “hueco” suponiendo que seguramente más adelante sería descu-bierto el elemento que ocuparía ese lugar.
En febrero de 1869 formuló su ley periódica:
“Los elementos ubicados según sus pesos atómicos crecientes presentan periodicidad en sus propiedades”.
La tabla periódica de Mendeleiev era sin lugar a dudas una genialidad, y tal como él lo predijo los elementos “faltantes” se iban descubriendo, pero, se presentaban algunos problemas al ordenar los elementos por sus pesos atómicos; era necesario hacer algunas inversiones o cambios para que quedaran ordenados en la columna correspondiente. El químico ruso creyó que esto se debía a que los pesos atómicos habían sido mal calculados, pero en realidad esto indicaba que debería haber otro criterio que permitiera que cada elemento estuviera ubicado en su familia correspondiente.
En el año 1913, el físico británico Henry Moseley observó en sus experimentos que el número de protones aumenta-ba en una unidad al pasar de un elemento a otro y decidió ordenar la tabla periódica por número atómico (número de protones) creciente, observando que así desaparecían las inversiones que preocupaban a Mendeleiev.
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1CAPÍTULO
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De esta manera la tabla periódica actual quedó constituida ubicando los elementos por número atómico creciente. Los elementos quedan así ubicados en filas horizontales llamadas períodos, y columnas verticales denominadas grupos.
La ley periódica fue modificada de la siguiente manera:
“Los elementos ubicados según sus números atómicos crecientes presentan pro-piedades periódicas”.
Hacia 1940 habían sido descubiertos 92 elementos, del hidrógeno (H) al uranio (U); entonces comen-zaron a producirse los primeros elementos artificiales, como resultado del bombardeo de átomos de uranio con otros átomos o con partículas subatómicas.
Por otro lado se observó que había un grupo de elementos del Z = 58 (cerio) al Z = 71 (lutecio) que tenían propiedades y características muy similares al lantano (Z = 57). Por razones de espacio y comodidad se ubicaron estos elementos y los obtenidos artificialmente en dos filas horizontales al pie de la tabla y se los denominó:
Lantánidos: elementos de Z = 58 a Z = 71.
Actínidos: elementos de Z = 90 a Z = 103.
Hubo algunas modificaciones posteriores hasta llegar a la tabla periódica que hoy conocemos. La última fue realizada por el químico Glenn Seaborg -mica por sus trabajos en este tema, que, además, predecían las propiedades de otros elementos aún no descubiertos. En su honor el elemento Z = 106 se llamó seaborgio (Sg).
DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Cada elemento se representa con un símbolo que es la inicial de su nombre en letras mayúsculas (en algunos casos del nombre original, que fue griego o latino).
Si varios elementos tienen la misma inicial se agrega a continuación la segunda o tercera letra del nombre en letras minúsculas.
Es importante recordar que los símbolos químicos son universales, por tanto deben respetarse las convenciones.
En la tabla periódica a cada elemento corresponde un casillero donde figura la siguiente información:
El número atómico Z que indica el número de protones y por lo tanto el número de electrones.
El número A que indica la masa atómica relativa (que es el promedio de las masas atómicas de todos sus isótopos).
El nombre del elemento.
La configuración electrónica.
El valor de electronegatividad.
Los números de oxidación más frecuentes.
Información adicional (estado de agregación, densidad, estructura cristalina, etc.).
Casillero de la tabla periódica actual.
Estructura atómica1
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Tabla periódica.
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Vocabulario +
Organización de la tabla periódicaLa tabla se organiza en siete (7) filas horizontales llamadas períodos, numeradas del 1 al 7, que coinciden con las órbitas o niveles energéticos de los átomos. El séptimo período está incompleto y allí se van agregando los nuevos elementos.
Cuenta además con dieciocho (18) grupos de elementos. Los grupos son columnas verticales que se numeran del 1 al 18 correlativamente, o con números romanos acompañados de las letras A y B. Dentro de un mismo grupo, los elementos presentan propiedades similares.
La IUPAC recomienda desde 1985 el uso de la numeración correlativa del 1 al 18, pero por el uso frecuente y la costumbre, también la tabla presenta la numeración antigua.
Según esta estructura de grupos y períodos, la tabla periódica queda dividida en cuatro bloques fundamentales: s, p, d y f, según sea el último orbital ocupado en la CEE
Los bloques s y p corresponden a los elementos representativos, comprenden a los metales y no metales (incluidos algunos que se conocen como metaloides).
Los elementos del bloque d son los elementos de transición y son todos metales.
El bloque f está formado por los elementos de transición interna (lantánidos y actínidos); algunos elementos son metales y la mayoría son elementos artificiales, obtenidos por síntesis.
IUPAC
Unión internacional de química pura y aplicada. Organismo miem-bro de la ICSU (Consejo internacio-nal para la ciencia). Es la autoridad reconocida en el desarrollo de es-tándares para la denominación de compuestos químicos, nomencla-tura, terminología y medición.
Grupos de la tabla periódica
: tienen incompleto el último nivel de energía, el electrón diferenciador (electrón que diferencia en una unidad mayor a cada elemento con respecto al que se encuentra antes en la tabla periódica) ocupa el orbital s o p.
En los metales (grupos 1 y 2) el electrón diferenciador ocupa el orbital s.
No metales: (grupos 13, 14, 15, 16. y 17), el electrón diferenciador ocupa el orbital p.
s d pf
Hidrógeno Elementos de transición
Elementos de transición
interna
Elementos representativos
Estructura atómica1
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Presentan los dos últimos niveles de energía incompletos, el electrón diferenciador ocupa ge-neralmente el orbital d (son los grupos del 3 al 12), estos elementos pueden comportarse como metales o como no metales, según el elemento con el que reaccionen.
Tienen los tres últimos niveles de energía incompletos.
Presentan completo (con ocho electrones) el último nivel, el electrón diferenciador ocupa el orbital p con seis electrones, excepto el helio (He).
No tiene una ubicación muy determinada en la tabla periódica.
Usualmente se lo ubica en el grupo 1 por tener un electrón en el último nivel (orbital s), pero sus propiedades son muy particulares y diferentes en muchos casos a las del grupo; por eso si bien pertenece a la primera columna de la tabla periódica, se encuentra separado de los demás elementos del grupo.
Otra forma utilizada para organizar los elementos de la tabla periódica es dividirlos en grupos teniendo en cuenta sus propiedades fisicoquímicas:
Los metales son elementos que tienen tendencia a perder electrones cuando se combinan con otros átomos, convirtiéndose en iones con carga positiva llamados cationes. Dentro de este conjunto los elementos del grupo 1 se denominan metales alcalinos y los del grupo 2 metales alcalinotérreos.
Los no metales, que se caracterizan por su tendencia a captar electrones de otros átomos, convir-tiéndose en iones con carga negativa llamados aniones.
Dentro del grupo de los no metales se destaca la columna número 17 conocida como halógenos.
Los elementos del grupo 18 se denominan gases inertes, raros o nobles, justamente por sus curiosas propiedades y poca actividad química.
Los elementos de transición son un conjunto formado por metales entre los que se encuentran los más utilizados por el hombre moderno, como el hierro y el cobre.
Estos grupos se denominan de acuerdo al nombre del primer elemento de la columna, por ejemplo el grupo 12 es el grupo del cinc.
Los metaloides son un pequeño grupo formado por el boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio, polonio y astato, que en la tabla periódica se ubican como una diagonal entre los metales y no metales.
Los metaloides presentan propiedades en algunos casos similares y en otros intermedias entre los metales y los no metales.
Al final de la tabla se ubican los lantánidos y actínidos, que se conocen también como tierras raras, porque son poco frecuentes. Muchos de los lantánidos forman parte de los minerales y la mayoría de los actínidos fueron obtenidos por síntesis en los laboratorios o como productos de la desintegración radiactiva.
1
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39
Actividades
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Hay propiedades de los elementos que varían en forma sistemática con respecto a la variación del número atómico dentro de un grupo o un período, son denominadas propiedades periódicas y entre las más importantes podemos citar:
Radio atómico:
Si se considera al átomo como una esfera, se puede determinar experimentalmente la distancia del electrón más externo al núcleo del átomo y esta distancia, que se conoce como radio atómico, varía de la siguiente manera:
- Dentro de un período disminuye de izquierda a derecha, esto se debe a que a medida que au-menta la carga positiva del núcleo, los electrones están cada vez más atraídos hacia el centro del átomo, por tener carga opuesta (negativa).
- Dentro de un grupo, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo, esto se explica, por el au-mento de órbitas o niveles de energía, en este caso las “capas electrónicas” ejercen un efecto “pantalla”, que bloquea en cierta manera la atracción del núcleo sobre los electrones (figura a).
El arte y la química
Ingresen en el siguiente sitio1: http://www.raci.org.au/periodic-table-on-show
O escribiendo en un buscador la frase: “la tabla periódica más bonita del mundo”.
Allí podrán ver cómo 79 químicos y 38 artistas plásticos de la isla de Tasmania, con motivo de celebrar el año internacional de la química, ilustraron con grabados la tabla periódica resaltando alguna característica propia de cada elemento.
¿Por qué creen que los artistas han elegido esas imágenes para representar a los siguientes elementos: carbono, cobalto, oxígeno, calcio, aluminio, uranio y hierro?
Si quieren conocer cómo son los elementos químicos pueden consultar2: http://www.educaplus.org/play-81
O escribiendo en un buscador la secuencia: “educaplus+ química+ los elementos químicos”.
1 Sitio: RACI http://www.raci.org.au2 Sitio: E+educaplus.org. Disponible en: http://www.educaplus.org. Enlace: “Imágenes de los elementos químicos”.
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Electronegatividad:
Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones cuando forma un enlace químico con otros átomos. En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo (figura b).
Carácter metálico:
Se relaciona con la tendencia de un elemento a perder electrones. Los metales tienden a perder electrones, mientras que los no metales tienden a captarlos.
El carácter metálico aumenta de derecha a izquierda en un período y de arriba abajo en un grupo (figura c).
Figura a: radio atómico
Figura b: electronegatividad
Figura c: carácter metálico
La electronegatividad es una pro-piedad muy importante, ya que permite establecer la forma en que los elementos se combinan químicamente.
Aumenta el radio atómico
Aumenta el carácter metálico
Aumenta la electronegatividad
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1CAPÍTULO
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Actividades
Dados los siguientes elementos:
Al, S, Mg, Cu, Ba
a) Busquen en la tabla periódica el número de electrones.
b) Indiquen (sin utilizar la tabla periódica) su CE
c) Indiquen el elemento más electronegativo y el de mayor carácter metálico.
a) 1s2 2s1
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
c) 1s2 2s2 2p4
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6
2.2 Determinen el número atómico de cada uno.
2.3. Escriban su nombre y símbolo.
Dados los valores de Z de los siguientes elementos:
a) 9 d) 17
b) 13 e) 50
c) 32 f) 37
3.2. Escriban su nombre y símbolo.
3.3 Ordénenlos de acuerdo a su electronegatividad creciente.
a) Los elementos del grupo 17 tienen 7 electrones en su último nivel.
b) El elemento más electronegativo está en el período 6.
c) El sodio es el elemento más electronegativo.
d) Los átomos de mayor radio atómico se encuentran en el primer período.
e) El potasio es un metal.
f) El elemento Z = 9 es un gas inerte.
g) El elemento que tiene 35 protones es representativo.
h) La tabla periódica está ordenada por pesos atómicos crecientes.
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Actividades
Actividades
Escriban la CE y señalen la CEE para los siguientes elementos:
a) El segundo metal alcalino.
b) El tercer gas inerte.
c) El elemento Grupo 13 Período 3.
d) El selenio.
elementos a los cuales pertenecen) con la característica correspondiente de la derecha.
Z = 36 Elemento de transición interna.
Z = 14 Elemento de transición.
Z = 10 Gas inerte.
Z = 30 Elemento representativo.
Z = 19 Elemento del quinto período.
Z = 58 Metal alcalino.
Z = 80 Elemento del período 2.
Z = 5 Elemento del grupo 12.
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Leer el artículo de la página siguiente y responder:
¿Cuántos protones tiene en su núcleo el ununseptio?
¿A qué grupo y período pertenece?
¿Cómo se sintetiza un nuevo elemento?
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1CAPÍTULO
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Lectura
Confirmado: Elemento 117, novedad en la tabla periódica de Mendeleiev
Un nuevo elemento químico podrá unirse oficialmente a la tabla periódica. Se trata del 117º elemento, sintetizado por científicos alemanes. El ununseptio (Uus) es el segundo elemento más pesado del mundo.
Físicos del centro de investigación de Alemania GSI, compañía para la investigación de iones pesados, lograron sintetizar cuatro átomos de un nuevo elemento químico, que es 40% más pesado que el plomo, informó la revista NewScience.
El ununseptio es el elemento 117 pero no es nuevo. Los primeros en sintetizarlo fueron un grupo de investigadores rusos y norteamericanos de la Universidad de Dubna en 2010, pero no estaba reconocido. Para que un nuevo elemento químico sea incorporado en la tabla periódi-ca, debe de ser sintetizado al menos por dos laboratorios independientes.
Esa doble confirmación es la única manera de que la Unión internacional de química pura y aplicada (IUPAC) apruebe su entrada en la tabla. La confirmación de la nueva síntesis del ele-mento 117 ha sido anunciada por la Universidad Nacional de Australia, que también participa-ba en el proyecto, informa el portal Gizmodo.
“Hacer este elemento está en el límite absoluto de lo que es posible en este momento”, afirmó el profesor David Hinde, profesor de la Universidad Nacional de Australia. El ununseptio era el elemento químico con más protones que quedaba por confirmar, pero no es el más pesado de la tabla periódica. Ese récord lo tiene el elemento 118, el ununoctio.
Fuente: (innovation information in Spanish).
Sitio: http://www.agenciasinc.es/. Publicado el 4 mayo de 2014.
Estructura atómica1
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Lectura
El enigma de la partícula de Dios
Un descubrimiento revolucionario deslumbra al mundo de la física y una científica platense, María Teresa Dova, explica por qué.
Por María Gabriela Ensinck
¿Qué es el bosón de Higgs? ¿Realmente es la partícula que da origen al universo?
Para entender qué es el bosón de Higgs tenemos que hablar de la teoría que describe las par-tículas fundamentales de la materia y las fuerzas que hacen que estas se unan para dar lugar al universo: el modelo estándar, el cual requiere de un mecanismo explicativo del origen de la masa de todas las partículas. Así se sugirió la existencia de un campo de fuerzas en el vacío, en el que las partículas adquieren masa a través de la interacción o fricción con el llamado campo de Higgs. Resulta que las partículas que interactúan más fuertemente ad-quieren mayor masa, mientras que aquellas que no la poseen pasan por ese campo como si no existiera. La consecuencia es que, si el campo de Higgs existe, deberíamos observar la partícula asociada al mismo, el bosón de Higgs. Los físicos estábamos buscando esta partí-cula desde hacía varias décadas, cuando el científico británico Peter Higgs propuso su exis-tencia. No se trata de la partícula que dio origen al universo, sino que juega un rol central para entender el origen de la masa.
¿Por qué se la denomina partícula de Dios?
La confusión viene a partir del editor de un libro del Premio Nobel de Física (1988) León Lederman, que la bautizó así con más criterio marketinero que científico. El hecho es que su búsqueda llevó más de 20 años de trabajo de científicos, ingenieros, informáticos y téc-nicos de 80 países, y una inversión millonaria para la construcción del Gran Colisionador de Hadrones y sus detectores (ATLAS, CMS, ALICE, LHCb). Se trata de un instrumento altamen-te sofisticado situado bajo tierra, capaz de acelerar protones a altísima energía y producir choques entre ellos que dan lugar a la producción de partículas nuevas, entre ellas el bosón de Higgs. Por otro lado, los detectores que miden las partículas producidas en las colisiones son del tamaño de enormes catedrales.
¿Es cierto que para este hallazgo se reprodujo a escala el instante del Big Bang?
No. Ese es otro de los conceptos equivocados respecto del bosón de Higgs. Lo que hacemos en cada una de las millones de colisiones entre las partículas aceleradas en el Gran Colisio-nador de Hadrones es reproducir, en una pequeña porción del espacio, las condiciones de temperatura y energía altísima imperantes en fracciones de segundo después del Big Bang. No existe tecnología humana capaz de generar un Big Bang, donde el espacio-tiempo fue creado.
¿Qué implicancias tiene este hallazgo para la industria y la vida cotidiana?
Muchas tecnologías desarrolladas para construir el Gran Colisionador de Hadrones tienen un impacto revolucionario, como la World Wide Web. Fue un informático del CERN, Tim Berners
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1CAPÍTULO
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Actividades
Lee, quien inventó la www (en 1989) por una necesidad que teníamos los físicos de intercambiar información a distancia. Esa búsqueda del conocimiento nos movió a de-sarrollar más recientemente en el CERN la tecnología Grid, para trabajar con enormes volúme-nes de datos en sistemas altamente complejos.
El CERN cerró su colisionador de hadrones hasta 2015. ¿Esto quiere decir que finalizó el experimento?
Nada de eso. Hoy tenemos muchos más datos que hace un año, y de aquí a 2015, cuando vuelva a prenderse en un rango de energía mucho mayor, tenemos que analizarlos y estudiar todas las propiedades de la nueva partícula, así como continuar con la búsqueda de nuevas partículas y fuerzas. Esto nos ayudaría a responder a muchas incógnitas dentro del modelo estándar, como las relacionadas con la materia oscura o la asimetría entre materia y antimateria, entre otras.
Palabra de experta
María Teresa Dova es doctora en Física por la UNLP. Desde sus inicios participó en el proyecto del Gran Colisionador de Hadrones del CERN, Centro Europeo para la Investigación Nuclear con sede en Ginebra, Suiza.Fuente: La Nación Revista Ciencia. Publicado el domingo 26 de mayo de 2013.
Análisis
¿Por qué creen que muchas personas sienten temor frente a estos ensayos?
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¿Vamos al laboratorio?
Ensayos a la llama
Para los químicos, una de las primeras formas de identificar los elementos, fue ob-servar el color que adquiría la llama cuando se exponía una sustancia al fuego. Estos experimentos ya eran utilizados desde la antigüedad por los chinos con fines recreati-vos, y hoy los conocemos como fuegos artificiales.
Los científicos observaron, más adelante, que cuando las sustancias en estado gaseoso se ex-citan por medio del calor emiten radiación electromagnética, que si se encuentra dentro del espectro visible, se observa como luz de un color característico para cada elemento químico.
Objetivo del experimento:Observar los espectros de emisión de los elementos químicos.
Materiales:
- Mechero de Bunsen.
- Tizas blancas.
- Pinza metálica.
- Anteojos de seguridad.
- Vasos de precipitado (o frascos de vidrio).
- Espátula.
- Pipeta o gotero.
- Varillas de vidrio.
Reactivos:- Etanol (alcohol medicinal).
- Cloruro o nitrato de sodio.
- Cloruro o nitrato de calcio.
- Cloruro o nitrato de potasio.
- Cloruro o nitrato de litio.
- Cloruro o nitrato cúprico.
- Agua destilada.
- Limaduras de hierro.
- Ácido clorhídrico.
uímicos.
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1CAPÍTULO
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Procedimiento:
Preparen soluciones mezclando una punta de es-pátula de cada uno de los reactivos con 10 ml de etanol. (Utilicen, para cada uno, un vaso o frasco rotulado con el nombre del reactivo).
Para facilitar la disolución agreguen 1 ml de agua destilada y una gota de ácido clorhídrico (HCl).
Agiten con una varilla de vidrio (recuerden lavar la varilla al pasar de un vaso a otro).
Una vez disueltos los reactivos sumerjan un trocito de tiza en cada vaso. Hagan lo mismo con un vaso que solo contenga alcohol (ensayo blanco).
Ahora tomen con una pinza metálica cada trocito de tiza y con sumo cuidado, (utilizando anteojos de seguridad y a una distancia prudente del me-chero), expongan a la llama y observen el color que adquiere.
Tomen una punta de espátula de limaduras de hierro y expónganla a la llama.
Registren los datos.
Pueden fotografiar con la cámara de sus celulares y agregar las fotografías al informe de laboratorio.
Registro de datos:
Completen el cuadro.
Sustancia Color de la llama Elemento responsable del color de la llama
Conclusiones:
1. Expliquen por qué el cloruro de sodio (Na Cl) y el nitrato de sodio (Na NO3) producen el mismo color a la llama.
2. Expliquen por qué el cloruro de sodio (Na Cl) y el cloruro de potasio (KCl) producen dis-tinto color a la llama.
Nota: cuando observen un espectáculo de fuegos artificiales, recuerden que los vistosos colores son producidos por la pérdida de un exceso de energía que habían adquirido los átomos de los metales que forman parte de su composición.
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CAPÍTULO
2Los enlaces químicos
Ya conocimos los 92 elementos químicos que existen en la natura-leza, también pudimos ver cómo el hombre va creando a partir de ellos elementos nuevos; pero es evidente que el mundo que nos rodea está formado por infinidad de materiales en distintos estados de agregación y de características tan diversas, que superan am-pliamente la lista de elementos que figuran en la tabla periódica.
Los científicos ya sabían desde hacía mucho tiempo que las sus-tancias compuestas estaban formadas por diferentes átomos unidos entre sí. El desafío era comprender de qué manera y por qué razón los átomos se unían.
El químico alemán Richard Abegg (1869-1910) propuso la hipótesis de que los átomos se unían para lograr una estructura más estable que la que tienen cuando se encuentran aislados.
La molécula
Se basaba en la idea de que los sistemas en la naturaleza tienden siempre a alcanzar los estados de energía mínima, que son los más estables; y supuso que para muchos elementos, esto se lograba por medio de la unión con otros átomos.
El conocimiento de la estructura atómica y el desarrollo de la tabla periódica permitieron a los investigadores comprender la importancia de los electrones en la formación de enlaces químicos.
A comienzos del siglo XX varios científicos prestaron especial interés a los elementos del grupo 18, los gases inertes. Habían notado que eran muy poco reactivos, evidentemente eran muy estables, y supusieron que esto podría deberse a que todos ellos (menos el helio) tenían ocho electrones en el último nivel.
Esto los llevó a suponer que entonces, completando ocho electrones en el último nivel energético, todos los átomos podían alcanzar la estabilidad, y que para lograr esto podrían compartir o captar de otros átomos los electrones que fueran necesarios. A esta hipótesis se la conoció como regla del octeto.
Regla del octeto:
electrones, de forma que su nivel más externo se complete con ocho electrones, para lograr la máxima estabilidad.
Los enlaces químicos 2
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Cuando los átomos completan ocho electrones en su último nivel adquieren la configuración elec-trónica del gas inerte que se encuentra más próximo a ellos en la tabla periódica.
Esta regla, sin ser universal –hay excepciones– es una buena aproximación para explicar cómo se establecen las uniones químicas.
La estructura de LewisEl científico americano Gilbert Lewis (1875-1946) ideó una forma sencilla de representar el último nivel energético de los átomos: propuso escribir el símbolo del elemento y alrededor dibujar un punto para indicar cada uno de los electrones del último nivel energético (que son los responsables de las uniones químicas).
A modo de ejemplo:
Elemento Configuración electrónica Notación de Lewis
Litio 1s22s1 Li
Magnesio 1s2 2s22p63s2 Mg
Carbono 1s2 2s2 2p2 C
Aluminio 1s2 2s2 2p63s2 3p1 Al
Cloro 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl
Argón 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Ar
Las fórmulas químicasLas fórmulas constituyen el lenguaje de la química y, como en todo lenguaje, es necesario respetar las convenciones en la escritura para que pueda ser utilizado como un medio de comunicación.
Las fórmulas más conocidas por todos son las fórmulas moleculares. Seguramente todos pensamos en el agua cuando vemos su fórmula: H2O, donde las letras representan a los símbolos químicos de los elementos que componen la sustancia y los números, que se colocan como subíndices, represen-tan la atomicidad, o sea la cantidad de átomos de ese elemento químico que forman la molécula. Ocurre lo mismo cuando observamos las fórmulas del oxígeno (O2), del dióxido de carbono (CO2) y de algunas otras sustancias conocidas.
Existen otros tipos de fórmulas que permiten conocer con más detalle cómo se han enlazado o combinado los átomos para formar la sustancia en cuestión. Por ejemplo, la fórmula electrónica o fórmula de Lewis, donde se ponen en evidencia los electrones compartidos, o se simboliza la transferencia de electrones.
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2CAPÍTULO
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En este caso la fórmula de Lewis para el agua sería:
Nota: los electrones del átomo de oxígeno son iguales a los del átomo de hidrógeno (todos los electrones son iguales), se dibujan en colores diferentes solamente con fines demostrativos.
¿CÓMO SE UNEN LOS ÁTOMOS?
La formación de una unión o enlace químico implica que los electrones del último nivel de energía de los átomos se reordenen para alcanzar una estructura más estable. Esto significa que en el proceso de unión se liberará una cierta cantidad de energía (energía de enlace).
Entre dos átomos que se unen existen fuerzas de naturaleza electrostática de atracción o repulsión, según las cargas sean de signo opuesto o de igual signo.
Las cargas positivas se deben a los protones presentes en los núcleos atómicos, mientras que los electrones son los responsables de las cargas negativas.
Para que se produzca una unión química deben prevalecer las fuerzas de atracción sobre las de repulsión.
Entonces podemos resumir las condiciones necesarias para que se produzca una unión o enlace químico:
Reordenamiento de electrones del último nivel (electrones de valencia).
Liberación de energía (energía de enlace).
Predominio de fuerzas de atracción electrostáticas (cargas de signo opuesto).
Cumplimiento de la regla del octeto (compartición o transferencia de electrones entre los átomos para alcanzar la configuración electrónica de un gas noble).
Es importante recordar que existen algunas excepciones a la regla del octeto, como el caso de los átomos de hidrógeno, berilio y boro, que tienen menos de ocho electrones en su último nivel cuan-do se combinan con otros elementos; o el carbono y el nitrógeno, cuando forman enlaces dobles y triples para llegar, de esta manera, a completar sus octetos.
La electronegatividad de los elementos químicosLinus Pauling ideó una tabla en la cual asignó números con los que se representó la capacidad relativa de los átomos para atraer electrones hacia sí en un enlace químico.
Como ya vimos, la electronegatividad es la capacidad relativa de un átomo para atraer hacia sí los electrones en un enlace químico con otro átomo, y está relacionada con la energía de ionización y la afinidad electrónica de los elementos.
Así el flúor (F), que es el elemento más electronegativo, tiene asignado el valor 4 y al francio (Fr), el elemento menos electronegativo, le corresponde el valor de 0,7.
H O H Punto rojo-punto azul: pares de electrones enlazados.
Los enlaces químicos 2
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¿Sabías qué...?
Los valores de electronegatividad permiten predecir el tipo de unión química que se establecerá entre los ele-mentos. Este criterio no es absoluto; hay también otros factores que determinan el tipo de enlace químico, pero es útil como forma de orientación.
Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen es grande, mayor que 2, se espera que el enlace sea iónico.
Cuando esta diferencia es menor que 2 el enlace será predominantemente covalente.
Por ejemplo, podríamos predecir el tipo de enlace entre flúor y sodio:
Electronegatividad del flúor (F): 4
Electronegatividad del sodio (Na): 0,9
Diferencia de electronegatividades: 4 - 0,9 = 3,1
Como la diferencia de electronegatividades es mayor que 2, el enlace será iónico.
En el caso de la unión entre hidrógeno (H) y oxígeno (O), para formar la molécula de agua:
Electronegatividad del hidrógeno (H): 2,1
Electronegatividad del oxígeno: (O): 3,5
Diferencia de electronegatividades: 3,5 - 2,1 = 1,4
Con una diferencia de electronegatividades menor que 2, se espera que el enlace sea covalente.
Con estos datos, puede también predecirse la polaridad de los enlaces covalentes:
Diferencia de electronegatividad
Tipo de unión química
De 0 a 0,4Covalente no polar o covalente
pura
De 0,4 a 2 Covalente polar
Más de 2 Iónica
Linus Pauling
Linus Pauling nació en Estados Unidos en el año 1901. Se graduó como bioquímico, pero su curio-sidad y laboriosidad lo llevaron a investigar y trabajar en distintos ámbitos de la ciencia, como la química, la medicina, la cristalo-grafía, la genética y la biología. Fue además un activo luchador contra las pruebas nucleares. En 1954 recibió el Premio Nobel de Química por sus investigaciones sobre la naturaleza del enlace químico y en 1962 fue nuevamen-te galardonado, en este caso con el Premio Nobel de la Paz. Falle-ció en el año 1994, habiendo deja-do un enorme legado a la ciencia.
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CLASIFICACIÓN DE LAS UNIONES O ENLACES QUÍMICOS
Conocer los distintos tipos de enlaces o uniones químicas es muy importante para comprender las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Las propiedades y características de los materiales, como su dureza, puntos de fusión y ebullición, conductividad eléctrica, etc., dependen no solo de los átomos que los constituyen, sino también del tipo de enlace que se establece entre ellos.
Existen tres tipos de uniones o enlaces entre átomos, que dependen básicamente de la electrone-gatividad, es decir de la capacidad de los átomos para “arrancar “o atraer hacia sí electrones de otros elementos.
Enlace o unión iónica: ocurre entre átomos de marcada diferencia de electronegatividad, es decir entre metales y no metales.
Enlace o unión covalente: ocurre entre átomos de alta electronegatividad (no metales) entre sí, o átomos de sustancias no metálicas con el hidrógeno.
Enlace o unión metálica: ocurre entre átomos de baja electronegatividad (metales).
EL ENLACE IÓNICO
El enlace iónico consiste en una transferencia de electrones del átomo menos electronegativo (metal) al más electronegativo (no metal). Esto origina la formación de iones de carga opuesta que se mantienen unidos por fuerzas de atracción electrostática.
Tomemos como ejemplo la formación del cloruro de sodio (sal de mesa), una sustancia conocida por todos, compuesta por la unión entre un átomo de sodio y un átomo de cloro:
Tabla de electronegatividad de Pauling
Radio atómico disminuye Energía de ionización aumenta Electronegatividad aumenta
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período
1
2
3
4
5
6
7
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Vocabulario +Según la notación de Lewis:
[ Cl ]-
Ambos iones por tener cargas iguales y opuestas se unen fuertemente por atracción electrostática, forman-do un compuesto iónico.
Los iones se representan mediante el símbolo del elemento rodeado por los puntos que representan los electrones del último nivel energético más el, o los, electrones captados (en el caso de los aniones). Los cationes no llevan puntos porque han cedido sus elec-trones. Luego se encierra el conjunto entre corchetes indicando la carga del ion como superíndice.
Para adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo, el neón (Ne), el sodio deberá ceder un electrón.
En el caso del cloro deberá captar un electrón para alcanzar la configuración del argón (Ar).
Al ceder o captar electrones, los átomos se convierten en iones con cargas opuestas.
Ion sodio [Na]+ (catión). El catión sodio es un átomo de sodio al cual le falta un electrón; entonces, la cantidad de protones es superior a la de electrones y por eso tiene carga positiva.
Según la notación de Lewis:
[Na]+ Ion cloro [Cl]- (anión). El anión cloruro es un átomo de cloro que tiene un electrón de más y por eso presenta carga negativa.
La configuración electrónica del sodio es:
1s22s22p63s1y su CEE = 3s1,
significa que en su nivel más externo, el sodio tiene un electrón.
La configuración electrónica del cloro es:
1s22s2 2 p63s23p5y su CEE = 3s23p5,
significa que en su último nivel el cloro tiene en total siete electrones.
Fórmulas de Lewis del cloruro de sodio
Ion:Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.
Catión: Ión con carga positiva.
Anión: Ión con carga negativa.
Químicamente la sal común es una sustancia iónica llamada cloruro de sodio (NaCl).
Na Cl [Na]+ [ Cl ]-
Utilizando las fórmulas de Lewis:
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2CAPÍTULO
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Los compuestos formados se representan por medio de las fórmulas químicas.
Para escribir la fórmula química del compuesto formado se colocan los símbolos de los elementos químicos y como subíndice la cantidad de iones de cada uno de los elementos que participan en la unión, en este caso:
NaCl
El número uno (que correspondería a un ion [Na]+ y un ion [Cl]-) no se anota en las fórmulas químicas.
La tabla periódica nos brinda información adicional:
Veamos otro ejemplo:
El caso de la unión iónica entre el magnesio (Mg) y el cloro (Cl):
En este caso el magnesio cede dos electrones. Cada átomo de cloro puede tomar solo un electrón (para completar su octeto), por eso son necesarios dos átomos de cloro para que se produzca el enlace químico, de manera que la fórmula química se escribe:
Mg Cl2
Lo que representa que se han unido un ion [Mg]++ y dos iones [Cl]-
C6CARBONO12,01115
2,5
4,2
2 - 2 - 6
2,26[He] 2S2 2P2
+-
SÍMBOLO
NOMBRE
MASA ATÓMICA
ELECTRONES DE VALENCIA(Último nivel)
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
NÚMERO ATÓMICO
EECTRONEGATIVIDAD
ESTADOS DE OXIDACIÓN
DENSIDAD (g/ml)
Mg [Mg]++ Cl
Cl
[ Cl ]-
[ Cl ]-
La tabla periódica nos ayuda a obtener información adicional. En la tabla periódica pueden encontrar los datos de electronegatividad y de la cantidad de electrones que los átomos tienen en el último nivel
Los enlaces químicos 2
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Para la netbook
Algunos aspectos para tener en cuenta:
Pueden observar que una condición necesaria para que se produzca el enlace químico es que debe haber igualdad entre los electrones “ganados” y “perdidos” en el proceso, esto significa que los electrones que cede un elemento deben ser los mismos que capta el o los otros elementos.
También es importante considerar que la unión iónica se produce en forma simultánea entre mu-chos átomos, dando como resultado una gigantesca red cristalina iónica formada por numerosos iones interrelacionados por atracción electrostática.
Las redes iónicas:
Los compuestos iónicos forman redes tridimensionales, en las cuales se logra la máxima atracción entre los cationes y aniones porque se ubican de forma alternada en las tres direcciones del espacio.
Las fuerzas de atracción entre los iones son muy grandes. Por esta razón, los compuestos iónicos son muy duros y tienen elevados puntos de fusión y ebullición.
Cuando se encuentran en estado sólido, los iones no pueden moverse dentro de la red cristalina, por ello los sólidos iónicos no conducen la electricidad, pero al disolverse en agua, la red cristalina se desarma permitiendo que los iones se muevan y puedan conducir la electricidad (se denominan por esto electrolitos).
Red de cloruro de sodio
Para comprender mejor el proceso de unión iónica pueden mirar unas animaciones sobre el tema en1:
http://www.educ.ar/sitios/educar/recursos/ver?id=15088
1 Sitio: Educar. Ministerio de Educación, Presidencia de la Nación, Argentina.
Propiedades de los compuestos iónicosTodas las sustancias que se forman por unión iónica se caracterizan por presentar las siguientes propiedades comunes:
No forman moléculas independientes (se encuentran asociados formando redes).
Poseen puntos de fusión y ebullición elevados (más de 700 °C).
Son sólidos a temperatura ambiente.
Son solubles en agua.
Son sustancias duras y frágiles.
No conducen la corriente eléctrica en estado sólido pero son buenos conductores cuando se encuentran fundidos o en solución (disueltos en agua).
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¿Sabías qué...?
¿Vamos al laboratorio?
Cristales de cloruro de sodio
¿Quieren ver unos bonitos cristales de cloruro de sodio?
Disuelvan en medio vaso de agua una cucharada de sal de mesa (cloruro de sodio).
Vuelquen un poco de la solución que prepararon en un recipiente amplio de bordes bajos, (podría ser la tapa de un frasco de mermelada).
Coloquen el recipiente en un lugar aireado y déjenlo varios días (sin moverlo) hasta que el agua se evapore completamente.
Ahora observen con una lupa los cristales cúbi-cos de cloruro de sodio.
Comparen con la imagen.
El agua pura es un magnífico aislante, es decir, no conduce la corriente eléctrica. Sólo que el agua pura, a la que llaman desionizada, existe exclusivamente en los laboratorios. La que sale por la canilla, la de la piscina, la de los ríos, lagos, charcos y sobre todo la del mar, nada tiene de pura. En ella hay gran cantidad de minerales disueltos. El agua de lluvia es bastante pura, pero en cuanto toca nuestro cuerpo, enseguida disuelve el cloruro de sodio (sal de mesa) que tenemos a flor de piel debido al sudor y con eso basta para que pierda su pureza.
Cuando el agua disuelve cualquier sal, no sólo la de mesa, disocia una buena cantidad de sus moléculas en iones positivos y negativos, que la convierten en un conductor de la electricidad. Mientras más sales tenga disuelta el agua, mejor conductor se vuelve.
El agua encierra varios peligros. Uno de ellos consiste en que como cualquier otro conduc-tor, puede terminar de cerrar un circuito eléc-trico que pudiera parecerle abierto a algún descuidado. Otra es, que el agua mejora la cali-dad de cualquier contacto eléctrico con la piel, al aumentar el área efectiva de este. Es por eso que siempre se recomienda no manipular arte-factos eléctricos con las manos húmedas.
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Actividades
1. Relacionen los conceptos de la derecha con el tipo de unión química:
- Unión entre metales. Unión iónica.
- Unión entre metales y no metales. Anión.
- Unión entre no metales. Unión covalente.
- Elemento que gana electrones. Catión.
- Ion con carga positiva. Unión metálica.
2. Representen mediante fórmulas de Lewis y fórmulas químicas las uniones iónicas entre los siguientes pares de átomos:
a) K / O b) Na / F c) Ca / S d) Sr / Cl
Corrijan las falsas.
a) La unión iónica se produce entre un elemento de baja electronegatividad y otro de alta electronegatividad.
b) La electronegatividad es la capacidad de un átomo para compartir electrones.
c) Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen es menor que 2, la unión será iónica.
d) Los compuestos iónicos conducen la electricidad en estado sólido.
e) La cantidad de electrones que produce estabilidad en los átomos es cuatro.
f) Los gases inertes se unen con los metales mediante enlaces iónicos.
g) Los electrones de todos los elementos son iguales.
h) Los compuestos iónicos no forman moléculas aisladas.
2
2CAPÍTULO
59
EL ENLACE COVALENTE
Existen moléculas formadas por átomos que tienen valores de electronegatividad igual o muy similar.
En estos casos resulta evidente que no habrá un áto-mo capaz de “arrancar” electrones a otro, tampoco ninguno de los átomos estará en condiciones de ceder electrones; los elementos alcanzarán la configuración electrónica de un gas inerte, compartiendo entre sí uno o varios pares de electrones de su último nivel.
Este tipo de unión se observa entre átomos de no metales iguales unidos entre sí, como las moléculas biatómicas de gases simples [oxígeno (O2), cloro (Cl2), flúor (F2) o hidrógeno (H2)] o átomos diferentes, como los óxidos de carbono (CO y CO2) y de azufre (SO, SO2 y SO3). También en las combinaciones de los no metales con hidrógeno.
Veamos el ejemplo de la formación de la molécula de hidrógeno.
El átomo de hidrógeno (Z = 1) tiene un núcleo con un protón y un solo electrón ocupando el nivel 1s1.
Cuando dos átomos de hidrógeno se aproximan se generan fuerzas de repulsión (rechazo) núcleo-núcleo, por tener ambos núcleos carga positiva, fuerzas de repulsión electrón- electrón (ambos tienen carga negativa) y fuerzas de atracción núcleo electrón. Los átomos pueden acercarse hasta una distancia en la cual predominen las fuerzas de atracción sobre las fuerzas de repulsión. Así se produce la unión en la cual el par de electrones (uno de cada átomo) es compartido por ambos átomos de hidrógeno.
Se puede representar con las fórmulas de Lewis:
Compartiendo los electrones, ambos átomos de hidrógeno alcanzan la configuración electrónica estable del helio (He), con dos electrones en su último nivel, estableciéndose un enlace covalente cuya fórmula molecular será:
H2
El número 2 colocado como subíndice indica la cantidad de átomos que se unen para formar la molécula de hidrógeno.
El azúcar es una sustancia covalente. Su nombre químico es sacarosa y está formada por átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno
Fórmula de Lewis, unión H/H
H H
Los enlaces químicos 2
60
Otros ejemplos de unión covalente:
La molécula de flúor
Cada átomo de flúor (Z = 9), posee nueve electrones distribuidos de la siguiente forma:
1s22s22p5, la CEE (electrones de valencia) indica que en su último nivel el flúor tiene siete electrones.
Usando la notación de Lewis:
La unión se establece por un par de electrones compartido entre los dos átomos de flúor, de manera que cada uno de ellos completa los ocho electrones en su último nivel.
La fórmula molecular de la molécula de flúor será:
F2
Se puede representar el par de electrones compartidos (electrones enlazantes), mediante una línea, constituyendo un nuevo tipo de fórmula, denominado fórmula desarrollada:
F - F
La molécula de dióxido de carbono
Esta molécula se forma por la unión entre un átomo de carbono y dos átomos de oxígeno.
El carbono tiene cuatro electrones en su nivel más externo, el oxígeno seis electrones de valencia. De manera que según la notación de Lewis:
En este caso, para que el oxígeno alcance su octeto de electrones que le da estabilidad, será necesario que comparta con el carbono dos pares de electrones. El carbono tendría así seis electrones en su último nivel, de manera que para completar su octeto, compartirá otros dos pares de electrones con otro átomo de oxígeno.
Cuando los pares de electrones compartidos entre dos átomos son dos, se forma un enlace covalente doble.
La fórmula molecular del dióxido de carbono será:
CO2
Y la fórmula desarrollada:
O = C = O
F F
Fórmula de Lewis, unión F/F
O C O Fórmula de Lewis CO2, unión C/O
Unión covalente doble
2
2CAPÍTULO
61
Un caso particular: enlace covalente coordinado
En algunos compuestos se observa un tipo especial de unión covalente, en la cual el par de elec-trones que se comparte, como en todas las uniones covalentes, es aportado solamente por uno de los átomos. Para entender este caso podemos analizar la formación de la molécula de dióxido de azufre (SO2):
Como el azufre y el oxígeno tienen seis electrones en su último nivel, para completar sus octetos pueden compartir dos pares de electrones, formando un enlace covalente doble.
Al azufre le quedan dos pares de electrones no compartidos; entonces, utiliza uno de esos pares de electrones para unirse con otro oxígeno.
En este caso el azufre no puede tomar electrones del segundo átomo de oxígeno para compartir porque su octeto está completo, de manera que el azufre aporta el par completo para compartirlo con el segundo átomo de oxígeno, de forma que este pueda completar sus ocho electrones.
La fórmula molecular del dióxido de azufre es:
S O2
Y su fórmula desarrollada:
O S = O
Las dos líneas entre el átomo de oxígeno y el átomo de azufre indican dos pares de electrones compartidos.
La flecha indica que el par de electrones es aportado por el azufre y compartido por ambos átomos.
Para resumir:
Tipo de enlace o unión covalente Los electrones son aportados por: Los electrones se comparten:
Pura Ambos átomos En forma equivalente
Polar Ambos átomos En forma desigual*
Coordinada (dativa) Uno de los átomos En forma equivalente
*El átomo más electronegativo atrae al par electrónico con mayor intensidad.
Unión covalente coordinada (SO2 - Dióxido de carbono)
O O S
Unión covalente coordinada
Unión covalente doble
Parte de electrones del azufre compartidos con el oxígeno
Los enlaces químicos 2
62
Polaridad de los enlacesLa electronegatividad no es una magnitud que pueda medirse en los átomos aislados: surge al producirse la unión entre los átomos.
Cuando se producen uniones covalentes, la nube de electrones compartidos puede distribuirse de forma simétrica o asimétrica.
En el caso de que los átomos tengan la misma electronegatividad, por ejemplo dos átomos de hi-drógeno, evidentemente ambos presentan la misma capacidad para atraer hacia sí a los electrones que se comparten en forma equitativa. En consecuencia, la unión será covalente no polar o pura y la nube electrónica formada será simétrica.
A medida que aumenta la diferencia de electronegatividad entre los átomos, se va incrementando la polaridad de la molécula formada, porque uno de los átomos, (el más electronegativo) atraerá con mayor fuerza al par de electrones compartido.
La carga electrónica se desplaza hacia el átomo más electronegativo, dando como resultado una distribución asimétrica de la nube de electrones.
En este tipo de moléculas se pueden distinguir claramente dos zonas: una de mayor densidad de electrones (zona de carga negativa δ-) cerca del átomo más electronegativo y otra de menor densi-dad electrónica (zona de carga positiva δ +) cerca del átomo menos electronegativo.
Este tipo de enlace se conoce como enlace covalente polar y la molécula polar se conoce como dipolo (por tener dos polos: el positivo y el negativo).
Molécula no polar de H2.
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-
-+
Nube electrónica
Núcleos atómicos de Hidrógeno
Unión covalente polar Cl/H
H Cl δ (+)
δ (-)
Núcleo de Hidrógeno Núcleo de Cloro
δ (+)δ (-)
+ +
- ---
-- - -
-- -- -- -
- ----
--
---
--- -
--
--
---
- --
Nube electrónica asimétrica
Nota:
δ- indica densidad de carga negativa.
δ + indica densidad de carga positiva.
2
2CAPÍTULO
63
Para la netbookSi la diferencia de electronegatividad es muy grande (superior a 2), se presenta el caso de que el átomo más electronegativo directamente “arrancará” los electro-nes del átomo menos electronegativo y, entonces, la unión será iónica.
Así se puede graficar el desplazamiento de la nube electrónica según el tipo de unión química de la si-guiente manera:
Cl
H
Na+
Cl
Cl-
Cl
PO
LA
RID
AD
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- --
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-
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--
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--
-
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-
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-
-
---
-
--
-
-
Para comprender mejor el pro-ceso de unión covalente pueden mirar una animación en1:
www.educ.ar/recursos/ver?rec_id=700731 Sitio: Educar. Ministerio de Educación, Presidencia de la Nación, Argentina.
No es posible establecer una regla que permita definir con exactitud si un enlace es iónico o cova-lente, dado que en todo enlace covalente polar hay un cierto carácter iónico, es decir, solo podemos afirmar que una unión será predominantemente covalente o predominantemente iónica, según sea la diferencia de electronegatividad entre sus átomos.
Desplazamiento de la nube de electrones
- -
-
-
ENLACE COVALENTE
COMPARTEN ELECTRONES
MOLÉCULA
ÁTOMOS
+ +
++
-
-
-
-
ENLACE IÓNICO
TRANSFERENCIA DE ELECTRÓN
IÓN POSITIVO
ÁTOMOS
+ +
++
IÓN NEGATIVO
Los enlaces químicos 2
64
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Existen innumerables sustancias formadas por enlaces covalentes que podríamos clasificar dentro de dos grupos:
Sustancias moleculares
Constituidas por moléculas individuales formadas por átomos unidos en forma covalente, desde las más simples compuestas por dos o tres átomos, como el hidrógeno (H2), o tres átomos, como el dióxido de carbono (CO2), hasta las formadas por cientos de átomos, como las proteínas.
Son estables.
Poseen bajos puntos de fusión y ebullición (menos de 300 °C), debido a que las fuerzas que mantienen unidos los átomos entre sí son débiles.
Muchas de ellas son gases o líquidos a temperatura ambiente.
Las sustancias que son sólidas funden a baja temperatura.
No conducen la corriente eléctrica en ningún estado de agregación.
Son solubles en compuestos orgánicos no polares, como nafta, éter, etc.
Son termolábiles, esto significa que se descomponen químicamente a bajas temperaturas.
Cristales covalentes
Están formados por conjuntos de átomos que componen un cristal o red tridimensional, en la cual los enlaces son covalentes.
Hay algunos ejemplos de estas sustancias que seguramente conocen:
El carbono, que puede presentarse en dos formas cristalinas: grafito y diamante, en las cuales la organización de los átomos es diferente, lo que confiere a ambas variedades del carbono propie-dades muy distintas.
Otro ejemplo es el del dióxido de silicio (SiO2), cuya forma cristalina más conocida es el cuarzo.
Los cristales covalentes no tienen propiedades comunes, dependen del tipo de estructura del cristal formado.
Cristal de cuarzoDiamante de carbono
2
2CAPÍTULO
65
Sólido cristalino
¿Sabías qué...?
Los cristales
La estructura cristalina es la forma sólida en la cual se ordenan y em-paquetan los átomos, moléculas, o iones. Estos se encuentran organiza-dos de manera geométrica ordenada y con patrones de repetición que se extienden en las tres dimensiones del espacio. La cristalografía es el estudio científico de los cristales y su formación.
No sería correcto pensar que la ma-teria es totalmente ordenada o des-ordenada (cristalina o no cristalina); encontramos una gradación continua del orden en que está organizada la materia (grados de cristalinidad), en donde los extremos serían materiales con estructura atómica perfectamen-te ordenada (cristalinos) y completa-mente desordenada (amorfos).
Las sustancias amorfas, a diferencia de las cristalinas, no presentan
Sólido amorfo
El opálo y el vidrio son sólidos cuya estructura interna es amorfa
Los enlaces químicos 2
66
Actividades
5
4
3
a) Predigan en base a la diferencia de electronegatividad cuáles de estos pares de átomos se unirán en forma covalente:
b) Representarlos mediante fórmulas de Lewis, desarrolladas y moleculares.
Si / O - F / Ca - P / O - P/H - O / K
Ordenen los siguientes compuestos químicos de acuerdo a su polaridad creciente:
a) PH3 b) HF c) NaCl d) CH4 e) ClH
(Calculen la diferencia de electronegatividad restando la de los dos átomos que forman el compuesto, sin tener en cuenta la cantidad de esos átomos que están presentes).
Señalen cuáles de estas propiedades corresponden a los compuestos covalentes:
- Solubles en agua. - Alto punto de fusión.
- Conductores de la corriente eléctrica. - Estado gaseoso. - Forman iones. - Ceden o captan electrones. - Comparten electrones.
Elijan dentro de esta lista de elementos dos elementos que, unidos químicamente, den como resultado:
a) Un compuesto de bajo punto de ebullición, soluble en solventes orgánicos y no conductor de la corriente eléctrica.
b) Un compuesto sólido de alto punto de fusión.
C, N, O, Ca, Li, H, Mg, P, S y K.
El carbono (C) y el oxígeno (O) forman el dióxido de carbono (CO2) mediante:
- Unión covalente doble. - Unión covalente simple. - Unión iónica. - Dos uniones covalentes dobles. - Ninguna de las opciones.
Lewis.
1
2
2
2CAPÍTULO
67
EL ENLACE METÁLICO
Los metales son los elementos que más abundan en la tabla periódica. Tienen propiedades fisicoquímicas bastante conocidas por todos: el brillo, cuando están pulidos, la conductividad eléctrica y térmica (son bue-nos conductores de la corriente eléctrica y del calor), la ductilidad, que es la capacidad de formar hilos o alambres y la maleabilidad, que es la posibilidad de ser estirados en forma de hojas o láminas.
Los metales tienen además baja electronegatividad, es decir, tienen una marcada tendencia a perder electro-nes para transformarse en cationes.
Estas propiedades sugieren que sus átomos deben unirse de una forma muy particular.
Los metales fueron usados por el hombre desde la prehistoria. Actualmente, por su gran resistencia, versatilidad y relativa facilidad de utilización son uno de los materiales más elegidos en la construcción.
Cuando los átomos de los metales pierden sus electrones, no son captados por ningún otro áto-mo en particular. Los electrones pasan de un átomo neutro a otro que se había transformado en catión, que así vuelve a transformarse en un átomo neutro, que luego perderá sus electrones para convertirse nuevamente en un catión.
Las teorías actuales consideran que el metal está formado por una red de cationes, entre los cuales se mueven libremente los electrones.
La unión se establece entre los iones positivos y la nube electrónica, de carga negativa.
Una imagen bastante gráfica es la de un “mar de electrones” que se mueve entre los cationes.
Las características de conductividad térmica y eléctrica se deben a la libertad de movimiento que tienen los electrones.
Unión metálica
+- - - -
-- - -
-
----
-- -- ---- - -
---
--
-+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Las aleacionesLas aleaciones son mezclas homogéneas de dos o más metales, o de un metal con otros elementos no metálicos, como por ejemplo el carbono.
Las aleaciones tienen propiedades que ofrecen ventajas frente a los metales puros. Por ejemplo, tienen en general mayor dureza, mayor resistencia a la corrosión y al desgaste.
Electrones
Cationes
-
+
Los enlaces químicos 2
68
Muchos de los materiales y objetos que utilizamos cotidiana-mente están constituidos por distintas aleaciones, como el bronce (cobre/estaño), el acero (hierro/carbono), el latón (co-bre/cinc), y el oro y plata empleados en joyería, que en estado puro serían demasiado blandos y poco resistentes al desgaste.
En las aleaciones los átomos de los elementos que están en menor proporción se colocan entre los átomos de los metales “base”, que son los que se encuentran en mayor proporción, o bien sustituyen a algunos de los átomos del metal base, gene-rando así, un nuevo material con propiedades diferentes a los dos componentes iniciales.
Aleación metálica
Aleación de sustitución: Bronce Aleaciones intersticiales: Acero
Átomos de estaño que reemplazan a algunos de cobre
Átomos de carbono entre los átomos de
hierro
A modo de resumen podemos clasificar las uniones o enlaces químicos de la siguiente manera:
Cuadro clasificación de uniones químicas
ENLACEQUÍMICO
REDES IÓNICAS
REDES COVALENTES
MOLÉCULAS
REDES METÁLICAS
POLARES CON HIDRÓGENO UNIDO A F, O o N
POLARES SIN HIDRÓGENO UNIDO A F, O ó N
NO POLARES
CRISTALES IÓNICOS
CRISTALES COVALENTES
Fuerzas de London
Dipolos permanentes
Puentes de Hidrógeno
IÓNICO
COVALENTE
METÁLICO
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2CAPÍTULO
69
FUERZAS O UNIONES INTERMOLECULARES
Ya vimos que los compuestos iónicos se mantienen asociados formando redes cristalinas, algo similar ocurre en los compuestos que forman redes covalentes. En los metales, los átomos forman una red cristalina muy especial, en la cual los iones positivos mantienen posiciones fijas mientras que los electrones tienen independencia de movimiento.
Las moléculas covalentes de las diferentes sustancias existen en forma independiente y presentan distintas estructuras, lo que determinará que entre ellas se produzcan diversas fuerzas de atracción intermoleculares conocidas como fuerzas de Van der Waals.
Estas fuerzas, de naturaleza eléctrica, mantienen a las moléculas unidas en mayor o menor grado entre sí, determinando algunas de las propiedades que caracterizan a las sustancias, como el punto de fusión o ebullición, la solubilidad, el estado de agregación, etc.
Cuanto mayor es la intensidad de estas fuerzas, más energía se requiere para separar las moléculas y producir la fusión o el pasaje al estado de vapor.
Vamos a estudiar las más importantes fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals.
Todas las moléculas presentan fuerzas de London, pero cuando la molécula posee además algún otro tipo de fuerzas más
Fuerzas de LondonEn las moléculas no polares se observó en forma experimental que puede producirse una polaridad transitoria por corrimiento o desplazamiento de los electrones. Esto origina un polo de mayor densidad electrónica (polo negativo) y en consecuencia también un polo positivo.
Este dipolo transitorio origina la atracción de una molécula con otra (se atraen las zonas donde las pola-ridades son opuestas). Estas fuerzas son muy débiles, pero suficientes como para mantener unidas a las moléculas de los gases inertes a muy bajas temperatu-ras, permitiendo que estos gases, como así también el hidrógeno o el oxígeno, puedan pasar al estado líquido por descenso de temperatura.
δ (-) δ (-)δ (-)δ (+) δ (+)δ (+)
+ + + - + - ++
Molécula de H2(nube electrónica
simétrica)
Nube electrónica asimétrica
Atracción entre dipolos transitorios
Los enlaces químicos 2
70
Fuerzas dipolo-dipolo (dipolo permanente)Cuando dos moléculas son polares se produce atracción electrostática entre el polo positivo de una y el polo negativo de la otra. Estas fuerzas son más intensas que las de London y se van incrementando a medida que aumenta la diferencia de electronegatividad entre los átomos que componen las moléculas.
Estas fuerzas son importantes para determinar la solubilidad de las sustancias. Todas las sustancias polares son solubles en solventes polares como el agua; sus moléculas, al ser polares, son atraídas por otros dipolos, como los de las moléculas de agua.
Las moléculas de cloruro de hidrógeno (HCl) son polares, la nube electrónica es asimétrica y se generan entre ellas dipolos permanentes.
+ + +
+
- - -
-
Fuerzas dipolo-dipolo inducidoEn algunas ocasiones, las moléculas polares se aproximan a otras moléculas no polares. En estos casos, la molécula polar induce en ellas una polaridad opuesta transitoria, generando la atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido.
Esta es la razón por la cual algunas sustancias no polares como el oxígeno (O2) y el dióxido de car-bono (CO2) se disuelven ligeramente en agua, que es una sustancia polar.
Unión puente de hidrógenoCuando las moléculas polares están formadas por el hidrógeno unido a un átomo muy electronega-tivo, como el flúor (F), el oxígeno(O), o el nitrógeno (N), se genera la unión por puentes de hidrógeno.
Es un tipo especial de las fuerzas dipolo-dipolo entre el hidrógeno y el átomo electronegativo de la molécula vecina, en la cual el hidrógeno actúa como puente entre dos átomos electronegativos, formando cadenas de moléculas.
Las uniones puente de hidrógeno son responsables de los altos puntos de ebullición del NH3, FH2 y H2O con respecto a otras sustancias formadas por elementos de los mismos grupos que el N, F y O.
2
2CAPÍTULO
71
Fuerzas puente de hidrógeno.
F - H
F - H
F - H F - HF - H
EL AGUA Y SUS PUENTES DE HIDRÓGENO
Las moléculas de agua son dipolos unidos por puentes de hidrógeno. Estas fuerzas son responsables de las curiosas y atípicas propiedades del agua.
Los puentes de hidrógeno del agua
O
O
O
O
OH
H
H
H
HH H
H
H
H
La densidad del hieloCuando el agua se congela, el número de uniones puente de hidrógeno aumenta, y se forman retículos tri-dimensionales hexagonales que tienen espacios vacíos adentro, por lo cual el agua sólida tiene una estructura porosa y de menor densidad que el agua líquida. Esto explica que el hielo flote (generalmente las sustancias tienen mayor densidad en estado sólido).
Al aumentar la temperatura, se van rompiendo algu-nos de los enlaces de hidrógeno, y cuando el agua se convierte en vapor, las moléculas están separadas unas de otras.
Tensión superficialLa tensión superficial es el fenómeno en el cual la su-perficie de un líquido se comporta como una película fina elástica.
Las fuerzas de atracción entre las moléculas vecinas, debidas a los puentes de hidrógeno, son responsables de este fenómeno.
+-
Los enlaces químicos 2
72
Actividades
Una consecuencia de este fenómeno es que las gotas pequeñas de agua tiendan a adoptar forma esférica. Otra, que algunos insectos puedan posarse sobre el agua sin hundirse.
Poder disolventeEl agua es llamada solvente universal porque disuelve mejor que cual-quier otro líquido a muchísimos sólidos, líquidos y gases. Sus moléculas pequeñas y cargadas eléctricamente hacen posible establecer fuerzas dipolo-dipolo y puentes de hidrógeno con otras partículas.
Es importante pensar que gracias a esta propiedad del agua existe la vida, ya que cumple importantes funciones en los organismos vivos como: disolver y transportar sustancias, actuar como medio en el cual ocurren los metabolismos, brindar consistencia a las células y estruc-turas, amortiguar el roce entre los huesos (líquido sinovial), y regular la temperatura corporal por los mecanismos de circulación y transpiración.
Ordenen los átomos de los elementos siguientes según su electronegatividad creciente:
P, S, Mg, Cl, Br, O, K y Al.
Indiquen qué tipo de enlace químico predominará en los siguientes compuestos:
NaF, Cl2, HCl, O2, PCl3
Dadas las siguientes moléculas: HF; HI; HCl
a) Escriban las fórmulas de Lewis.
b) Representen la densidad de carga positiva o negativa sobre el átomo correspondiente.
¿Qué tipo de interacciones o fuerzas moleculares existirán entre las siguientes molécu-las?:
CCl4, SO2, HF, HBr, H2
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Para completar:
Elemento 1 Símbolo Elemento 2 Símbolo Tipo de unión
Fórmula de Lewis Fórmula
Oxígeno O Flúor F
Carbono Hidrógeno
PotasioOxígeno
Nitrógeno Nitrógeno
Azufre Sodio
Escriban las fórmulas de Lewis y las fórmulas desarrolladas de las siguientes sustancias:
N2O3, H2S, PH3
Respondan las siguientes cuestiones:
a) ¿Por qué los compuestos iónicos son buenos conductores de la electricidad?
b) ¿Qué son las moléculas polares y qué importancia tienen?
c) ¿Por qué los metales son buenos conductores del calor?
d) ¿Por qué los compuestos polares son solubles en agua?
e) ¿Qué elementos químicos tienen tendencia a ceder electrones?
Respondan con verdadero o falso y corrijan las opciones falsas.
a) Los iones pueden tener carga positiva o negativa.
b) Los aniones tienen menos electrones que los átomos neutros del mismo elemento.
c) El átomo que gana electrones se convierte en catión.
d) En la unión covalente los átomos que se unen siempre son diferentes.
e) Cuando se unen el azufre con el oxígeno lo hacen por unión iónica.
f) Los átomos se unen por enlace iónico cuando tienen mucha diferencia de electronega-tividad.
g) Cuando los valores de electronegatividad de los átomos que se unen son muy bajos, la unión es covalente.
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Los enlaces químicos 2
74
LA GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS
Como vimos, los átomos se relacionan de distintas maneras para formar moléculas.
Las fórmulas de Lewis, permiten visualizar el modo en que los electrones se vinculan en una mo-lécula. Pero hasta ahora hemos considerado a las moléculas o unidades fórmula, en el plano, sin tener en cuenta que, tanto los átomos y partículas, como así también los compuestos que ellos forman son tridimensionales. Es decir, tienen una estructura espacial.
La forma de la molécula, junto con su polaridad, es esencial para determinar las propiedades de las sustancias, como por ejemplo, su solubilidad o su punto de ebullición.
En la década de 1940, dos químicos ingleses, Nevil V. Sidgwick y Herbert Powell, habiendo podido comprobar en forma experimental la forma de algunas moléculas, elaboraron un modelo teórico para representar la geometría molecular y lo llamaron Teoría de Repulsión de los Pares de elec-trones de Valencia: TRePEV.
En 1957, dos químicos: el canadiense Ronald J. Gillespie y el australiano Ronald S. Nyholm, que trabajaban en Londres, perfeccionaron la TRePEV, construyendo una teoría detallada que permite elegir, entre varias alternativas, la geometría más adecuada para una molécula determinada.
Esta teoría tiene cuatro postulados fundamentales:
Los electrones de valencia de los átomos que componen la molécula o ion se distribuyen en pares, alrededor de un átomo central.
Como los pares de electrones se repelen entre sí, ocupan en el espacio posiciones en las cuales la repulsión sea mínima (lo más alejados que sea posible).
Los pares de electrones no compartidos (pares de electrones libres), se repelen con mayor in-tensidad, por lo cual ocupan mayor espacio.
Los enlaces dobles o triples se indican como simples (se considera que el efecto que producen es equivalente).
Hay algunos elementos químicos cuyos iones son muy importantes para los orga-nismos vivos, dado que cumplen papeles fundamentales en procesos biológicos.
Investiguen en Internet qué función cumplen los siguientes iones:[Ca]+2 y [Fe]+3
-moleculares:
El amoníaco (NH3) es soluble en agua (H2O), mientras que el metano (CH4) no se disuelve en agua, pero sí en solventes no polares, como el benceno.
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2
2CAPÍTULO
75
La idea que plantea esta teoría es que los electrones se orientan en el espacio, de manera que la distancia entre ellos sea máxima, para que la repulsión de sus nubes electrónicas sea mínima.
Lo que se logra de esta manera es la distribución más estable, que determinará la geometría pro-bable de la molécula.
A pesar de la inmensa variedad de sustancias que existen, sus moléculas tienen un número reducido de formas geométricas.
Para determinar la geometría de una molécula se pueden seguir los siguientes pasos:
1. Escribir la estructura de Lewis.
2. Distinguir los pares de electrones libres de los electrones compartidos.
3. Distribuir los electrones de valencia de acuerdo a los postulados de TRePEV.
Según el segundo postulado de TRePEV, los pares de electrones que rodean a un átomo central ocupan todo el espacio disponible. Si el espacio disponible fuera una esfera alrededor del átomo central, las disposiciones serían:
Pares de electrones Ubicación alrededor del átomo central Ángulo que forman
Dos pares A 180° A
Tres pares B 120° B
Cuatro pares C 109,5° C
Podríamos resumir las posibles geometrías moleculares de la siguiente manera:
GEOMETRÍA MOLECULAR
LINEAL ANGULARTETRAHÉDRICA PIRAMIDAL
TRIANGULAR
MOLÉCULAS CON PARES DE ELECTRONES LIBRES
MOLÉCULAS SIN PARES DE ELECTRONES LIBRES
Los enlaces químicos 2
76
Veamos algunos ejemplos:
Moléculas sin pares de electrones libres
- La molécula de bromo (Br2):
La molécula está formada solo por dos átomos, por lo tanto la única posibilidad es que se encuen-tren uno al lado del otro en una línea recta, por lo tanto su geometría será lineal.
- La molécula de CO2:
Su estructura de Lewis es:
El átomo central (C) tiene todos sus electrones compartidos. Los átomos de oxígeno tienen cada uno de ellos dos pares de electrones no compartidos, que se ubican de modo que quedan a la mayor distancia posible para evitar la repulsión.
De esta manera, los átomos se ubican en línea recta (ángulo de 180°), la geometría de esta mo-lécula es lineal.
Entonces las formas posibles de las moléculas serán:
Tipo de geometría Fórmula de Lewis Geometría molecular
Lineal
Plana triangular
Tetrahédrica
Angular plana
Piramidal
O C O
Cl Cl BCl
C
O
N
H
HH
H
H
H
H
HH
180°
120°
109,50°
Br Br
Toda molécula diatómica es lineal
O C O
180°
2
2CAPÍTULO
77
- La molécula de tricloruro de boro (BCl3):Su estructura de Lewis es:
En este caso, el boro es el átomo central y comparte tres pares de electrones con los átomos de cloro.
Para que la repulsión electrónica sea mínima, la forma más adecuada sería con los tres enlaces co-valentes ubicados hacia los vértices de un triángulo equilátero, con el átomo de boro en el centro. Esta geometría se llama triangular.
- La molécula de metano (CH4):
En esta molécula el átomo de carbono es central, y se encuentra compartiendo cuatro pares de electrones con cuatro átomos de hidrógeno.
La mínima se logra si el átomo central se ubica en el centro de un tetraedro regular, con los cuatro enlaces orientados hacia los cuatro vértices del tetraedro.
Este tipo de geometría se denomina tetraédrica.
Moléculas con pares de electrones libres
- La molécula de amoníaco (NH3):
Su estructura de Lewis es:
El nitrógeno es el átomo central, comparte tres pares de electrones con el hidrógeno y tiene un par de electrones no compartido. Como son cuatro pares de electrones en total, según TRePEV, la forma espacial que origina la menor repulsión será una pirámide de base triangular con el nitrógeno en el centro y los tres átomos de hidrógeno ubicados en los tres vértices de la base de la pirámide. La geometría de esta molécula es piramidal.
Cl B
Cl
Cl
H
H
H
HC
H
H
H HC
120°
H
H
HH
H HNN
Cl
ClCl
B
Los enlaces químicos 2
78
- La molécula de agua (H2O):
Su estructura de Lewis es:
El oxígeno, que es el átomo central, tiene dos pares de electrones compartidos con los átomos de hidrógeno y dos pares de electrones libres.
Según TRePEV, los pares de electrones no compartidos se van a ubicar formando un ángulo de 109,5° en el plano, por lo cual la molécula de agua tiene geometría angular.
¿Sabías qué...?
En una estructura perfectamente te-traédrica el ángulo de enlace debería ser 109,5°. Esto sucede en el agua en estado sólido (hielo).
Sin embargo, en una molécula aisla-da, (estado gaseoso), los electrones no enlazantes presentan cierta repul-sión, y en consecuencia, el ángulo es de 104,5°.
En el agua en estado líquido el ángu-lo es aproximadamente de 105-106°
H HOH
H
O
109,5°
Predigan la forma geométrica de las siguien-tes moléculas según TRePEV:
a) CF4 b) PH3 c) AlH3 d) O3
Cuando el cloro se une con el hidrógeno, for-ma un compuesto covalente llamado cloruro de hidrógeno,
a) Escriban la estructura de Lewis.
b) ¿Qué geometría se espera que tenga según TRePEV?
Utilizando algunos de los siguientes elemen-tos (As, O, S, y Si), representen:
a) Una molécula de geometría plana triangular.
b) Una molécula de geometría plana angular.
c) Una molécula de geometría lineal.
Actividades
1
2
3
2
2CAPÍTULO
79
Lectura
Los científicos se inspiran en las arañas para desarrollar nanotecnologíaLos científicos han descubierto que la manera en que las arañas se pegan a los cielorrasos podría ser la clave para hacer que los papelitos para notas tipo Post-it® no se despeguen, incluso cuando se los moja. Un equipo de Alemania y Suiza ha hecho el primer análisis detallado del “pie” de una araña saltarina (Salticidae, arañas que cazan insectos dando saltos sobre ellos) y ha descubierto que lo que pega a la araña a casi cualquier cosa es la fuerza molecular. Esta fuerza es tan fuerte que estas arañas podrían llevar una carga de 170 veces su peso corporal cuando están paradas en el cielorraso.
Esta es la primera vez que alguien mide en detalle cómo se pegan las arañas a las superficies y cuán potente es la fuerza de la adherencia. El equipo utilizó un microscopio electrónico de exploración (SEM) para tomar imágenes del pie de una araña saltarina, la Evarcha arcuata (Araneae: Salticidae). En el extremo de la pata de la araña hay un penacho de pelos y cada pelo individual está cubierto de más pelitos. Estos pelos más pequeños se llaman “setules” y son los que hacen que la araña se adhiera.
El artículo sobre este trabajo revela que la fuerza que utilizan estas arañas para pegarse a
las superficies es la llamada “fuerza de Van der Waals”, que actúa entre las moléculas individuales ubicadas a un nanómetro o menos una de otra a (un nanómetro es más o menos diez mil veces más pequeño que el grosor de un pelo humano). El equipo utilizó una técnica llamada Microscopía de Fuerza Atómica (AFM) para medir esta fuerza. Las extremidades de contacto flexibles de los setules son triangulares y tienen una fuerza adhesiva asombrosamente alta en la superficie inferior.
Andrew Martin, del instituto de Zoología Técnica y Biónica de Alemania, dijo: “Descubrimos que cuando los 600.000 extremos están en contacto con una superficie la araña puede lograr una fuerza adhesiva de 170 veces su propio peso. ¡Eso es como si Spiderman se aferrara en la superficie plana de una ventana en un edificio con las yemas de sus dedos de manos y pies mientras rescata a 170 adultos que estuvieran colgando de su espalda!”.
Lo que hace que la fuerza de Van der Waals sea una forma interesante de adherencia es que, a diferen-cia de muchos pegamentos, no es afectada por el ambiente circundante. Lo único que la afecta es la distancia entre los dos objetos.
“Un uso posible del resultado de nuestra investigación sería el desarrollo de notas Post-it® basadas en la fuerza de Van der Waals, que se pegarían incluso estando mojadas o engrasadas”, dijo la profesora Antonia Kesel, jefa del grupo de investigación en Bremen. “Se podría también imaginar astronautas usando trajes espaciales que les ayudasen a pegarse a las paredes de una nave espacial, igual que una araña en el techo”.
La fuerza total de Van der Waals en las patas de la araña es muy fuerte, aunque es la suma de muchas fuerzas muy pequeñas en cada molécula. Los investigadores dicen que la araña levanta su pata de tal modo que separa los setules uno por vez, sucesivamente, no todos juntos, de modo que no necesita ser muy fuerte para hacer eso. Lo que uno tendría que hacer para despegar una de esas futuras notas Post-it® es sacarla lentamente, tomándola de una esquina.
La fuerza de Van der Waals existe porque el movimiento de los electrones en los átomos y moléculas hace que estas sean dipolares. Un átomo o una molécula dipolar tienen un “polo positivo” y un “polo negativo”. El polo positivo de un átomo o molécula será atraído por el negativo de otra. Esta particular atracción electrostática se llama la fuerza de Van der Waals y es, de alguna manera, similar a la atrac-ción magnética entre los polos norte y sur de los imanes.
La profesora Kesel dijo que realizaron esa investigación para descubrir cómo evolucionaron estas arañas para lograr pegarse a las superficies, encontrando que se trata del aprovechamiento de la fuerza microscópica entre las moléculas. Ahora esperan que esta investigación básica abra camino a nuevas e innovadoras tecnologías.
Fuente: Sitio Insectos de Argentina y el Mundo de Eduardo Carletti. Disponible en: http://axxon.com.ar/mus/Insectos.htm. Publicado el 26 de abril de 2014.
Los enlaces químicos 2
80
¿Vamos al laboratorio?
Actividades
Análisis de la lectura de la página anterior:
¿Por qué son tan poderosas las fuerzas de las patas de las arañas, si las fuerzas de Van der Waals son débiles?
¿Cuáles son las posibles aplicaciones de esta investigación que nombra el texto? ¿Se les ocurre alguna otra utilidad?
¿Qué harían si dispusieran de un adhesivo con las mismas propiedades del que
1
2
3
4
Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes:
De acuerdo con lo que hemos estudiado, la solubilidad y la conductividad eléctrica son dos propiedades de las sustancias que dependen del enlace químico entre ellas.
Podemos comprobar experimentalmente estas relaciones en algunas sustancias conocidas.
Para ello primero tendremos que armar un circuito eléctrico abierto simple.
Materiales:
- Una batería de 9 volt (pueden utilizar también una pila grande o dos pilas chicas tipo AA, con un porta pilas).
- Tres trozos de cable de 10 cm aproximadamente, con los extremos pelados (de manera que queden los alambres de cobre descubiertos).
- Una lamparita para 9 volt (para usar con la batería de 9 V.) o un led o lamparita de 2,5 o 3 volt (para utilizar con las pilas).
- Cinta aisladora.
2
2CAPÍTULO
81
Para armar el circuito:
Conecten un cable a cada borne de la batería (o del porta pilas) y sujeten con cinta aisladora.
Conecten el otro extremo de uno de los cables a la lamparita y luego conecten también el tercer trozo de cable a la lámpara.
¡Ya tienen un circuito eléctrico de prueba!
Experimento N° 1: solubilidad
Objetivo:
Investigar la solubilidad de distintas sustancias y relacionar con el tipo de enlace químico exis-tente entre sus átomos.
Materiales:
- Tubos de ensayos.- Gradilla.- Vaso de precipitados pequeño (50 ml).- Pipeta.- Espátula o cucharita.- Varilla de vidrio.- Mortero de laboratorio.
Reactivos:
- Agua destilada.- Cloruro de sodio (sal de mesa).- Naftalina molida (pueden usar un mortero).- Parafina (o un trocito de vela).- Hidróxido de sodio (soda cáustica).- Azúcar.- Solvente orgánico no polar (benceno, tolueno).
Procedimiento:
Rotular los tubos de ensayo con el nombre de cada sustancia.
Tomar con la espátula una pequeña cantidad de cada una de las sustancias y luego con una pipeta colocar agua destilada en todos los tubos para formar una solución.
Agitar cuidadosamente con la varilla y observar registrando los resultados.
Importante: no descartar las soluciones que prepararon porque se utilizarán en el experi-mento N° 2.
Repetir el experimento, pero en este caso usar como disolvente benceno, tolueno u otro sol-vente orgánico.
Registrar los datos obtenidos.
Los enlaces químicos 2
82
Experimento N° 2: conductividad eléctrica
Objetivo:
Investigar la conductividad eléctrica de distintas sustan-cias en solución y relacionar con el tipo de enlace químico existente entre sus átomos.
Materiales:
- Los mismos materiales del experimento N° 1.
- Un circuito eléctrico abierto.
Procedimiento:
Tomen las soluciones acuosas (en las que utilizaron agua destilada como disolvente) preparadas en el expe-rimento N° 1. De a una por vez, viértanlas en el vaso de precipitados.
Coloquen los extremos del circuito de prueba en el vaso, cuidando que no se toquen.
Observen y registren.
Repitan el experimento con las otras soluciones, enjuagando el vaso y las terminales del circuito con agua destilada entre una y otra prueba.
Registro de datos:
Completen el cuadro:
Sustancia Solubilidad en agua
Solubilidad en solvente no polar
Conductividad eléctrica
Tipo de enlaceprobable
Cloruro de sodio
Hidróxido de sodio
Azúcar
Conclusiones:
¿Por qué el agua que se utiliza para realizar las soluciones debe ser destilada y no agua común (de la canilla)?
Cuando la sustancia es conductora, la lámpara se enciende ¿Por qué ocurre esto?
¿Cuál puede ser la razón por la cual el azúcar se disuelve en agua? Tengan en cuenta que en la fórmula del azúcar existen varias uniones H-O.
¿Qué fuerzas de Van der Waals podrán actuar cuando el azúcar se pone en contacto con el H2O?
83
CAPÍTULO
3Los compuestos químicos
Cuando los átomos se unen forman nuevas sustancias. Si todos los átomos que constituyen un compuesto son iguales entre sí, la sustancia formada será una sustancia simple. Algunos ejemplos de sustancias simples son: el oxígeno (O2), el hidrógeno (H2) y el ozono (O3).
En el caso de que la unión o enlace se establezca entre átomos diferentes, se formará una sustan-cia compuesta, como por ejemplo: el amoníaco (NH3), el trióxido de azufre (SO3) o el dióxido de carbono (CO2).
Además de clasificar a las sustancias por el tipo de átomos que las forman, también se las puede clasificar por la cantidad de átomos diferentes que intervienen en su composición. Así las podría-mos dividir en: compuestos binarios, que son los formados por dos tipos de átomos; ternarios, formados por tres clases de átomos; y cuaternarios, que son aquellos constituidos por cuatro tipos de átomos diferentes.
Los compuestos químicos3
84
Todas las sustancias pueden representarse e identificarse mediante sus fórmulas químicas, que se escriben utilizando los símbolos químicos de los átomos que las componen y también por medio de su nombre o nomenclatura química.
En el lenguaje de la química se emplean una serie de procedimientos sistemáticos para escribir las fórmulas y los nombres de los compuestos. De esta manera, existe un “idioma” universal para comunicarse en el mundo de la química.
Hay diversos sistemas de nomenclatura: el Sistema Tradicional o Antiguo, el Sistema de Stock y el Sistema Sistemático comúnmente llamado estequiométrico (recomendado por la IUPAC). Estos sistemas están constituidos por reglas, mediante las cuales se puede asignar un nombre unívoco a cualquier sustancia simple o compuesta. La principal aspiración de la IUPAC ha sido siempre presentar al público reglas que ofrezcan nombres claros y aceptables para tantos compuestos inorgánicos como sea posible.
La IUPAC recomienda, hace ya muchos años, una forma para nombrar a las diferentes sustancias, pero, el uso y la costumbre hacen que algunos compuestos sean conocidos por su nombre clásico o tradicional. La IUPAC ha permitido conservar algunos de los nombres tradicionales, esta es la razón por la cual vamos a presentar también, además de la nomenclatura IUPAC o sistemática, la nomenclatura tradicional, sin perder de vista la recomendación de tratar de imponer la primera.
Para poder escribir correctamente las fórmulas de los compuestos químicos, resulta muy útil el concepto de número de oxidación.
LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es un número positivo o negativo que se asigna a cada uno de los átomos, cuando forman parte de un compuesto.
Este número representa la carga eléctrica neta que adquiere un átomo cuando forma parte de una sustancia.
Esto significa considerar cuál sería la carga de un átomo, suponiendo que los electrones de enlace se transfieren completamente del átomo más electropositivo al átomo más electronegativo.
Tomemos como ejemplo la molécula de agua H2O.
El oxígeno al formar la molécula de agua, completa ocho electrones, dos más que los que tiene cuando se presenta como un átomo aislado (seis electrones en el último nivel), de esta manera:
El número de oxidación del oxígeno en la molécula de agua es = -2 (significa dos cargas negativas o dos electrones “de más”).
Los átomos de hidrógeno al transferir parcialmente su electrón al oxígeno, quedan con un electrón menos que el que tenían cuando se presentaban como un átomo aislado, entonces:
El número de oxidación del hidrógeno en la molécula de agua es = +1 (significa un electrón menos).
Por convención, se asigna el signo negativo al átomo más electronegativo de los que forman parte de un enlace.
3
3CAPÍTULO
85
Algunos elementos tienen asignado un número de oxidación “fijo”, es decir que siempre será el mismo, independientemente del compuesto del que esté formando parte.
Otros elementos presentan varios números o estados de oxidación, ya que tendrán un determinado número de oxidación si forman parte de un compuesto, y otro cuando se encuentren constituyendo otra sustancia diferente.
Existen algunas reglas para determinar el número de oxidación de un elemento en un determinado compuesto, en base a aquellos elementos cuyo número es invariable:
El número de oxidación de una sustancia elemental (formada por uno o varios átomos del mismo elemento) es igual a cero.
El átomo de flúor tiene número de oxidación igual a -1 en todos los compuestos que forma.
El átomo de oxígeno tiene número de oxidación igual a -2 en todos sus compuestos (excepto cuando forma parte de peróxidos o está combinado con flúor).
El átomo de hidrógeno tiene número de oxidación igual a +1, (excepto cuando se une a los átomos metálicos, donde su número de oxidación es igual a -1).
Los átomos de los metales alcalinos (grupo 1), presentan en todos sus compuestos número de oxidación +1.
Los átomos de los metales alcalinotérreos (grupo 2), presentan número de oxidación +2.
Los átomos de cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I), tienen número de oxidación -1 cuando forman compuestos binarios; en los compuestos ternarios pueden presentar números de oxidación +1, +3, +5 y +7.
La suma de los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula es igual a cero.
La suma de los números de oxidación de todos los átomos que forman un ion es igual a la carga eléctrica del ion.
Los números de oxidación en la tabla periódica
NÚMERO o ESTADOS DE OXIDACIÓN
Fe1,8 Hierro
55,847
2,3
14,2
7,86[Ar] 3d6 4s2
26
En la tabla periódica, podemos encontrar los números o estados de oxidación posibles para cada elemento:
Los compuestos químicos3
86
Para resumir:
Especie Número de oxidación Ejemplo
Sustancia elemental 0 Cl2, H2, Fe, Ca, Li, H2, O2
Flúor -1 NaF, HF
Oxígeno -2 H2O, CaO
Hidrógeno +1 HCl, H2O
Metales alcalinos +1 KBr, NaCl
Metales alcalinotérreos +2 Ca, O, MgBr2
Halógenos (en compuestos binarios) -1 HI, KCl
Moléculas 0 H2SO4, H2O
Iones La carga del ion ( +3,-1, +2) Al+3, Cl-1, Ca+2
LOS COMPUESTOS BINARIOS
Podemos clasificar los compuestos binarios dentro de tres grandes grupos:
COMPUESTOS BINARIOS
CON METALES
HIDRUROSMETÁLICOS ÓXIDOS HALUROS DE
OXÍGENO.....UROS DE METAL
GRUPOS16 - 17
...UROS DE HIDRÓGENO
GRUPOS13 - 14 - 15
(ESPECIALES)
CON METALES Y NO METALES *
CONNO METALES
CONHALÓGENOS
SALESBINARIAS
COMBINACIONES CON OXÍGENO
COMBINACIONES METAL / NO METAL
COMBINACIONES CON HIDRÓGENO
* Todos los No Metales excepto los halógenos (Grupo 17)
3
3CAPÍTULO
87
Combinaciones de los no metales con hidrógenoNo metales de los grupos 16 y 17
Las combinaciones de los elementos no metálicos de los grupos 16 y 17 con el hidrógeno forman compuestos gaseosos, que cuando se disuelven en agua, se llaman hidrácidos. Este nombre deri-va de que estos compuestos, en solución acuosa, se comportan químicamente como ácidos (con excepción del H2O, que no se comporta como ácido y conserva además, según IUPAC, su nombre tradicional: agua).
Formulación:
Para escribir la fórmula, se coloca a la izquierda el hidrógeno y a la derecha el no metal, (salvo excepciones, el elemento más electronegativo se escribe siempre a la derecha).
Se coloca el número de oxidación de cada uno de los elementos, según las reglas.
Por ejemplo:
Para escribir la fórmula del cloruro de hidrógeno:
Número de oxidación del hidrógeno = +1
Número de oxidación del cloro = -1
Veamos el caso de la combinación de azufre (S) con hidrógeno, donde el compuesto que se obtiene es el sulfuro de hidrógeno:
*Se intercambian los números en valor absoluto (sin signo) para balancear la carga. Al intercambiar los números de oxidación
Número de oxidación del hidrógeno = +1; +1 x 2 = +2 Número de oxidación del azufre = -2
Al escribir las fórmulas químicas el número uno (1) no se escribe, ya que al anotar el símbolo el elemento, se está indicando que en el compuesto formado hay un átomo del mismo.
Aplicando esta metodología se pueden escribir las fórmulas de todas las combi-naciones binarias, teniendo en cuenta en cada caso las reglas establecidas para la asignación de los números de oxidación.
H Cl = HCl+1 -1
{
{
+ 1 - 1 = 0
+ 2 - 2 = 0
H2 S1 = H2S+1 -2
Los compuestos químicos3
88
NomenclaturaLa nomenclatura tradicional se utiliza habitualmente para denominar a las soluciones acuosas, que son de uso muy frecuente. Los compuestos puros, que son gaseosos, se deben nombrar según la nomenclatura propuesta por IUPAC.
Según la nomenclatura sistemática IUPAC, las combinaciones de no metales de los grupos 16 y 17 se nombran como:
*………uro de hidrógeno, utilizando prefijos que indican la atomicidad, es decir la cantidad de átomos de cada elemento que forman el compuesto.
*Sobre la línea de puntos se escribe el comienzo del nombre del no metal (raíz del nombre).
Compuesto Ejemplo Nomenclatura IUPACNomenclatura tradicional
(soluciones acuosas)
Hidruros no metálicos
HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico
HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico
H2S Sulfuro de dihidrógeno Ácido sulfhídrico
H2 Se Seleniuro de dihidrógeno Ácido selenhídrico
H2 Te Telururo de dihidrógeno Ácido telurhídrico
Los huevos son alimentos ricos en proteínas. Las proteínas están formadas por unidades más sencillas llamadas aminoácidos.
Los aminoácidos son moléculas formadas básicamente por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. Algunos aminoácidos contienen áto-mos de azufre, como la metionina y la cisteína.Cuando el huevo envejece, el azufre de la metionina y la cisteína se transforma en sulfuro de hidrógeno, un compuesto gaseoso de olor muy desagradable que se acumula aumentando la cámara de aire que naturalmente tiene el huevo. Esta acumulación de gases hace que el huevo flote al ser sumergido en un vaso con agua.
Pueden comprobar que un huevo “fresco,” en buen estado de conservación se deposita y permanece en el fondo del vaso.
¡Este es un buen truco para comprobar la frescura de un huevo antes de utilizarlo!
En general la descomposición del material orgánico causado por la acción bacteriana da lugar a la formación de un gas con un olor característico a “huevo podrido”: el ácido sulfhídrico (H2S), también llamado de sulfuro de hidrógeno. Los efectos de ese gas en nuestro organismo son peligrosos, afecta a las mucosas respiratoria y ocular provocando fuertes irritaciones y compromete la salud del individuo que tiene contacto con el gas. El ácido sulfhídrico solo es formado en la ausencia del oxígeno, y puede ser encontrado en cursos de agua contaminados y plantas de tratamiento de aguas residuales, como resultado de los procesos de biodegradación.
¿Sabías qué...?
3
3CAPÍTULO
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Ayuda memoria +Número de
átomosPrefijo
1 mono
2 di o bi
3 tri
4 tera
5 penta
6 hexa
7 hepta
Combinaciones de los no metales de los grupos 13, 14 y 15 con hidrógenoPara escribir la fórmula se coloca a la izquierda el no metal y a la derecha el hidrógeno. Esta es una excep-ción que se hace por ser compuestos “especiales”. En su formulación la IUPAC utiliza la recomendación de considerar el número de átomos de hidrógeno unidos al átomo central. Son conocidos por sus nombres tradi-cionales, no utilizándose para ellos la nomenclatura sistemática.
Tomemos como ejemplo el amoníaco, cuya fórmula química es NH3:
Número de oxidación del nitrógeno = -3
Número de oxidación del hidrógeno = +1, entonces; +1 x 3 = +3
Los hidruros de estos grupos son:
Grupo del no metal
No metal que se combina con H
Fórmula química
Nombre tradicional aceptado por IUPAC
13 Boro (B) BH3 Borano
14 Carbono (C) CH4 Metano
14 Silicio (Si) SiH4 Silano
15 Nitrógeno (N) NH3 Amoníaco o azano
15 Fósforo (P) PH3 Fosfano
15 Arsénico (As) AsH3 Arsano
15 Antimonio (Sb) SbH3 Estibano
3), arsina (AsH3) y estibina (SbH3
El amoníaco (NH3), es un gas de olor penetrante, tóxico para los seres vivos, pero que tiene numerosas aplicaciones industriales y domésticas.Disuelto en agua, se lo utiliza en muchos productos para la limpieza del hogar debido a que cuenta con propiedades desengrasantes y es un disolvente de las manchas. También forma parte de tinturas para el cabello y productos cosméticos. Tiene además una importante aplicación en la elabo-ración de abonos y fertilizantes, y es materia prima para muchas industrias.
N1 H3 = NH3
-3 +1
- 3 + 3 = 0{
Los compuestos químicos3
90
Combinaciones de los metales con hidrógenoLos hidruros metálicos resultan de la combinación de los metales con el hidrógeno.
En estos compuestos el hidrógeno actúa con número de oxidación = -1 y el metal con alguno de sus números de oxidación positivos.
Estos hidruros contienen siempre un átomo de metal y uno o varios átomos de hidrógeno.
Según la IUPAC, se nombrarán:
(Prefijo de cantidad) Hidruro de …………*
*Sobre la línea de puntos se coloca el nombre del metal.
En la nomenclatura tradicional, se coloca la terminación oso al nombre del metal si el elemento actúa con el menor número de oxidación, y la terminación ico cuando actúa con el mayor número de oxidación.
Por ejemplo el níquel, tiene dos números de oxidación: +1 y +2. Entonces formará dos hidruros:
Para escribir las fórmulas se sigue la convención y se coloca el elemento más electronegativo a la derecha.
En este caso el elemento más electronegativo es el hidrógeno que actúa con número de oxida-ción = -1.
Número de oxidación del níquel = +2
Número de oxidación del hidrógeno = -1; -1 x2 = -2
Como el níquel actúa en este caso con número de oxidación +2, y este es el menor número de oxidación (entre +3 y +2), corresponde, según la nomenclatura tradicional, la terminación oso: hidruro niqueloso.
Según la nomenclatura IUPAC, le corresponde el nombre: dihidruro de níquel.
En el caso de que el níquel actúe con su mayor número de oxidación (+3):
Ni1 H2 = Ni H2
+2 -1
+2 - 2 = 0{
Ni1 H3 = Ni H3
+3 -1
3
3CAPÍTULO
91
+3 - 3 = 0{Número de oxidación del níquel +3
Número de oxidación del hidrógeno -1, entonces -1 x 3 = -3
Actuando con su mayor número de oxidación el hidruro de níquel se nombrará como: hidruro niquélico, en el sistema tradicional y como: trihidruro de níquel, según IUPAC
Algunos ejemplos de hidruros metálicos:
Grupo del metal Símbolo del metal
Fórmula química del hidruro Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradicional
1 Na NaH Hidruro de sodio* Hidruro de sodio*
2 Ca CaH2 Dihidruro de calcio Hidruro de calcio*
8 Fe FeH2 Dihidruro de hierro Hidruro ferroso
8 Fe FeH3 Trihidruro de hierro Hidruro férrico
11 Au AuH Hidruro de oro Hidruro auroso
11 Au AuH3 Trihidruro de oro Hidruro áurico
12 Zn ZnH2 Dihidruro de cinc Hidruro de cinc
*En el caso de los hidruros de metales que tienen un solo número de oxidación, no es necesario colocar terminaciones “oso” o “ico”. Tampoco es obligatorio colocar el prefijo “mono” para señalar que en la fórmula hay un solo hidrógeno.
Combinaciones de los metales y no metales con oxígeno: óxidosSe denominan óxidos a las combinaciones de oxígeno con otro elemento, metálico o no metálico, a excepción de los halógenos.
En estos compuestos el número de oxidación del oxígeno es -2, mientras que el otro elemento actúa con número de oxidación positivo.
Algunos óxidos son conocidos por todos, como el óxido de hierro que deteriora las rejas, o el óxido de calcio que es la cal que se utiliza en construcción.
Los óxidos de cobre, de cinc y titanio se utilizan como pigmentos en pinturas y cerámicas; uno de los óxidos de nitrógeno se emplea como combustible de motores convencionales y de cohetes; el dióxido de carbono se usa para gasificar soda y bebidas gaseosas, y el óxido de silicio es el principal componente de la arena.
Los compuestos químicos3
92
Como ejemplo:
La fórmula de la combinación de cloro con número de oxidación +3, con el oxígeno:
O3Cl2, se nombrará: dicloruro de trioxígeno, en lugar de
Cl2O3 que se nombraba: trióxido de dicloro.
Para escribir las fórmulas de los óxidos, se intercambian los números de oxidación, y se colocan como subíndice del otro elemento. En caso de ser posible, se simplifican los subíndices.
Algunos ejemplos:
Para escribir la fórmula del óxido de calcio:
Número de oxidación del calcio = +2
Número de oxidación del oxígeno = -2
La fórmula del monóxido de dilitio será:
Número de oxidación del litio = +1
Número de oxidación del oxígeno= -2
Los óxidos se nombran según las recomendaciones de IUPAC como:
(Prefijo de cantidad) Óxido de ……….*
*Sobre la línea de puntos se escribe el nombre del ele-mento con el prefijo que indica la atomicidad.
Anteriormente a las recomendaciones del 2005 de IU-PAC, el orden para escribir las fórmulas era diferente, el oxígeno se colocaba siempre a la derecha, aún en los halógenos (grupo 17).
Actualmente, el oxígeno, se debe colocar a la izquierda de los halógenos; pero, debido a que se han nombrado como óxidos durante mucho tiempo, se seguirán encon-trando de esta manera en mucha bibliografía hasta que se vaya imponiendo la nueva recomendación.
Ca O = Ca O+2 -2
{+ 2 - 2 = 0
Li2 O1 = Li2O+1 -2
+ 1 x 2 = + 2
+ 2 - 2 = 0{
Ayuda memoria +Nomenclatura IUPAC para los óxidos
Li2 O
MonóxidoDiLitio
Elemento más electronegativo
Elemento menos electronegativo
3
3CAPÍTULO
93
¿Cómo se leen y escriben los nombres tradicionales?Hay elementos que tienen tres o cuatro números de oxidación, en estos casos se utilizará para la nomenclatura tradicional el esquema siguiente:
Elementos con 4 números de oxidación
Elementos con 3 números de oxidación
HIPO..... PER.....
.....OSO .....ICO
OSO ICO
(MENOR) (MAYOR)
Elementos con 2 números de oxidación
Según la nomenclatura tradicional, se utiliza una combinación de prefijos/sufijos para nombrar los óxidos y todos los compuestos de los elementos que tienen dos, tres, o cuatro números de oxidación,
Como vimos anteriormente (para los hidruros metálicos), cuando los números de oxidación son dos, se considera a uno el menor y al otro el mayor, y se utilizan los sufijos o “terminaciones” de la parte central de la tabla (oso-ico).
Cuando el elemento en cuestión tiene tres o cuatro números de oxidación, se utilizarán los nombres (utilizando prefijo/sufijo) de izquierda a derecha según indica la tabla.
Analizamos el caso de los óxidos que forman el selenio (Se):
Elemento Número de oxidación Fórmula Nomenclatura tradicional
a) Se +2 Se O Óxido hipo selenioso
b) Se +4 SeO2 Óxido selenioso
c) Se +6 SeO3 Óxido selénico
Los compuestos químicos3
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1 1
En los siguientes casos las fórmulas de los óxidos surgen de intercambiar y simplificar los números de oxidación del azufre y el selenio:
a) b)
c)
Veamos algunos casos de combinaciones de elementos metálicos con oxígeno:
Símbolo del elemento Fórmula del óxido Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradicional
Na Na2O Monóxido de disodio Óxido de sodio
Mg MgO Óxido de magnesio* Óxido de magnesio
Al Al2O3 Trióxido de dialuminio Óxido de aluminio
Fe (II) FeO Monóxido de hierro Óxido ferroso
Fe(III) Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido férrico
*Los compuestos en los cuales el oxígeno tiene subíndice = 1, pueden también nombrarse como óxido de….. (no es obligatorio utilizar el prefijo “mono”).
Se2 O2 = SeO+2 -2
Se2 O4 = SeO2
+4 -2
1 2
Se2 O6 = SeO3
+6 -2
1 3
Las salinas, salares o minas de sal, son grandes depósitos de cloruro de sodio. Para ser consumida en el mercado hogareño, la sal pasa por una serie
y agregado de aditivos.
COMBINACIONES DE NO METAL CON METAL: SALES BINARIAS
Estos compuestos son sustancias iónicas típicas. Es decir, están formados por un anión, que proviene de un elemento no metálico, un catión, que proviene de un elemento metálico.
Seguramente la palabra “sal” haga que piensen inme-diatamente en el condimento que se usa habitualmente para saborizar las comidas, que es efectivamente una sal binaria: el cloruro de sodio (NaCl). Pero existen mu-chos otros ejemplos de sales binarias que también son conocidas por formar parte de nuestra vida cotidiana.
3
3CAPÍTULO
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Como es habitual, a la hora de nombrarlos se empieza por el más electronegativo, es decir por la derecha, con la terminación “-uro”, y tras la partícula “de” se nombra al elemento menos electronegativo.
(Prefijo de cantidad) ……..uro de (prefijo de cantidad) ……..
Algunos ejemplos de sales binarias:
La combinación de litio con azufre:
Se nombra como sulfuro de dilitio.
Otros ejemplos de sales binarias:
Metal (catión) No metal (anión) Fórmula de la sal binaria Nomenclatura IUPAC
Na (Na+) Cl (Cl)- NaCl Cloruro de sodio
Ca (Ca)+2 S (S)-2 CaS Sulfuro de calcio
Mg (Mg)+2 Br (Br)-1 MgBr2 Dibromuro de magnesio
K (K)+ I (I)- KI Yoduro de potasio
Al (AL)+3 F (F)- AlF3
Li2 S1 = Li2 S+1 -2
Por ejemplo el fluoruro de sodio (Na F), presente en las pastas dentífricas, que se usa como agente anticaries debido a que ayuda a endurecer el esmalte dental.
Otro ejemplo es el cloruro de potasio (KCl), que se utiliza como sustituto de la sal para personas hipertensas, dado que no contiene el ion sodio (Na) responsable de la hipertensión arterial, pero tiene un sabor ligeramente similar a la sal corriente.
El cloruro de magnesio (MgCl) y el cloruro de litio (LiCl), se emplean en la formulación de medicamentos y su-plementos dietarios.
Para anotar las fórmulas de estas sales, se escribirá en primer lugar (a la izquierda), el elemento menos electronegativo, seguido por el más electronegativo, que siempre se escribe a la derecha.
Los compuestos químicos3
96
Actividades
Escriban la fórmula química y el nombre de los compuestos que forman los siguientes elementos con el hidrógeno:
a) Br: ………………… ………………………………
b) Ca: ………………… ………………………………
c) S: …………………... ………………………………
d) Mg: ………………... ………………………………
e) Li: …………………. ………………………………
f) I: …………………… ………………………………
g) Se: …………………. ………………………………
Escriban las fórmulas químicas y el nombre de las combinaciones de los siguientes elementos con el oxígeno:
a) Ba: ………………….. ……………………………
b) Cl (II): ………………. ……………………………
c) K: …………………… ……………………………
d) S (IV): ………………. ……………………………
e) Al:………………… …………………………….
f) Cu (I):……………… ……………………………
g) N (V):……………… ………………………………
Nota: el número de oxidación se indica entre paréntesis cuando el elemento posee varios números de oxidación; deberán buscar en la tabla periódica los números de oxidación no informados.
Dados los siguientes elementos químicos:
Mg, Cl, Zn, Sr, S, Se, Ca, F, Br y Li,
a) Clasifíquenlos en dos columnas: metales y no metales (hallen los cationes y anio-nes correspondientes).
b) Escriban la fórmula química de cinco sales binarias.
c) Nombren las sales obtenidas.
1
2
3
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COMPUESTOS TERNARIOS
Podemos clasificar a los compuestos ternarios en tres grandes grupos:
4 Completen la tabla siguiente, respondiendo en la columna “tipo de compuesto” si se trata de un hidruro, un hidrácido, un óxido metálico, un óxido no metálico o una sal.
Fórmula Nombre IUPAC Nombre tradicional Tipode compuesto
NaH
Dicloruro de oxígeno (monóxido de dicloro)
Amoníaco
HCl
Cl2O7
Hidróxido ferroso
KCl
COMPUESTOS TERNARIOS
OXÁCIDOS
OXOSALES
HIDRÓXIDOS
H NoM O
M NoM O
M (OH)
H: Hidrógeno NoM: No Metal O: Oxígeno M: Metal
Los compuestos químicos3
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HidróxidosLos hidróxidos, también conocidos como bases y anti-guamente como álcalis, son compuestos que provienen de la reacción de los óxidos metálicos (óxidos básicos), con el agua.
Presentan sabor a lejía (amargo como el jabón).
Son resbaladizas al tacto.
Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa (son electrólitos).
Generalmente son corrosivos.
Poseen propiedades detergentes y jabonosas.
Disuelven los aceites y el azufre.
Reaccionan con los ácidos para producir sales.
Algunos hidróxidos forman parte de nuestra vida coti-diana, por ejemplo:
El hidróxido de sodio: conocido como soda cáustica: tiene aplicaciones domésticas. Se encuentra en los productos utilizados para destapar cañerías y limpiar hornos y cocinas. Pero tiene también innumerables usos en la industria, como materia prima en la elabora-ción de papel, jabón, crayones, pinturas, fibras textiles y muchos otros.
El dihidróxido de calcio o cal apagada: se obtiene naturalmente por hidratación del óxido de calcio (cal viva) y tiene numerosos usos en la construcción, la industria metalúrgica, la elaboración de pesticidas y como aditivo en las industrias petroquímica, láctea, azucarera, etc.
Los hidróxidos de aluminio y magnesio: se utilizan en la industria farmacéutica para la elaboración de antiácidos y otros medicamentos.
Químicamente, los hidróxidos son combinaciones ter-narias en las que el anión hidróxido, también llamado hidroxilo u oxhidrilo, OH-, se combina con cationes metálicos.
En la fórmula de estos compuestos, el número de iones OH- coincide con el número de oxidación del catión metálico, para que la suma total de las cargas sea cero.
Soda cáustica
Cal
Anión hidróxido
OH-
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Cuando hay más de un ion hidróxido, estos se colocan entre paréntesis, indicando que el subíndice se refiere a todo el ion.
Por ejemplo:
Se nombra según IUPAC: hidróxido de sodio.
En el caso del calcio:
Se nombra según IUPAC: dihidróxido de calcio.
Como vemos, la nomenclatura IUPAC se compone utilizando la palabra hidróxido acompañada del nombre del metal, separados por la palabra “de”, utilizando los prefijos de cantidad si son necesarios:
(Prefijo de cantidad) Hidróxido de (prefijo de cantidad) …………*
*Sobre la línea de puntos se escribe el nombre del metal.
Para utilizar la nomenclatura tradicional, se siguen las mismas reglas de asignación de sufijos que para los óxidos.
Elemento Símbolo N° de oxidación Fórmula del hidróxido
Nomenclatura IUPAC
Nomenclatura tradicional
Estaño Sn +2 Sn(OH)2
Dihidróxido de estaño
Hidróxido esta-ñoso
Estaño Sn +4 Sn(OH)4
Tetrahidróxido de estaño
Hidróxido está-ñico
Potasio K +1 K(OH) o KOH* Hidróxido de potasio
Hidróxido de potasio
Aluminio Al +3 Al(OH)3
Trihidróxido de aluminio
Hidróxido de aluminio
*Se puede prescindir del paréntesis cuando el subíndice sea uno.
Na (OH) = Na OH+1 -1
-2 +1
{
Ca1 (OH)2 = Ca (OH)2
+2 -1
Los compuestos químicos3
100
Los oxácidos pertenecen, junto con los hidrácidos, a un importante grupo de compuestos deno-minados ácidos.
Tienen sabor agrio.
Son corrosivos.
Producen quemaduras de la piel.
Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
Reaccionan con metales formando una sal e hidrógeno.
Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.
Algunos oxácidos conocidos son:
El ácido sulfúrico (H2SO4) es utilizado en las baterías de los automóviles, los ácidos carbónico (H2CO3) y sulfúrico (H2SO4) que forman parte de la lluvia ácida y el ácido fosfórico (HPO3) se usa en la industria alimentaria.
Los oxácidos son ácidos que contienen oxígeno, que derivan de la reacción química de:
- los óxidos no metálicos (óxidos ácidos) y el agua.
- los compuestos binarios de oxígeno con los halógenos, (grupo 17: haluros de oxígeno), con el agua.
Por lo tanto en su fórmula tendrá los elementos: hidrógeno, no metal, y oxígeno:
H X O (cada uno con los subíndices correspondientes).
El hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y el oxígeno -2.
X representa al no metal, es el átomo central. Como átomo central pueden actuar también algu-nos metales de transición con sus números de oxidación más altos (por ejemplo el cromo o el manganeso).
Según las recomendaciones de la IUPAC del año 2005, se pueden nombrar de dos formas diferentes:
- nomenclatura común o clásica;
- nomenclatura de hidrógeno.
Para nombrarlos de este modo, es necesario conocer todos los números de oxidación que puede presentar el elemento que actúa como átomo central en la formación de oxácidos.
Luego, hay que conocer el número de oxidación que presenta en el compuesto concreto que que-remos nombrar.
3
3CAPÍTULO
101
El nombre se indica mediante sufijo y/o prefijos. Para esto utilizaremos la tabla de nomenclatura tradicional, como explicamos para los óxidos.
Se puede conocer el número de oxidación del átomo central aplicando las reglas de los números de oxidación.
Tomemos el caso del siguiente oxácido:
H2SO4
Dónde el hidrógeno actúa con número de oxidación = +1
Como hay dos átomos de hidrógeno +1 x2 = +2
El oxígeno actúa con número de oxidación = -2
Como en la molécula hay cuatro átomos de oxígeno -2 x 4 = -8
Como el número de oxidación de la molécula de H2SO4 = 0, el número de oxidación con que actúa el azufre en la molécula de H2SO4 es = +6
+ 2 + 6 - 8 = 0
H2 S O4
Conociendo los números de oxidación del azufre que son +2, +4 y +6, observamos que en este compuesto actúa con el mayor número de oxidación: +6
Así el nombre que le corresponde a este ácido es: ácido sulfúrico.
Nomenclatura de hidrógeno
Se utiliza la siguiente estructura sistemática:
(Prefijo) (hidrógeno) (prefijo) (óxido) (prefijo) (raíz del átomo central con terminación en ato)*
*Se coloca entre paréntesis el nombre del anión.
Por ejemplo:
Para el H2SO4:
Nomenclatura IUPAC del H2SO4.
+2 -8 = -6{
H2 S O4
DI HIDRÓGENO (TETRA ÓXIDO SULFATO)
Los compuestos químicos3
102
¿Sabías qué...?Es muy fácil obtener la fórmula de los oxácidos a partir de la ecuación de reacción entre el óxido ácido y el agua, por ejemplo:
CO2 + H2O H2CO3
Observen que el resultado o producto de la reacción, resulta de la suma de los átomos de los reactivos (se suman los símbolos iguales).
Se ordenan los elementos de acuerdo a la electrone-gatividad, por eso siempre el oxígeno se escribe a la derecha, por ser el más electronegativo y el hidrógeno a la izquierda, por ser el menos electronegativo.
En algunos casos es posible simplificar una vez obte-nido el resultado:
O Cl2 + H2 O H2 Cl2 O2
y simplificando: H2 Cl2 O2
el resultado será: HClO
Veamos otros casos:
Elemento (no metal)
N° de oxidación
Fórmula del oxácido Nomenclatura IUPAC Nomenclatura
tradicional
Cl +1 HClO Hidrógeno (monóxidoclorato) Ácido hipocloroso
Cl +3 HClO2 Hidrógeno (dioxidocorato) Ácido cloroso
Cl +5 HClO3
Hidrógeno (trióxidoclorato) Ácido clórico
Cl +7 HClO4 Hidrógeno (tetraóxidoclorato) Ácido perclórico
C +2 H2CO2 Dihidrógeno (dióxidocarbonato) Ácido carbonoso
C +4 H2CO3 Dihidrógeno (trióxidocarbonato) Ácido carbónico
Las bebidas gaseosas y el
Algunas bebidas gaseosas contienen un ingrediente llamado ácido fosfórico, cuya fórmula química es: HPO3, que es un oxácido. Cuando se toman gaseosas con este ingrediente, los niveles de fos-fato (PO3)- en sangre aumentan.
Niveles muy altos de fosfato arrastran el calcio de los huesos hacia el torren-te sanguíneo, aumentando el riesgo de osteoporosis y fracturas por estrés. Se ha encontrado que el riesgo de sufrir fracturas por descalcificación aumenta de tres a cuatro veces cuando una per-sona incluye diariamente gaseosas con ácido fosfórico en su dieta.
El ácido carbónico (H2CO3) y ácido fos-fórico presentes en las bebidas gaseo-sas disuelven el calcio de los dientes, favoreciendo la aparición de caries. A su vez, puede derivar en la aparición de bacterias en la boca que transforman el azúcar de la gaseosa en ácido. Este daño también se aplica en las gaseo-sas light, pues tienen la misma canti-dad de dichos ácidos que las gaseosas comunes.
3
3CAPÍTULO
103
Actividades
Relacionen las propiedades de los compuestos que se presentan a la izquierda con uno de los dos tipos de sustancias ternarias de la derecha:
- Sabor agrio. - Tienen iones (OH). - Sabor amargo. - Liberan iones H+.
- Resbaladizos al tacto. - Disuelven las grasas. - Disuelven los metales. - Se obtienen de la reacción química de un óxido metálico con agua. - Se obtienen de la reacción química de un óxido no metálico con agua.
Utilizando las dos nomenclaturas (IUPAC y tradicional), nombren las siguientes sustancias:
a) K(OH) b) HNO2
c) Al(OH)3
d) H2CO3
e) HClO3
f) Hg(OH)2
g) HBrO
Completen el cuadro siguiente, colocando en la columna “tipo de compuesto” oxoácido o hidróxido.
Fórmula Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradicional Tipo de compuesto
Dihidróxido de hierrro
Ácido nitroso
HSO3
Trihidróxido de cromo
Ácido periódico
Hidróxido mercúrico
Oxoácidos
Hidróxidos
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OXOSALES U OXISALES
Son compuestos iónicos formados por un catión metá-lico y un anión que contiene un elemento no metálico y oxígeno (oxanión), de manera que la suma total de las cargas es cero.
Hay numerosas oxosales que constituyen materiales, objetos y sustancias que usamos en forma cotidiana o conocemos, por ejemplo el CaCO3 (carbonato de calcio), forma la cáscara de los huevos de aves y reptiles, el yeso está compuesto principalmente por CaSO4 (sulfato de calcio), la lavandina es una solución de NaClO (hipoclorito de sodio).La cáscara de los huevos de aves y reptiles está cons-
tituida por CaCO3.
En general las oxosales, se nombran siguiendo la estructura de los compuestos binarios (formados por un anión y por un catión).
Para nombrar las oxosales:
Según la nomenclatura tradicional o clásica:
Oxanión……* de catión.
*El oxanión se escribe con la terminación ato agregada a la raíz o comienzo del nombre, para los mayores números de oxidación, y la terminación ito para las menores números de oxidación.
Se conservan los prefijos hipo (menor-menor) y per (mayor-mayor), igual que en los oxácidos.
Para el metal se conserva el esquema de sufijos considerados en la nomenclatura de los óxidos.
Es decir: si el nombre del ácido terminaba en oso, la sal termina en ito, si el nombre del ácido ter-minaba en ico, la sal termina en ato.
Por ejemplo:
La IUPAC nombra a estos compuestos utilizando la nomenclatura estequiométrica (de composición).
Se nombra en primer lugar el anión de oxácido (no se indica la carga), y tras la palabra “de”, se nombra el catión.
La proporción de ambos constituyentes se indica mediante los prefijos de cantidad.
CaSO4 SULFATO DE CALCIO}
3
3CAPÍTULO
105
Cuando el nombre de un constituyente comienza por un prefijo de cantidad, para evitar ambigüe-dades, se usan los prefijos de cantidad alternativos: bis (dos), tris(tres) y tetarais (cuatro), colocando el nombre correspondiente entre paréntesis (esto es lo habitual con el oxanión)*.
*Observen que el nombre de la sal es igual al del oxoácido, reemplazando “hidrógeno” por el nom-bre del metal.
Por ejemplo:
Para escribir las fórmulas iónicas de las oxosales, es necesario escribir la fórmula del anión. El oxa-nión se obtiene cuando el oxácido pierde sus hidrógenos en forma de iones ([H+ ]).
Esto ocurre cuando el ácido entra en contacto con el agua, se disocia, es decir se “descompone” en sus iones.
Por ejemplo, el ácido nítrico se disocia:
HNO3 H+ + (NO3)-
Para anotar la fórmula de una sal del ácido nítrico, se escribe, usualmente, en primer lugar el catión y luego el anión (el ion negativo a la derecha), y se intercambian los números de oxidación entre anión y catión, colocándolos como subíndice del otro ion.
Como es habitual, si es posible se simplifica.
Sal de sodio del ácido nítrico.
Fe (ClO 3)2 BIS (TRI OXIDO CLORATO) DE HIERRO
Fe2 (SO4)3 TRIS (TRETRA OXIDO SULFATO) DE DIHIERRO
Na NO3
+1 -1 {
Los compuestos químicos3
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Sal de sodio del ácido sulfúrico
Algunos ejemplos de oxosales:
Catión Anión Fórmula química de la sal
Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradicional
Pb+2 (SO4)-2 Pb(SO4)*o PbSO4
Tetraóxidosulfato de plomo Sulfato plumboso
Pb+4 (SO4)-2 Pb(SO4)2
Bistetraóxidosulfato de plomo Sulfato plúmbico
Li+1 (NO3)-1 Li(NO3)*o LiNO3
Trioxidonitrato de litio
Nitrato de litio
Ca+2 (NO3)-1 Ca(NO3)2
Bistrióxidonitrato de calcio
Nitrato de calcio
Al+3 (ClO4)-1 Al(ClO4)3
Tristetraóxidoclorato de aluminio
Perclorato de aluminio
Fe+3 (CO3)-2 Fe2(CO3)3
Tristrióxidocarbona-to de dihierro Carbonato férrico
*El paréntesis no es necesario si no se coloca subíndice.
EL PROCESO DE NEUTRALIZACIÓN
La combinación entre un ácido y una base es una reacción química llamada neutralización.
El resultado de esta reacción es la obtención de una sal acompañada de agua.
El agua se forma con los iones hidrógenos provenientes del ácido y los iones oxhidrilo, provenientes del hidróxido:
Na2 (SO4)1 = Na2 (SO4) = Na2SO4
+1 -2 {
1 H20 1 H+
1 (OH)-
3 H20 3 H+
3 (OH)-
3
3CAPÍTULO
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Realizamos la neutralización entre HNO3 y Na(OH):
Para que se forme una molécula de agua es necesario que las cantidades de iones hidrógeno y oxhidrilo sean iguales. Por esta razón, en muchos casos es necesario equilibrar las cantidades de ácido e hidróxido antes de obtener la sal.
Como ejemplo podemos realizar la ecuación de neutralización entre H2CO3 y K(OH):
Ácido Nítrico + Hidróxido de Sodio
Hidrógeno Trióxido Nitrato + Hidróxido de Sodio
Nitrato de Sodio + Agua
Trióxido Nitrato de Sodio + Agua
TRADICIONAL:
I.U.P.A.C.:
Ácido Carbónico + Hidróxido de Potasio
Di Hidrógeno Trióxido Carbonato +
Carbonato de Potasio + Agua
Trióxido Carbonato de diPotasio + Agua
TRADICIONAL:
I.U.P.A.C.:
H2 CO3 + 2 K (OH) K2 (CO3) + 2 H2O
Hidróxido de Potasio
H NO3 + Na (OH) Na (NO3) + H2O
Los compuestos químicos3
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Actividades
Completen las siguientes ecuaciones:
Ca(OH)2 + HNO3 ............................................................
K(OH) + H2SO3 ............................................................
Al(OH)3 + HClO ............................................................
Fe(OH)3 + H2CO3 ............................................................
Sabiendo que la molécula de una oxosal está compuesta por dos átomos de sodio, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno:
Escriban su fórmula.
Escriban el nombre de la sal en las dos nomenclaturas ( IUPAC y tradicional).
Completen el cuadro siguiente:
Fórmula Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradicional
Hipoclorito de sodio
CrSeO4
Zn(BrO3)2
Ag2CO3
Teraóxidobromato
Completen la siguiente frase:
Las oxosales se obtienen por la reacción entre un .......................... y un ........................., en el proceso se obtiene también ........................................... . Este proceso se llama .........................................................................................................
Utilizando los siguientes cationes y aniones, escriban la fórmula de cinco sales y luego nómbrenlas utilizando la nomenclatura propuesta por IUPAC.
Cationes: Na+ Ba+2 Li+ Au+3 Pb+4
Aniones: (NO3)- (SO3)-2 (ClO4)- (BrO)-
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Lectura
Breve historia de la sal (NaCl)
El uso de la sal en la alimentación de los seres humanos está documentado en la historia de antiguas civilizaciones. Se obtenía de minas de sal o como producto de la evaporación del agua de mar. Antes de Cristo ya se empleaba como conservante de alimentos..
Los chinos la usaban como aditivo en la elaboración de salsas, especialmente de soja y de pescado. Se cuenta que un impuesto establecido al uso de la sal permitió construir la gran Muralla China.
Sus poderes conservantes hicieron posible transportar alimentos de una manera segura, convirtiéndose en un insumo muy apreciado en numerosas culturas, como la egipcia y la romana, que la utilizaban en la preservación de carnes y aceitunas. También, se agregaba a las ensaladas para atenuar su acidez.
Fue tanta su importancia que los romanos construían sus ciudades cerca de las zonas de producción. Por otra parte, este preciado condimento diversificó la cultura culinaria y con-servó los alimentos para las épocas de baja captura o cosecha.
Hoy sabemos que es por medio del proceso de ósmosis que el sodio tiene la capacidad de “atraer” el agua de los alimentos. Esto produce una gran deshidratación de los tejidos, que impide el crecimiento de las bacterias, responsables de la descomposición de los alimentos.
En la antigua Roma, el pago por el trabajo muchas veces se efectuaba con sal (se utilizaba como dinero), dada la importancia que tenía en la preservación de alimentos. De allí deriva entonces el nombre de “salario”, que ahora utilizamos como sinónimo de remuneración. Le debemos a los romanos esta costumbre tan poco saludable de poner la sal en la mesa y, sin haber probado todavía lo que vamos a comer, agregar un poco más de sal.
En la Edad Media el tributo por el uso de la sal era para los reyes. Por ello, en algunas zonas como la Toscana, Italia, el pan para el pueblo se elaboraba sin sal. ¡No se imaginaban estos antiguos mediterráneos el bien que le hacían a su salud!
Verdaderas revoluciones ha provocado el uso de la sal. Eran tantos los impuestos que co-braban los ingleses a los hindúes que en 1930 el pueblo, dirigido por Mahatma Gandhi, al igual que lo hacen muchos ciudadanos del mundo actual, marcharon protestando contra los impuestos. En esa ocasión la “Marcha de la Sal” reclamó el libre acceso a este alimento, que se podía tomar de la costa marina, sin que mediara pago de impuesto alguno. Esta famosa marcha tuvo una influencia muy importante en el largo proceso en la independen-cia de la India.
La observación de los habitantes de Honshu, una ciudad al norte de Japón, con ingesta diaria promedio de 26 gramos de sal, derivado de su consumo de pescado y salsas in-tensamente saladas permitió conocer la existencia de un grupo poblacional con una de las mayores incidencias de hipertensión arterial conocidas, y estudiar su relación con el consumo de sal (sodio).
Los compuestos químicos3
110
Actividades
En la actualidad, numerosos estudios científicos muestran la existencia de la relación entre consumo de sal e hipertensión arterial. Es decir, a menor consumo, menor riesgo de desarrollar esta enfermedad. El exceso de sodio puede dañar nuestros riñones e in-crementa las posibilidades de padecer hipertensión. De ahí que muchas veces hemos escuchado hablar de los riesgos de una dieta con exceso de sodio.
Es importante recordar que la presencia de sodio en la dieta humana es necesaria para mantener el balance de los sistemas de fluidos físicos y es requerido para el funciona-miento de nervios y músculos. Por un lado, el sodio regula la cantidad de agua de las células del cuerpo, y es fundamental para la transmisión adecuada de los impulsos nerviosos y la contracción muscular.
Debido a que el ser humano no sintetiza este compuesto, es que debemos ingerirlo con los alimentos. Lo recomendado por la Organización Mundial de la Salud es que la cantidad no exceda los 6 gramos por día.
Hoy, la sal es un ingrediente barato. Su uso exclusivo ya no es como preservante, sino también como potenciador del sabor en numerosos alimentos, incluyendo aquellos con sabor dulce. Por ello, es muy difícil identificarla, lo que hace que nuestra ingesta diaria de sal sea generalmente mayor que la recomendada.
Fuente: Sitio Alimentos&Salud de la Dra. Cecilia Castillo. Artículo adaptado: “Una breve historia de la sal”.
Disponible en: http://www.alimentosysalud.cl/Final del formulario
Análisis
a) ¿Por qué era tan importante la sal en la Antigüedad?
b) ¿Cómo se llegó a la conclusión de que un consumo excesivo de sal puede provocar hipertensión arterial?
c) ¿Qué funciones tiene el sodio en el organismo humano?
d) Si no agregamos sal a nuestros alimentos, ¿podemos asegurar que estamos comien-do sin sal?
Investiguen otros usos de la sal que no estén destinados a la industria alimentaria.
3
3CAPÍTULO
111
¿Vamos al laboratorio?
Obtención de un óxido y un hidróxido
Objetivo del experimento:
Obtener un óxido y un hidróxido a partir de un metal.
Materiales:
- Mechero de Bunsen. - Pinza metálica. - Anteojos de seguridad. - Vidrio de reloj. - Varillas de vidrio. - Espátula. - Vaso de precipitado pequeño. - Gotero o pipeta.
Reactivos:
- Cinta de magnesio. - Agua destilada.
Los indicadores ácido-base son sustancias que cambian de color según se encuentren frente a ácidos o bases (hidróxidos).
-cer una base o hidróxido por el color rosado intenso que adquiere la solución, a diferencia de las soluciones ácidas, que permanecen incoloras.
Procedimiento:
Enciendan el mechero con mucho cuidado.
a) Tomen un trocito de cinta de magnesio de cinco centímetros de largo y ráspenla con la espátula hasta que quede brillante.
Tomen la cinta por un extremo con la pinza metálica y acérquenla a la llama, utilizando los anteojos de seguridad y guardando una distancia prudente del mechero.
-gar las fotografías al informe de laboratorio.
Los compuestos químicos3
112
Con sumo cuidado, coloquen la cinta de magne-sio “quemada” sobre el vidrio de reloj y resérven-la para el siguiente experimento.
Registren los cambios observados y anoten.
b) Con ayuda de una espátula coloquen el resi-duo de óxido de magnesio del experimento a) en un vaso de precipitado, agreguen con la pi-peta diez mililitros de agua destilada y agiten con la varilla de vidrio.
los cambios ocurridos y registren.
Advertencia:
Han obtenido un hidróxido recuerden que los hidróxidos son corrosivos y dañan la piel. ¡NO SALPICAR NI TOCAR CON LAS MANOS!
consulten con sus docentes sobre cómo lavar el material y descartar los productos obtenidos.
Registro de datos:
Sustancia Fórmula química Características
Metal
Óxido
Hidróxido
Conclusiones:
a) ¿Por qué comenzamos la experiencia limpiando la cinta de magnesio?
b) ¿Qué suponen que era la película blanca que tenía inicialmente la cinta de magnesio?
c) ¿Qué es químicamente un hidróxido?
d) ¿Por qué el líquido del vaso tomó color rosado?
113
CAPÍTULO
4Las reacciones químicas
Todo a nuestro alrededor cambia. Algunas veces pode-mos advertir transformaciones muy rápidas, vistosas y espectaculares, como cuando un volcán entra en erup-ción, cuando las llamas de un incendio convierten en cenizas todo lo que alcanzan, o disfrutamos de un bonito espectáculo de fuegos artificiales. Otros cambios son lentos y los notamos luego de un tiempo, como el creci-miento de las plantas, la variación de color de las hojas de los árboles en el otoño, o la oxidación de los metales. Todos estos ejemplos pertenecen a reacciones químicas y tienen en común las siguientes características:
Durante una reacción química ocurre una transformación, en la cual unas sustancias desapa-recen y otras se forman.
Las sustancias que están presentes cuando se inicia la reacción, llamadas reactivos, son dife-rentes a las que se encuentran una vez producida la reacción, que se denominan productos.
Durante el transcurso de la reacción química se absorbe o libera energía en forma de calor, luz o electricidad.
A nivel atómico, las reacciones químicas consisten en la ruptura de los enlaces entre los átomos que constituyen una molécula para formar nuevos enlaces, que darán origen a otras moléculas.
El hombre a través del tiempo ha estudiado y analizado los fenómenos que ocurren a su alrededor para poder manejarlos y modificarlos con el objeto de obtener productos y soluciones que demanda la sociedad.
Veamos cómo ocurren las reacciones químicas:
En la oxidación del hierro, ocurre una reacción química entre el hierro y el oxígeno del aire que se puede representar por medio de una ecuación química de la siguiente manera:
2 Fe + O2 2FeO
Las reacciones químicas4
114
Formación del óxido ferroso
El proceso implica la ruptura del enlace O-O y la formación de enlaces Fe-O.
En una segunda etapa el óxido de hierro formado reacciona nuevamente con el oxígeno del aire de la siguiente manera:
4FeO + O2 2Fe2O3
Donde se producen nuevas rupturas y formaciones de enlaces químicos, dando como resultado la formación de Fe2O3, que es el trióxido de dihierro, el más conocido de los óxidos de hierro, con su característico color ocre-rojizo.
2 Fe + O2 2 Fe O
4 Fe O + O2 2 Fe2 O3
+
+
Formación del óxido férrico
Óxido de hierro
ECUACIONES Y REACCIONES
Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones químicas, que son expresiones que indi-can la cantidad y el tipo de reactivos y productos que intervienen en una transformación química.
Las reacciones químicas se escriben por convención, anotando a la izquierda las fórmulas químicas de los reactivos, separadas por el signo más (+), que indica: “se combina con …o reacciona con…”, y a la derecha las fórmulas químicas de los productos.
En lugar del signo igual (=), se coloca una flecha que indica el sentido de la reacción y significa: “produce o para dar…”.
4
4CAPÍTULO
115
Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier
Cada sustancia se representa por medio de su fórmula química.
A+B CD
Reactivos Productos
Por ejemplo:
S + O2 SO2
Que se lee: “el azufre reacciona con el oxígeno para dar dióxido de azufre”.
“En un sistema cerrado la masa se conserva, es decir, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos formados”.
En muchas ocasiones se indican simbólicamente los estados de agregación de las sustancias o se incluyen símbolos que expresan la emisión o absorción de energía.
Por ejemplo: S(s) + O(g) SO(g)
Cuando se escribe una ecuación química hay que tener en cuenta que la reacción que simboliza debe cumplir con la ley de conservación de la masa, por lo tanto en muchas ocasiones es necesario balancear la ecuación, para que represente lo que realmente ocurre en el proceso.
Veamos los siguientes ejemplos:
Ejemplo 1:
La combustión del gas metano (CH4), en presencia del oxígeno del aire genera energía en forma de calor y produce dióxido de carbono (CO2) y agua, según la reacción:
CH4 + O2 CO2 + H2O + Q*
*Con el símbolo Q se representa calor.
En esta ecuación vemos que no hay el mismo número de átomos de carbono, oxígeno e hidrógeno en ambos lados de la flecha; por lo tanto, las masas tampoco estarán igualadas entre reactivos y productos.
De manera que para que se cumpla la ley de conservación de la masa hay que balancear la ecuación, utilizando coeficientes estequiométricos.
Los coeficientes estequiométricos son números (pequeños, enteros o fraccionarios), que multi-plican a el o los átomos o moléculas que se encuentran detrás de ellos.
Los coeficientes se colocan siempre delante de la sustancia, de otra manera modificarían la fór-mula y esta ya no representaría el mismo compuesto químico.
Entonces, colocando los coeficientes (en este caso el número 2):
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
1 C 1C
4H = 4H
4O 4O
se cumple la ley de conservación de la
masa} }}
Las reacciones químicas4
116
Para la netbook
Ejemplo 2:
La fabricación industrial de amoníaco se realiza me-diante la reacción química entre dos gases muy abun-dantes en la atmósfera, el hidrógeno y el nitrógeno, en condiciones especiales de trabajo:
Se puede representar mediante la siguiente ecuación:
N2 + H2 NH3
Es necesario balancear la ecuación para que haya igual-dad entre el tipo y cantidad de átomos de los elementos a ambos lados de la flecha:
Comenzamos colocando el coeficiente dos (2) en el pro-ducto, lo que significa que hay dos átomos de nitrógeno y seis de hidrógeno, luego buscamos los coeficientes necesarios para igualar las cantidades de cada reactivo, que serán: (1)* para el nitrógeno y (3) para el hidrógeno.
*Cuando el coeficiente es uno no hace falta indicarlo.
N2 + 3 H2 2 NH3
2N 2N
6H 6H
De esta manera queda balanceada o “ajustada” la ecuación.
Por lo tanto ajustar, balancear o igualar -
ecuación.
=} }
Para seguir practicando pueden pro-bar con un jueguito interactivo en1:
http://www.educaplus.org/play-69-Ajuste-de-reacciones.html
1 Sitio: E+educaplus.org.
Ajusten (balanceen) las siguien-tes ecuaciones químicas:
a) Si + O2 SiO4
b) Cl2 + H2 HCl
c) Br2 + O2 Br2O7
d) C + H2 CH4
e) H2O + N2O3 HNO2
f) H2 + O2 H2O
-ciones son verdaderas o falsas y
- Las sustancias que se originan en una reacción química se llaman reactivos.
- Ecuación química y reacción química son sinónimos.
- Todas las reacciones químicas li-beran energía en forma de calor.
- Durante las reacciones químicas se rompen enlaces químicos.
- En las reacciones químicas la materia se transforma.
Actividades
1
2
4
4CAPÍTULO
117
¿CÓMO OCURRE UNA REACCIÓN QUÍMICA?
Cuando entran en contacto las unidades elementales de los reactivos: moléculas, iones o átomos (las llamaremos partículas), “chocan” entre sí, estos choques originan transferencia de energía, que permite que se produzca la ruptura y formación de nuevos enlaces químicos.
La energía necesaria para la ruptura y formación de enlaces se la denomina energía de activación.
Las partículas se mueven con gran velocidad, esto haría suponer que el número de choques entre ellas es muy grande. Si todos los choques fueran efectivos, es decir, si condujesen a la formación de productos, las reacciones serían prácticamente instantáneas.
En la realidad ocurre que no todos los choques producen este resultado ya que algunas veces la orientación o la distancia a la que se encuentran las partículas hacen que el choque no sea efectivo; en otras palabras, no genera la energía suficiente para producir la ruptura de un enlace químico y la formación de nuevas sustancias. Esta es una de las razones por la cual las reacciones químicas tienen diferentes velocidades.
La teoría actualmente más aceptada sobre la forma en que ocurre una reacción química es la teoría de las colisiones (choques), que se basa en tres postulados fundamentales:
Para que las moléculas, iones o átomos de diferentes sustancias reaccionen:
Deben chocar entre sí.
Al chocar deben orientarse en el espacio de manera conveniente.
El choque debe ser efectivo; esto significa que debe aportar la energía necesaria para romper y formar enlaces.
Esta teoría se completa con la teoría del complejo activado, que propone que entre la ruptura de enlaces de los reactivos y la formación de un producto se genera un compuesto intermedio ex-tremadamente inestable, llamado complejo activado. Este compuesto intermedio, que tiene una energía mayor que la de los reactivos, se transforma rápidamente en producto para estabilizarse.
La diferencia entre la energía de los reactivos y la del complejo activado es la energía de activación.
REACCIÓN EXOTÉRMICA
ENER
GÍA
TIEMPO
ENERGÍA DE ACTIVACIÓN
PRODUCTOS
REACTIVOS
ENERGÍA LIBERADA EN LA REACCIÓN
que avanza una reacción química. Cuando los choques son efectivos, las partículas alcanzan la energía de activación y se produce la reacción. Cuando los choques no son efecti-vos, las partículas se separan sin reaccionar.
Las reacciones químicas4
118
Al dejar abierta una botella de alcohol, este combustible entra en contacto con el oxígeno del aire.
¿Se produce la reacción al poner en contacto los reactivos?
Evidentemente no, porque de ser así el alcohol ardería espontáneamente.
Al acercar un fósforo encendido comenzará la reacción, que proseguirá por sí sola hasta que se agote el combustible. El calor de la llama proporcionó la energía de activación necesaria para que comience la reacción de combustión.
Sin embargo existen también reacciones que tienen energía de activación muy baja; muchas veces la temperatura ambiente es suficiente para que se inicien. Estos procesos se denominan reacciones espontáneas.
LA VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Algunas reacciones químicas pueden ser muy rápidas, como la explosión de una bomba. En cambio, otras son tan lentas que casi no podemos advertir que suceden, como por ejemplo la digestión de los alimentos.
La velocidad es la rapidez con que ocurre un fenómeno o un proceso y está relacionada con el tiem-po, por lo tanto se puede medir la velocidad con la que ocurre una reacción midiendo la cantidad de producto que se forma en un determinado tiempo o la cantidad de reactivo que se consume en ese tiempo.
Velocidad de reacción = =
Por ejemplo en la siguiente reacción química:
I2 + H2 2HI
Velocidad de reacción =
También resulta posible medir la velocidad en función de la desaparición de los reactivos:
Velocidad de reacción = =
Colisión Rebote
Reacciones químicas con orientación correcta (colisión) y con energía insuficiente (rebote)
Podemos comprobar que la energía de activación es necesaria para que se inicie una reacción con un ejemplo muy sencillo.
Ya sabemos que la combustión es una reacción de combina-ción entre un combustible y el oxígeno que genera energía en forma de luz y calor.
Supongamos para nuestro ejemplo que el combustible es el alcohol.
cantidad de producto formado
tiempo
masa de HI formada
tiempo
masa de iodo consumido
tiempo
masa de hidrógeno consumido
tiempo
cantidad de reactivo consumido
tiempo
4
4CAPÍTULO
119
Para cada reacción química se utilizará una u otra expresión, según cuál sea la sustancia más fácil de medir.
Para estudiar la velocidad de las reacciones se usan algunas variables físicas que ponen en evidencia el consumo de un reactivo o la formación del producto y son observables a simple vista o fácilmente medibles: por ejemplo, un cambio de color, la desaparición o formación de un sólido o los cambios de presión en un sistema cerrado.
Conocer el tiempo que tarda en producirse un proceso es fundamental para la industria, ya que es una de las condiciones de la rentabilidad. Un proceso demasiado lento no sería viable en términos económicos.
En la vida cotidiana es importante saber cuánto tiempo tardará un medicamento en hacer efecto o una comida en cocinarse. Conservamos en la heladera los alimentos para que nos duren más tiempo porque sabemos que el frío hace más lentas las reacciones de descomposición. En la peluquería hay que respetar los tiempos de reacción de los tratamientos químicos, como la coloración o el alisado, para evitar resultados indeseados.
La velocidad de las reacciones, sus causas, consecuencias y factores que las modifican, son estu-diados por una rama de la química denominada cinética química.
La probabilidad de que se produzcan choques eficaces aumenta al aumentar la energía de las partículas. Esta energía depende de muchos factores, como por ejemplo:
Naturaleza o tipo de reactivos: cada reacción ocurre con una velocidad propia en determinadas condiciones. La oxidación del sodio es espontánea; es decir, ocurre rápidamente al exponer el metal al aire. En cambio, la oxidación del hierro, en las mismas condiciones, es lenta.
Ambas son reacciones de combinación de elementos metálicos con el oxígeno, pero tienen ve-locidades muy diferentes que dependen exclusivamente de la sustancia en cuestión.
La cantidad o concentración de reactivos: al aumentar la cantidad de moléculas, átomos o iones de reactivos, mayor será la probabilidad de choques entre ellos y mayor la velocidad de reacción y la cantidad de producto que se formará en un determinado tiempo.
El estado físico y la superficie de contacto entre los reactivos: las reacciones en estado gaseoso son muy rápidas, esto se debe a la gran movilidad de las partículas que aumenta la posibilidad de choques entre ellas, algo similar ocurre en las reacciones en un medio líquido.
Cuando las sustancias reaccionantes se encuentran en estado sólido, mientras más pequeñas sean las partículas, mayor será la superficie de contacto entre ellas, lo que aumenta la oportunidad de que choquen y en consecuencia la velocidad de la reacción. La experiencia nos indica que para disminuir el tiempo de cocción de un alimento, se lo debe cortar en porciones pequeñas; de esta manera, las reacciones químicas que ocurren en la cocción serán más rápidas que si se encuentra en un único trozo.
La temperatura: al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las partículas, lo que incrementa el número de choques y les permite alcanzar más fácilmente la energía de activación.
Las reacciones químicas4
120
La luz: es también una forma de energía, algunos tipos de reacciones son aceleradas por la luz, son las llamadas reacciones fotoquímicas. La fotosíntesis es un ejemplo de estas reacciones, por esta razón las plantas realizan este proceso en las horas de luz diurna y no durante la noche.
Los catalizadores: son sustancias que actúan como intermediarios; es decir, forman con los reactivos complejos activados de menor energía de activación que los que se formarían entre los reactivos solos. Una vez que actúan se separan y recuperan sus propiedades, por lo que al inicio y al final de la reacción se encuentran en la misma cantidad y con la misma composición.
Por mucho tiempo se creyó que los catalizadores solamente actuaban por estar “presentes” en la reacción. Los estudios posteriores demostraron que intervienen en los procesos de manera activa, colaborando al bajar la energía de activación y acelerando las reacciones.
No siempre se desea que las reacciones sean más rápidas, por eso, existen también catalizado-res negativos o inhibidores, que son sustancias que tienen la función de disminuir la velocidad de algunas reacciones. Un ejemplo son los conservantes y estabilizantes que se utilizan en la industria alimentaria con el fin de que los alimentos duren más tiempo.
El catalizador facilita la formación del complejo activado.
+ +Catalizador
Reactivos Complejo activado
Producto + catalizador
velocidad es mayor.
Reacción sin catalizador: A + B A B
Reacción catalizada: A + B A C B A B + CC
ENER
GÍA
COORDENADA DE REACCIÓN
COMPLEJO ACTIVADO
A + B
A C B
AB + C
E2
E1
Reacción sin catalizador
Reacción catalizada
REFERENCIAS
C: Catalizador
A - B: Reactivos
A C B: Complejo intermedio
AB: Producto
E1: Energía de activación de la reacción catalizada
E2: Energía de activación de la reacción sin catalizador
4
4CAPÍTULO
121
Para la netbook
No dejen de ver los maravillosos videos sobre reacciones en1:
http://beautifulchemistry.net/
1 Sitio: BeautifulChemistry.net.
Las enzimas: son catalizadores biológicos que per-miten que las reacciones en los organismos vivos ocurran a una velocidad relativamente alta a pesar de las bajas temperaturas de reacción.
En la digestión de los alimentos actúan cientos de enzimas diferentes, dado que son catalizadores es-pecíficos. Esto quiere decir que cada reacción tiene su enzima que la posibilita y acelera.
La función de las enzimas digestivas es la de “rom-per” las moléculas gigantes de los alimentos (ma-cromoléculas), para transformarlas en otras más simples y pequeñas que luego son utilizadas por el organismo.
ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
La estequiometría es la rama de la química que estudia las relaciones numéricas según las cuales reaccionan químicamente las sustancias; es decir, las proporciones en que se combinan para dar determinada cantidad de producto.
Para realizar un proceso químico industrial es de vital importancia conocer la cantidad de materia prima necesaria, el rendimiento de la reacción y las cantidades de productos que se obtendrán.
Todos los laboratorios e industrias, realizan cálculos estequiométricos para planificar su producción. Pero estos cálculos están presentes también en nuestra vida cotidiana de manera simplificada. Los realizamos cuando modificamos una receta para preparar una comida, al aumentar o disminuir el número de porciones, cuando calculamos la dosis de un medicamento en base al peso corporal, preparamos una pintura o calculamos la cantidad de cloro que hay que incorporar a una piscina de acuerdo al volumen de agua que contiene.
La estequiometría se basa en la ley de conservación de la masa, por esta razón el primer paso para realizar un problema estequiométrico es balancear o ajustar la ecuación, para luego poder proceder a realizar los cálculos correspondientes.
Por ejemplo:
Se desea saber qué masa de óxido de calcio se obtendrá a partir de la reacción entre 200 gramos de calcio y la masa de oxígeno que sea necesaria.
En primer lugar hay que escribir la ecuación química que representa esta reacción y balancearla para cono-cer las proporciones en que se combinan los reactivos para formar el producto:
Ca + O2 CaO
La ecuación balanceada será:
2 Ca + O2 2CaO Balanza de laboratorio
Las reacciones químicas4
122
Se buscará luego la relación entre las masas molecu-lares relativas (Mr) de los reactivos y productos.
Las masas moleculares relativas (Mr) se calculan utili-zando los datos de la las masas atómicas relativas (Ar) de los átomos que forman las moléculas; estos datos figuran en la tabla periódica (al sumar las masas ató-micas hay que tener en cuenta la cantidad de átomos que forman cada molécula).
Ar del Ca = 20,08 g
2Ca = 40,16 g
Ar de O = 16 g
Mr de CaO = (Ar Ca +Ar O) = 20, 08 g + 16 g = 36,08 g
2CaO = 72,16 g
Con estos datos se sabe que 40,16 g de calcio produci-rán 72,16 g de CaO y se podrá establecer una propor-cionalidad directa de la siguiente manera:
Masa de Ca Masa de O2 Masa de CaO
40,16 g 32 g 72,16 g
200 g X g
CCarbono
12,01
24
6
Número atómico
Nombre
Distribución de electrones en
niveles
Símbolo
Masa atómica(Ar)
Si con 40,16 g de Ca 72,16 g de CaO
Con 200 g de Ca X g de CaO
X = = 359,36 g de CaO
Si quisiéramos saber cuál fue la masa de oxígeno consumida en el proceso podríamos realizar el siguiente cálculo:
Masa de Ca Masa de O2 Masa de CaO
40,16 g 32 g 72,16 g
200 g X g
Si 40,16 g de Ca 32 g de O2
200 g de Ca Xg de O2
se obtienen
se obtendrán
se combinan con
se combinaran con
200 g de Ca . 72,16 g de CaO
40,16 g de Ca
4
4CAPÍTULO
123
Actividades
X = = 159,36 g de O2
Podemos comprobar que a este resultado también se puede llegar si se restan a los 359,36 g del producto (CaO) los 200 g de Ca.
Se puede resumir el procedimiento para trabajar en forma organizada:
1. Escribir la ecuación que representa el proceso.
2. Balancear o ajustar la ecuación química.
3. Calcular las Mr de los reactivos y/o productos.
4. Plantear la proporcionalidad directa (regla de tres) y resolver.
200 g de Ca . 32 g de O2
40,16 g de Ca
Completen el cuadro hallando la masa molecular relativa (Mr) de las siguientes sus-tancias de uso cotidiano e investiguen para qué se utilizan:
Sustancia Fórmula Mr Uso
Soda cáustica NaOH
Cloruro de sodio NaCl
Agua oxigenada H2O2
Hipoclorito de sodio NaClO
Amoníaco NH3
Bicarbonato de sodio NaHCO3
Dióxidode carbono CO2
Glucosa C6H12O6
1
Las reacciones químicas4
124
Resuelvan los siguientes problemas. Recuerden balancear las ecuaciones.
2.1. Un trozo de magnesio (Mg) reacciona con 15,63 g de oxígeno (O2).
a) Calcular la masa de magnesio (Mg) que reacciona.
b) ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio (MgO) se formarán?
Mg + O2 MgO
2.2. Se deben preparar 5,40 g de FeCl3 según la siguiente reacción:
Fe(OH)3 + 3 HCl FeCl3 + 3 H2O
a) ¿Qué masa de Fe(OH)3 se necesita?
b) ¿Qué masa de HCl se utilizará?
2.3. Para obtener 2,5 g de Na2SO4 se hicieron reaccionar H2SO4 y NaOH según la si-guiente reacción:
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O
Calculen:
a) ¿Cuántos gramos de ácido (H2SO4) se utilizaron?
b) ¿Qué masa de NaOH se necesitan?
2.4. Se desea preparar 1 g de CaBr:
a) ¿Qué masa de HBr se necesita?
b) ¿Qué masa de Ca (OH)2 se utiliza?
Ca(OH)2 + 2HBr CaBr2 + 2 H2O
2
4
4CAPÍTULO
125
EL INTERCAMBIO DE ENERGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS
En las reacciones químicas se produce intercambio de energía entre las sustancias reaccionantes y el medio ambiente. En general la energía de los reactivos es diferente a la energía de los productos.
La forma de energía más común en los procesos químicos es el calor.
El contenido energético de un compuesto químico está relacionado con las fuerzas de enlace y las interacciones entre sus partículas. Dado que en un cambio químico están involucrados cambios en los enlaces, el sistema podrá desprender o absorber energía.
Las reacciones que se producen con liberación de energía en forma de luz, calor o electricidad se denominan reacciones exergónicas; cuando la energía se libera en forma de calor la reacción se denomina exotérmica.
Cuando la reacción química necesita absorber energía para producirse, se denomina endergónica; si la energía que absorbe es energía calórica se clasificará como reacción endotérmica.
El calor intercambiado en una reacción química se llama calor de reacción y tiene un valor carac-terístico para cada reacción.
La entalpía (H) es una magnitud que mide el intercambio de calor en un proceso que se realiza a presión constante.
Las reacciones químicas que ocurren en la naturaleza –y la mayoría de las que se realizan en el laboratorio– ocurren a presión atmosférica, que se puede considerar constante mientras se lleva a cabo el proceso.
representar con la siguiente ecuación:
p - Hr
Donde Hp es la entalpía de los productos y Hr la entalpía de los reactivos.
Cuando los productos tienen mayor entalpía que los reactivos, la reacción necesitará que se le sumi-nistre energía para que pueda producirse; por lo tanto será una reacción endotérmica. La cocción de los alimentos es un ejemplo de este tipo de reacciones, ya que los alimentos no se cocinarán a menos que se les suministre calor.
que el inicial (reactivos).
Cuando los reactivos tienen mayor entalpía que los productos, la reacción al producirse liberará la energía excedente. La explosión de una bomba es un ejemplo de este tipo de reacciones que se denominan exotérmicas.
energía que el inicial (reactivos).
Las reacciones químicas4
126
¿Sabías qué...?
Veamos algunos ejemplos:
El gas natural está compuesto principalmente por metano (CH4). La combustión del metano puede repre-sentarse por medio de la siguiente ecuación:
CH4 + O2 CO2 + 2H2
*El joule (J) es una unidad derivada del sistema internacional de unidades que se utiliza para medir trabajo o energía. Puede utilizarse para medir calor, que es una forma de energía (energía cinética en forma de vibraciones de las moléculas o átomos).
Al observar la ecuación, podemos concluir que se trata de una reacción exotérmica, y como la entalpía es una propiedad extensiva, que depende de la cantidad de sustancia, podríamos calcular la masa de metano (CH4) necesaria para obtener el doble o triple de calor.
Como ejemplo de una reacción endotérmica tomamos la descomposición del carbonato de calcio:
El carbonato de calcio (CaCO3) es una sustancia muy utilizada en numerosas industrias, se descompone por el calor produciendo óxido de calcio (CaO), que es conocido como “cal” y dióxido de carbono (CO2), según la siguiente reacción:
CaCO3(S) CO2 (g) + CaO(S)
, por lo tanto la energía de los productos es mayor que la de los reactivos, tal como corresponde a una reacción endotérmica.
Podemos deducir que para obtener cal (CaO) es nece-sario entregar calor para que se produzca la descom-posición del carbonato de calcio.
ENER
GÍA
ENER
GÍA
Coordenada de reacción Coordenada de reacción
COMPLEJO ACTIVADOCOMPLEJO ACTIVADO
Reactivos
Reactivos
Productos
Productos
Ea
Ea
Si observan la factura del consumo de gas verán que hay una relación entre el combustible consumido y la cantidad de energía que brinda este combustible. En la factura se informan los metros cú-bicos (m3) de gas consumidos (m3 es una unidad de volumen, es una forma prác-tica para medir la cantidad de una sus-tancia líquida o gaseosa) y las calorías suministradas. La caloría es otra forma de medir la energía calórica, una caloría equivale a 4,18 J.
4
4CAPÍTULO
127
Actividades
decisiones en cada caso:
b) Fusión de un sólido.
c) Fotosíntesis.
d) Explosión de pirotecnia.
e) Respiración celular.
f) Cocción de alimentos.
g) Combustión del gas en una estufa.
derecho:
Entalpía Calor intercambiado durante una reacción química.
Endotérmica Reacción que al producirse absorbe energía del medio.
Caloría Reacción que libera energía en forma de calor.
Exotérmica Reacción que al producirse absorbe calor del medio.
Endergónicas Unidad de energía utilizada para expresar cantidad de calor.
Calor de reacción Intercambio de calor en un proceso a presión constante.
Señalen si las ecuaciones siguientes corresponden a una reacción exotérmica o endo-
a) H2SO4 4 + H2
b) 2 H2 + O2 H2O
c) H2O(g) H2O(l)
d) ½ N2(g) + ½ O2 = -90.29 J
1
2
3
Las reacciones químicas4
128
REACCIONES ÁCIDO-BASE
La mayor parte de las reacciones químicas que ocurren en el laboratorio, en nuestro organismo o en la vida cotidiana, tienen lugar en medio acuoso. Esto quiere decir que los reactivos están formando parte de soluciones.
Entre las sustancias solubles en agua son de particular interés los ácidos y bases, ya que le otorgan propiedades muy especiales al medio químico o biológico en el que están disueltas.
Existen numerosos fenómenos naturales relacionados con las características de acidez o basicidad de las soluciones: la acidez del agua es crítica para la vida de los peces y otras especies acuáticas, la lluvia ácida es un fenómeno que hace algunos años ocupa uno de los primeros lugares entre las preocupaciones de la humanidad sobre el medio ambiente, la excesiva acidez o alcalinidad (basicidad) de los suelos provoca desertificación.
Además, es gracias al ácido presente en nuestro estómago que podemos digerir los alimentos; y es bastante conocida la “acidez estomacal”, que es un malestar que padecen algunas personas, cuando por una disfunción del sistema digestivo pasan al esófago parte de los jugos gástricos del estómago, produciendo irritación.
Desde que la química se desarrolló como ciencia, los ácidos y bases han sido objeto de estudio de muchos científicos. Se atribuyeron primero al oxígeno y luego al hidrógeno, presentes en las moléculas la responsabilidad del carácter ácido; pero recién en 1887, un químico sueco llamado Svante Arrhenius definió a los ácidos como sustancias capaces de disociarse (descomponerse) en agua para liberar iones hidrógeno (H+) también llamados protones.
Por ejemplo:
H Cl H+ + Cl-
H N O3 H+ + N O3
-
Definió también a las bases como las sustancias que al disociarse podían liberar uno o más iones oxhidrilos (OH)-
Na(OH) Na + (OH)-
Ca(OH)2 Ca +2 + 2 (OH)-
Esta teoría, si bien fue muy útil durante muchos años, resultó insuficiente para definir el carácter ácido o básico de algunas sustancias que no tenían iones H+ o iones (OH)-. Por otro lado, los iones hidrógeno (H)+ no se encuentran en realidad libres, sino rodeados de moléculas de agua y reciben el nombre de hidronios (H3O)+.
Por esta razón en 1923, dos científicos Johannes N. Brönsted y Thomas M. Lowry, que trabajaban en forma independiente desarrollaron una teoría más amplia, en la cual definieron como:
- Ácido a toda especie (molécula o ion) capaz de ceder un ion hidronio (H3O)+
- Base toda especie (molécula o ion) capaz de aceptar un ion hidronio (H3O)+
De manera que: ácido base + (H3O)+
La ecuación expresa que cuando un ácido cede iones hidronio se convierte en base, y de manera inversa, cuando una base acepta iones hidronio se transforma en ácido.
4
4CAPÍTULO
129
A los “conjuntos” constituidos por un ácido y la base que se forma al disociarse el ácido en agua, se lo llama: pares ácido-base conjugados. Lo mismo ocurre con los conjuntos compuestos por una base y el ácido formado en la disociación de esa base en agua.
Por ejemplo:HCl + H2O Cl- + H3O+
Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2
En este ejemplo el Ácido 1 y la Base 1 forman un par conjugado. De la misma manera la Base 2 con el Ácido 2.
El químico estadounidense Gilbert N. Lewis (1875-1946) estudió la distribución de los electrones en las moléculas de los ácidos y las bases y se dio cuenta de que en la reacción de neutralización se formaba un enlace covalente coordinado. Propuso entonces, una nueva teoría sobre los ácidos y bases en la que no se requiere la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados.
:NH3 + H+ NH4+
Base de Lewis Ácido de Lewis
Al analizar las diferentes teorías se llega a la conclusión de que todas son correctas en su ámbito de aplicación y se puede utilizar cualquiera de ellas según las condiciones de trabajo.
En soluciones acuosas, generalmente se aplica la teoría de Brönsted-Lowry que implica transfe-rencia de protones (H+).
Cuando un ácido reacciona con una base, se produce una reacción de neutralización. El producto de una reacción de neutralización es una sal y una o más moléculas de agua.
Como las reacciones de neutralización ocurren en medio acuoso, la sal que se forma queda disuelta en agua.
En general son reacciones exotérmicas y cuando las cantidades de ácido y base se compensan completamente, resultan soluciones neutras.
Un ejemplo de neutralización:
HCL + NaOH NaCl + H2O
El ácido clorhídrico reacciona con hidróxido de sodio y la sal formada es el cloruro de sodio.
( ) +
Hidróxido de sodio Agua Cloruro de sodio
Na NaO H
Ácido clorhídrico
H Cl Cl
H2O
+
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130
Lejía
Pasta dental
Amoníaco
Agua de marBicarbonato de sodio
Leche, agua de lluviaAgua destilada
Café negroOrina humana
Bananas, tomates
Vinos y cervezas
Vinagre
Jugo de limónGaseosa
Ácido muriático (clorídrico)Ácido de baterías
Mas ácido Mas básico
Soluciones básicasSoluciones ácidas
Soluciones neutras
ESCALA DE PH
¿Sabías qué...?La fuerza de los ácidos se puede medir por su tendencia a ceder iones hidronios (H3O)+, la fuerza de la base viene dada por la tendencia a aceptar los iones hidronio.
Los ácidos que se disocian completamente ceden mu-chos iones (H3O)+ y se llaman ácidos fuertes.
Puede establecerse una escala ácido-base, según la cantidad de iones hidronio (H3O)+ formada en disolu-ciones acuosas de ácidos, se llama escala de pH.
La escala de pH se establece por medio de cálculos matemáticos y se representa por medio de una recta numérica que va desde cero a catorce, donde:
El número siete (7) corresponde a las soluciones neutras y el número de iones hidronio (H3O)+ es igual al número de iones oxhidrilos (OH)-.
Los valores hacia la izquierda del número 7 (meno-res que 7), corresponden a los ácidos; mientras más pequeño sea el número, más ácida será la solución.
Los valores hacia la derecha del número 7 (mayores que 7) corresponden a las bases; mientras más alto sea el número, más básica será la solución.
Conocer el grado de acidez de una sustancia es muy útil para la química, la biología y la industria.
En los sistemas biológicos, conociendo el pH de los distintos fluidos corporales en estado de salud, pueden sospecharse o detectarse enfermedades cuando los valores se alejan de lo normal, por ejemplo:
El pH de la sangre se encuentra entre = 7,35 y 7,45.
El pH de la orina puede considerarse normal cuando su valor es aproximadamente 6,5.
El pH de la piel es aproximadamente 5,5. Este valor permite orientarse sobre el tipo de productos cosmé-ticos adecuados para mantener la piel saludable. Sería aconsejable utilizar productos cuyo pH tenga valores entre 5,5 y 7 (neutro).
El pH de la saliva se encuentra entre 6,5 y 7, la saliva nos informa acerca del sistema digestivo y enzimático.
El concepto de pH fue inventado por el danés Sørensen (1868-1939), que dirigía la fábrica de cervezas Carls-berg, para tener una medida clara y bien definida de la acidez.
Es muy curioso y poco claro el ori-gen de la denominación pH (escrita con p en cursiva minúscula y la H en mayúscula), se cree que proviene de la simplificación de un símbolo muy personal que utilizaba Sørensen, que era de una tipografía muy complicada para la impresión.
En diversa bibliografía figura que su significado proviene de “potencial de hidrógeno”, haciendo referencia a la cantidad de hidrógeno producido en la ionización de un ácido.
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Para la netbook
¿Sabías qué...?En la industria, la mayoría de los procesos tienen un pH óptimo en el cual el rendimiento de las reacciones es el máximo. Por esta razón, controlar y ajustar el pH, es una tarea rutinaria de producción.
Los agricultores hacen estudiar el pH de sus suelos antes de sembrar; en numerosos cultivos es crítico el valor de acidez de la tierra. Muchas veces es necesario corregir una excesiva acidez o alcalinidad agregando sustancias químicas al terreno antes de sembrar para obtener buenas cosechas.
Como hemos mencionado, hasta en las peluquerías es necesario manejar los datos de pH cuando se realizan tratamientos de alisado, coloración o rizado, ya que una vez finalizado el procedimiento es necesario volver el cabello a la neutralidad utilizando productos químicos adecuados.
Actualmente se han desarrollado un gran número de aparatos electrónicos (llamados peachímetros) para medir con gran exactitud el valor del pH de una solu-ción. Pero aun así, en la mayoría de los laboratorios se utiliza el sistema tradicional de medir el pH con sustancias indicadoras.
Un indicador es una sustancia que adopta colores diferentes según se encuentren en presencia de un ácido o una base.
El primer indicador sintetizado fue la fenolftaleína, una sustancia incolora en medio neutro o ácido, que adopta un llamativo color rojo-violeta cuando el medio es básico.
Años después fueron lográndose otros indicadores que tienen diferentes rangos entre los cuales cambian su color, como el naranja de metilo, el azul de bromo-timol o la fucsina. Aprovechando esta característica de las sustancias se inventaron cintas o tiras de papel absorbente que llevan embebidas mezclas de indica-dores para observar los cambios de color en los rangos de pH deseados, se llaman indicadores universales o papel pH.
El papel pH viene acompañado de una escala o carta de colores en la cual a cada color corresponde un valor de pH. El procedimiento de medición es muy simple, basta poner en contacto el papel PH con la solución a
Después de cepillarte los dientes, el pH de la saliva en la boca debe encon-trarse con un valor alrededor de 7. Es decir un pH neutro, que no produce ningún daño a tus dientes.
Si el pH se encuentra debajo de 5,5, el esmalte comienza a deteriorarse y lle-ga a perderse. Al comer algún carbo-hidrato, como pan o algo que conten-ga azúcar, este creará las condiciones para hacer más daño a los dientes.
Cuando quedan restos de estos ali-mentos, se descomponen en la boca, y las bacterias al fermentar los azúca-res producen el ácido láctico que baja el pH y que provoca la destrucción química del diente, conocida como caries.
Pueden experimentar con solucio-nes ácido-base y medir sus pH en forma virtual1:
http://phet.colorado.edu/es/search?q=calcular+ph
1 Sitio: PhET, Simulaciones interactivas de la Universidad de Colorado, Estados Unidos.
en medio básico (pH mayor que 7).
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Para la netbookmedir y luego comparar el color que adquiere con el de la carta, donde figura el valor de PH que corresponde a ese color.
Existen sustancias “caseras” que tienen las mismas propiedades que los indicadores, se las denomina indicadores caseros, son extractos de hojas o pétalos de plantas o flores que se obtienen con agua o alcohol etílico.
Algunos indicadores caseros son el repollo morado, la rosa roja, el té y la cúrcuma (es un condimento que se consigue en las casas que venden productos dietéticos y especias).
Pueden experimentar con un lin-do simulador para comprender el funcionamiento de los indicado-res ácido-base en1:
http://www.educaplus.org/play-68-Escala-de-pH.html
1 Sitio: E+educaplus.org.
Indicador Color en medio ácido Color en medio básico
Repollo
Rojo Verde/Amarillo
Rosa roja
Rosa Marrón
Té
Amarillo Rojo
Cúrcuma
Amarillo Rojo
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Actividades
- Cuando el medio es alcalino el pH es menor que 7.
- Las sustancias neutras tienen pH igual a 7.
- El agua de mar, que tiene un pH de 8,5, es ligeramente ácida.
- Los indicadores ácido-base cambian de color según el pH del medio.
- Los indicadores “caseros” permiten medir el pH.
Realicen la disociación de las siguientes moléculas según la teoría de Arrhenius.
a) H2S
b) K(OH)
c) H2SO4
d) Hg(OH)2
e) HBr
f) HNO3
Señalen cuál o cuáles de los compuestos siguientes utilizarían para neutralizar una solución de vinagre:
Jugo de limón, bicarbonato de sodio, ácido clorhídrico, hidróxido de calcio (cal).
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Lectura
Lluvia ácida
¿Sabes qué es la lluvia ácida y de qué forma afecta al medio ambiente?
El concepto de lluvia ácida engloba cualquier forma de precipitación que presente elevadas concentraciones de ácido sulfúrico y nítrico. También puede mostrarse en forma de nieve, niebla y partículas de material seco que se posan sobre la Tierra.
La capa vegetal en descomposición y los volcanes en erupción liberan algunos químicos a la atmósfera que pueden originar lluvia ácida, pero la mayor parte de estas precipitaciones son el resultado de la acción humana. El mayor culpable de este fenómeno es la quema de combustibles fósiles procedentes de plantas de carbón generadoras de electricidad, las fá-bricas y los escapes de automóviles.
Cuando el ser humano quema combustibles fósiles, libera dióxido de azufre (SO2) y óxidos de nitrógeno (N2O3 y N2O5) a la atmósfera. Estos gases químicos reaccionan con el agua, el oxígeno y otras sustancias para formar soluciones diluidas de ácido nítrico y sulfúrico. Los vientos propagan estas soluciones ácidas en la atmósfera a través de cientos de kilómetros. Cuando la lluvia ácida alcanza la Tierra, fluye a través de la superficie mezclada con el agua residual y entra en los acuíferos y suelos de cultivo.
La lluvia ácida tiene muchas consecuencias nocivas para el entorno, pero sin lugar a dudas, el efecto de mayor insidia lo tiene sobre los lagos, ríos, arroyos, pantanos y otros medios acuáticos. La lluvia ácida eleva el nivel de acidez en los acuíferos, lo que posibilita la absor-ción de aluminio que se transfiere, a su vez, desde las tierras de labranza a los lagos y ríos. Esta combinación incrementa la toxicidad de las aguas para los cangrejos de río, mejillones, peces y otros animales acuáticos.
Algunas especies pueden tolerar las aguas ácidas mejor que otras. Sin embargo, en un eco-sistema interconectado, lo que afecta a algunas especies, con el tiempo acaba afectando a muchas más a través de la cadena alimentaria, incluso a especies no acuáticas como los pájaros.
La lluvia ácida también contamina selvas y bosques, especialmente los situados a mayor altitud. Esta precipitación nociva roba los nutrientes esenciales del suelo a la vez que libera aluminio, lo que dificulta la absorción del agua por parte de los árboles. Los ácidos también dañan las agujas de las coníferas y las hojas de los árboles.
Los efectos de la lluvia ácida, en combinación con otros agentes agresivos para el medio ambiente, reduce la resistencia de los árboles y plantas a las bajas temperaturas, la acción de insectos y las enfermedades. Los contaminantes también pueden inhibir la capacidad arbórea de reproducirse. Algunas tierras tienen una mayor capacidad que otras para neu-tralizar los ácidos. En aquellas áreas en las que la “capacidad amortiguadora” del suelo es menor, los efectos nocivos de la lluvia ácida son significativamente mayores.
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REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Muchas veces habrán observado la oxidación de los objetos de hierro, el oscurecimiento de un trozo de manzana o la decoloración de la ropa cuando se man-cha con lavandina.
A simple vista no parece haber ninguna relación entre estos fenómenos, pero a nivel molecular ocurren en todos ellos procesos de transferencia de electrones entre las especies químicas (átomos, moléculas o iones) que forman las sustancias. Todas son reacciones de óxido-reducción, es decir procesos redox.
La única forma de luchar contra la lluvia ácida es reducir las emisiones de los con-taminantes que la originan. Esto significa disminuir el consumo de combustibles fósiles. Muchos gobiernos han intentado frenar las emisiones mediante la limpieza de chimeneas industriales y la promoción de combustibles alternativos. Estos esfuer-zos han obtenido resultados ambivalentes. Si pudiéramos detener la lluvia ácida hoy mismo, tendrían que transcurrir muchos años para que los terribles efectos que esta genera desaparecieran.
El hombre puede prevenir la lluvia ácida mediante el ahorro de energía. Mientras menos electricidad se consuma en los hogares, menos químicos emitirán las centrales. Los auto-móviles también consumen ingentes cantidades de combustible fósil, por lo que los moto-ristas pueden reducir las emisiones nocivas al usar el transporte público, vehículos con alta ocupación, bicicletas o caminar siempre que sea posible.
Fuente: National Geographic. Disponible en: http://nationalgeographic.es/medio-ambiente/calentamiento-global/acid-rain-overview
Análisis:
Nombren las causas y consecuencias de las precipitaciones ácidas.
¿Por qué si algunas especies toleran la acidez igualmente son afectadas por el fenómeno?
¿Qué deberían hacer los gobiernos para disminuir los efectos de la lluvia ácida?
¿Qué acciones concretas podrían realizar ustedes para contribuir a reducir este fenómeno?
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Manzana en proceso redox
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En este tipo de reacciones intervienen por lo menos dos especies químicas, una de ellas pierde electrones en un proceso llamado oxidación, esos mismos electrones son captados por la otra especie química en una reacción llamada reducción.
Ambos procesos ocurren en forma simultánea, y se conocen como hemirreacciones de oxidación y reducción.
Las reacciones redox ocurren en sistemas químicos y biológicos muy diversos, algunas veces extre-madamente complejos, pero en todos los casos, hay transferencia de electrones.
Ocurren reacciones redox en el interior de las células, en la industria, en el aire, dentro de una pila o una batería, en el agua de un río, en un incendio, cuando se fabrica pan o vino y en muchísimos otros sistemas químicos y biológicos.
Siempre las reacciones de óxidoreducción van acompañadas de un cambio en el número de oxida-ción de los elementos. Este cambio se debe a la transferencia de electrones.
En la hemireacción de oxidación los elementos pierden electrones, por lo tanto su número de oxida-ción aumenta (recuerden que los electrones son cargas eléctricas negativas). Por lo tanto al perder electrones, los elementos quedan con carga positiva, neutra o “menos negativa”.
En la hemirreacción de reducción los elementos ganan o captan electrones, por lo tanto disminuye su número de oxidación (tienen más cargas negativas).
Podemos encontrar un ejemplo muy simple para comprender este tipo de reacciones químicas en las uniones iónicas.
Observen el siguiente ejemplo:
El litio (Li) pierde un electrón, por lo tanto se oxida y su número de oxidación aumenta de cero a (+1).
El electrón que pierde el litio es captado por el flúor (F), que ahora tendrá un electrón más dismi-nuyendo su número de oxidación de cero a (-1).
La combustión del carbón, como cualquier otro tipo de combustión es también un proceso redox:
C + O2 C O2
Hemioxidación: C° C+4 (pierde 4 e-)
Hemireducción: O2°
2O-2 (gana 4 e-)
Li F [ Li ] + [ F ]-
C + O2 C O2
Se reduce
Se oxida
0 0 +4 -2
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Los procesos redox en la vida cotidiana
Las plantas realizan fotosíntesis para obtener glucosa, en este proceso redox liberan el oxígeno que respiramos. Este oxígeno nos permite obtener energía de los alimen-tos que ingerimos mediante el proceso de respiración celular, que se produce en las mitocondrias de las célu-las. La respiración celular es también una reacción redox que se puede representar de la siguiente manera:
C6H12O6 + 6 O2 6CO2 + 6 H2O + calor (energía)
alimento del aire al aire al metabolismo
En nuestras actividades cotidianas utilizamos muchas veces oxidantes y reductores:
Usamos lavandina para blanquear y desinfectar, la acción de la lavandina se debe al hipoclorito de sodio (NaClO) que la compone.
El hipoclorito de sodio se disocia en agua en iones hipo-clorito (ClO)- y sodio (Na)+.
Los iones hipoclorito se reducen en medio acuoso a cloro activo que tiene poder bactericida y blanqueador.
Na Cl O Na+ + Cl O-
2 Cl O- Cl2 -
Pueden observar que siempre la cantidad de electrones ganados y perdidos es la misma, por eso se dice que hay transferencia de electrones.
Durante mucho tiempo, los científicos consideraron que la oxidación era un fenómeno en el cual la especie que se oxidaba ganaba o aumentaba su cantidad de oxígeno. Esto es cierto si en el medio en el cual ocurre la reacción está presente el oxígeno, pero es importante destacar que no es necesaria la presencia de oxígeno para hablar de una oxidación. Actualmente el concepto de oxidación está relacionado con la pérdida de electrones.
Entonces podemos resumir las características del proceso redox de la siguiente manera:
Variable analizada Oxidación Reducción
Número de oxidación Disminuye Aumenta
Cantidad de oxígeno (si está presente) Aumenta Disminuye
Cantidad de electrones Disminuye Aumenta
La fotosíntesis es una reacción redox:
6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
del aire del suelo al aire
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Cuando desinfectamos una herida con agua oxigena-da, se produce una reacción redox entre el peróxido de hidrógeno –este es el nombre químico del agua oxigenada (H2O2)–, y las enzimas de la sangre. El oxígeno que se desprende en la reacción tiene poder bactericida.
2 H2 O2 2 H2 O + O2
Para que funcione un automóvil, la nafta forma parte de un proceso redox que la convierte en energía. El proceso se inicia cuando se oxidan los hidrocarburos de la nafta a dióxido de carbono y vapor de agua.
Los gases de combustión generan una gran presión que mueve los pistones.
El movimiento se transmite al motor y por una serie de etapas se transforma en movimiento rotativo de las ruedas que hacen que el vehículo se desplace.
Para calefaccionar una casa se utiliza la reacción de combustión que ocurre en el calefactor o estufa entre el gas y el oxígeno del aire que libera energía en forma de calor.
Las reacciones de combustión son también procesos redox.
C H4 + 2 O2 C O2 + 2 H2 O + calor
Dentro de las pilas y baterías que utilizamos con diversos fines, desde aparatos electrónicos y contro-les remotos hasta marcapasos y audífonos, ocurren procesos de óxido-reducción.
Las pilas secas, que son las más comunes, tienen dos bornes o polos de distintos materiales. El cinc (Zn), que es la cubierta protectora de la pila y su polo ne-gativo, se oxida y el material que se encuentra dentro de la pila, que es una pasta que contiene dióxido de manganeso (MnO2), es el polo positivo y se reduce.
Como resultado de esta reacción espontánea, que no necesita una fuente de energía externa para iniciarse, se genera corriente eléctrica.
Zn° Zn+2 + 2 e- (oxidación)
2 Mn+4+2e- 2Mn+3 (reducción)
A lo largo de los años se fueron probando diferen-tes materiales que permitieron diseñar una gran
El metano (CH4) es el componente principal del gas natural
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variedad de pilas de todos los tamaños y formas, que generan corriente eléctrica de distintos voltajes con mayor o menor eficiencia. Es así que existen las pilas alcalinas, de litio, de mer-curio, pilas botón y diversos tipos de baterías.
Para conservar los alimentos se utilizan antioxidantes, ya que ellos impiden o hacen que se produzcan más lentamente las reacciones de oxidación que son dañinas para los alimentos.
Frecuentemente se utilizan la vitamina E (tocoferol) o el ácido ascórbico (vitamina C) como an-tioxidantes, de esta manera los alimentos duran más y también nos aportan vitaminas.
Los antioxidantes permitidos como conservantes deben figurar en la etiqueta de los alimentos, generalmente se utiliza la abreviatura “ANT” seguida de un número que los identifica (por ejemplo ANT300 es vitamina C y ANT306 es vitamina E).
Así como observamos los aspectos beneficiosos de los procesos redox, debemos tener también en cuenta los aspectos negativos o perjudiciales.
Ya vimos que la oxidación es una de las causas de deterioro de los alimentos, que produce sabores y olores desagradables (rancidez), pero sin duda hay un fenómeno que es mucho más importante, ya que causa grandes pérdidas económicas tanto a los gobiernos como a los particulares, es el fenómeno de corrosión.
Los materiales siempre tratan de buscar su forma más estable, que generalmente es la forma oxidada.
La corrosión es un proceso redox entre el metal y el oxígeno del aire. Hay varios factores que acele-ran la reacción, por ejemplo la temperatura, la salinidad, la humedad y por supuesto la naturaleza del metal.
El hierro con el que se construyen edificios, puentes, barcos, automóviles, trenes, rejas, máquinas, herramientas y muchas otras cosas es un material que se corroe con facilidad, pudiendo producir deterioro o accidentes por fallas del material.
El aluminio también se oxida, pero el óxido de aluminio (Al2O3), a diferencia del de hierro (Fe2O3), es denso y poco poroso, de manera que una vez formado sirve al metal como una capa protectora que impide oxidación posterior.
Para evitar la corrosión se usan pinturas y recubrimientos que protegen al hierro del contacto con el oxígeno del aire. Algunas veces se recubren los elementos u objetos de hierro con delgadas capas de otros metales más resistentes a la oxidación (como el cromado del manubrio de la bicicleta).
Algunos materiales son muy resistentes a la corrosión, por ejemplo los llamados metales nobles como el oro o el platino; también se comportan de esta manera el cobalto, el níquel, el molibdeno, el titanio, y las aleaciones entre ellos.
Estos materiales se suelen utilizar en las prótesis e implantes óseos y odontológicos, ya que son biocompatibles; es decir, son resistentes a la corrosión en un medio salino y acuoso como el del organismo humano.
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Actividades
Dadas las siguientes reacciones redox:
a)Ca Ca+2 b) Al Al+3
O O-2 Cl Cl-1
Indiquen cuál es la hemirreacción de oxidación y cuál la de reducción en cada caso.
Completen las siguientes hemirreacciones colocando el número de electrones gana-dos o perdidos en cada una.
Clasifíquenlas en oxidación o reducción.
a) 2Br- Br2°
b) Sn+4 Sn+2
c) Cu + Cu+2
d) Cr+3 Cr°
Completar las siguientes oraciones:
Un elemento se reduce cuando ................................................................. electrones.
Un elemento se oxida cuando .................................................................... electrones.
Un oxidante ................. electrones que otro elemento ...............................................
Un reductor ...................................................................... electrones a otro elemento.
Una reacción de oxidación siempre se acompaña de una reacción ........................... ........................................................................................................................................
Los electrones perdidos en la oxidación son ................................................................
-nes redox siguientes (recuerden calcular el número de oxidación del elemento en el compuesto que forma):
a) 2HCl + Fe FeCl2 + H2
b) 2Zn + O2 2ZnO
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Lectura
¿Para qué sirven los antioxidantes alimentarios?
Los antioxidantes alimentarios son un tipo de aditi-vos que se añaden a los alimentos para que estos no pierdan, con el tiempo, su sabor y color.
¿Por qué son tan importantes los antioxidantes en los alimentos?
Los alimentos, una vez cosechados o cocinados, tienden a oxidarse debido a su contacto con el oxígeno del aire, esta reacción se acelera con el calor o la luz de sol.
Lo notamos porque su color empieza a cambiar y pueden comenzar a deteriorarse rápidamente.
Las grasas de determinados alimentos también pueden oxidarse confiriendo al alimento un típico sabor rancio.
Con la utilización de los antioxidantes alimentarios también se consigue que las vitaminas, aminoácidos y otros nutrientes se mantengan más tiempo sin degradarse o perder propie-dades además de mantener su color original.
¿Existen antioxidantes alimentarios naturales? Sí, existen varios, los más conocidos y ampliamente utilizados son:
Ácido ascórbico.
Es la vitamina C y se suele añadir a mermeladas, refrescos, embutidos, etc. También lo podemos encontrar con la numeración (E-300 – E-302). Todos hemos puesto, alguna vez, un chorrito de jugo de limón sobre la zanahoria o la manzana rallada para que no cambien de color. Estamos colocando una pequeña dosis de vitamina C, que actúa como antioxidante.
Tocoferoles (E-306 - E-309).
Se obtienen de la vitamina E. Se pueden obtener del germen de trigo, frutos secos y aceites de girasol, maíz, etc. Se suelen utilizar, principalmente, para conservar margarinas, aceites vegetales, etc. Son de gran ayuda para que no se enrancien y cambien de color. Actual-mente la mayoría de estos tipos de antioxidantes para los alimentos se producen de forma artificial.
Antioxidantes artificiales
Además de los antioxidantes naturales, también se utilizan antioxidantes alimentarios ar-tificiales. Los Galatos (ANT-310 - ANT-312): son los más destacables. Se utilizan, sobre todo, en la conservación de margarinas y aceites vegetales. El BHA (butilhidroxianisol o ANT-320) y el BHT (butilhidroxitolueno o ANT-321).
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Etiquetas
Las empresas alimentarias están sujetas a normativas que regulan la cantidad ade-cuada de cada uno de estos aditivos, cuáles son los autorizados y cómo deben de apa-recer en la etiqueta de los alimentos. Lo habitual es que aparezcan con el nombre de la categoría a la que pertenecen (edul-corantes, colorantes, etc.) y con su nombre concreto o con la abreviatura “ANT” y su número de identificación correspondiente.
La investigación continúa
Los consumidores están cada vez más concientizados sobre la importancia de la alimen-tación sana y buscan productos que no lleven aditivos o que si los tienen, estos sean na-turales. Las empresas buscan, continuamente, nuevos antioxidantes alimentarios pero evidentemente no es tarea fácil ya que deben de cumplir varios requisitos:
Que sean, lógicamente, naturales y seguros para la salud.
Que sean económicos, ya que si encarecen demasiado el precio final del producto el cliente elegirá otro más económico.
Que no modifiquen el sabor de los alimentos. El uso de las especias ha sido una de las maneras, tradicionales, de proteger los alimentos de su descomposición pero, lógica-mente, cambian el sabor de los alimentos. Conseguir que no se altere el sabor que busca-mos no es, entonces, tarea fácil. Una vez encontrado debe de pasar por diversos ensayos para ser aceptado e incluido en la lista de antioxidantes permitidos por las autoridades alimentarias del país.
Fuente: Sitio Centro Médico y Naturista Manantial de Salud. Artículo adaptado, disponible en: http://www.ma-
nantialdesalud.com.ar/
Actividades
Busquen etiquetas o rótulos de alimentos y golosinas (los envases de gaseosa o jugo son muy apropiados).¿Tiene el alimento un antioxidante agregado?¿Cómo lo supieron?¿De qué tipo de antioxidante se trata?¿Qué otros aditivos contiene el alimento que investigaron?
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¿Vamos al laboratorio?
Identificación de ácidos y bases. Medición de pH
Objetivo del experimento:
- Diferenciar ácidos y bases.
- Medir el pH.
Materiales:
- Tubos de ensayo.
- Gradilla.
- Pipetas o goteros.
- Vidrio de reloj.
- Mortero.
- Espátula.
- Varilla de vidrio.
- Papel o trapo para secar.
- Rotulador (o etiquetas).
- Cuchillo plástico.
Reactivos:
- Cinta o papel pH.
- Agua destilada.
- Solución ácida (testigo).
- Solución básica (testigo).
*Las soluciones ácido y base testigos pueden prepararse por dilución de ácido acético e hidróxido de sodio.
Recuerden que al diluir un ácido siempre deben colocar en el recipiente el agua en primer lugar para evitar salpicaduras, ya que suelen ser reacciones violentas.
Sustancias de uso cotidiano:
Hojas de repollo morado, jabón, leche, jugo de limón, gaseosa (preferiblemente incolora), aspirina, limpiahornos, vinagre, limpiavidrios, bicarbonato, champú, cualquier otra sustan-cia de la cual deseen conocer el pH.
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Procedimiento:
a) Preparación del indicador:
Corten las hojas de repollo morado en trozos pequeños y colóquenlas en un recipiente con agua destilada.
Calienten hasta que hierva durante algunos minutos.
Dejen enfriar, cuelen o filtren; el extracto obtenido será de color violeta.
Reserven para el experimento c).
b) Medición de pH:
Preparen soluciones con todas las sustancias colocando una punta de espátula de cada una en un tubo de ensayo si se trata de sustancias sólidas y un mililitro si el material es líquido.
Agreguen cinco mililitros de agua destilada y agiten hasta disolución completa.
Rotulen los tubos anotando el nombre de cada sustancia.
Con las manos limpias y secas corten trozos de cinta o papel pH (aproximadamente de un centímetro) y colóquenlos en el vidrio de reloj.
Tomen una solución por vez e introduzcan el extremo de una cinta de pH en la boca del tubo de ensayo. Una vez que se haya mojado con el líquido, comparen el color que adquiere el papel pH con la escala del envase.
Repitan el procedimiento usando un nuevo papel pH cada vez.
Anoten el dato de pH correspondiente.
Guarden las soluciones que prepararon para utilizarlas en el siguiente experimento.
c) Identificación de ácidos y bases con indicador:
Tomen con la pipeta o gotero unos mililitros del indicador vegetal que prepararon y com-pleten el volumen de los tubos que contienen las soluciones.
Observen el cambio de color y registren.
Nota: pueden intentar mezclar sustancias ácidas y básicas, observar el color que adquiere el indicador y medir el pH.
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Datos:
Confeccionen una tabla como la siguiente y anoten los datos que obtuvieron
Sustancia Color con el indicador Valor de pH
Agua
Patrón ácido
Patrón básico
Jabón
Leche
Limón
Otros
Conclusiones:
1. ¿Para qué sirve un indicador?
2. ¿Para qué se utiliza el papel pH?
3. ¿Qué color adquiere el indicador con los ácidos? ¿Y con las bases?
4. ¿Cuál es la sustancia más ácida y cuál la más básica que midieron?
5. Construyan una escala de pH y ubiquen sobre ella las sustancias que midieron.
6. ¿Qué sucedió al mezclar un ácido y una base?
Reacciones de óxido-reducción
Objetivo del experimento: Identificar un proceso de óxido reducción.
Materiales:
- Tubos de ensayo.
- Gradilla.
- Un clavo de hierro.
- Granallas de cinc (son trozos pequeños).
- Pipeta o gotero.
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Reactivos:
- Solución de sulfato de cobre (CuSO4). Aproximadamente 15% m/v.
Procedimiento:
Coloquen en tres tubos de ensayo aproximadamente cinco mililitros de sulfato de cobre (CuSO4).
Uno de los tubos queda como testigo, en otro coloquen una granalla de cinc y en el tercero un clavo de hierro.
Registren los colores de las soluciones y los materiales antes de que comience la reacción.
Esperen unos minutos y observen lo ocurrido. Registren.
Datos:
Tubo Color de la solución Color del metal
Testigo ------------------------------
Zn
Fe
Conclusiones:
1. ¿Observaron burbujas? ¿A qué se deben?
2. ¿Qué ocurrió con la solución?
3. ¿Qué ocurrió con el cinc?
4. ¿Qué ocurrió con el hierro?
Cuando un átomo o ion gana electrones se reduce, cuando pierde electrones se oxida.
El átomo de cinc pierde electrones para transformarse en ion cinc (Zn+2), el ion cobre Cu+2 de la solución de CuSO4 se transforma en cobre metálico (Cu).
5. ¿Cuál es la especie que se oxidó y cuál la que se redujo?
6. ¿Hubo intercambio de electrones?
Respuestas actividad de la página 124:
2.1. a) 23,82 g
b) 39,49 g
2.2. a) 3,55 g
b) 3,64 g
2.3. a) 1,7 g
b) 1,4 g
2.4. a) 0,80 g
b) 0,37 g
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CAPÍTULO
5Las reacciones nucleares
Una reacción nuclear es un proceso de combinación y transformación de las partículas y núcleos atómicos.
Se caracterizan por:
Producirse entre los núcleos atómicos.
Provocar la transmutación de los elementos (a partir de un elemento se genera otro al cambiar la constitución del núcleo del átomo).
La masa que se pierde en los núcleos atómicos que han transmutado producen o liberan enormes cantidades de energía, mucho mayor que la que se podría liberar en una reacción química.
No dependen de las condiciones ambientales (temperatura, presión, presencia de catalizadores).
La radiactividad es la reacción nuclear más conocida. Se encuentra presente en el aire que se respiramos, en el en el suelo, en las plantas.
Si buscáramos una forma sencilla de definirla, diríamos que la radiactividad es la propiedad que poseen cier-tos núcleos atómicos de modificarse espontáneamen-te emitiendo diferentes tipos de partículas y radiaciones, cambiando en muchos casos el número atómico del núcleo emisor y transformándose por lo tanto en un átomo de un elemento diferente.
La causa debemos buscarla en la inestabilidad nuclear (las fuerzas de repulsión superan a las de atracción) que acontece cuando el número de neutrones es mucho más grande que el de protones. Esta condición se da para todos los elementos cuyo número atómico (Z) es superior a 83 y pueden transmutar de manera espon-tánea, en otros núcleos más livianos, que son “hijos” del primero.
¿Sabías qué...?
Todo lo que nos rodea está for-mado por más de 118 elementos diferentes (92 existen en la natu-raleza y el resto se han obtenido en el laboratorio), cada uno de los cuales puede tener varios isótopos diferentes (por ejemplo el hidrógeno tiene 3 y el cesio 39) dando lugar a 2000 núcleos diferentes, los llamamos “nuclei-dos” (de estos 274 son estables, 340 existen en la naturaleza y el resto se han producido en labo- ratorios).
Las reacciones nucleares5
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Para la netbook
Las radiaciones emitidas tienen un contenido ener-gético elevado ya que responden a la famosa fórmula E = m x c2. La emisión de energía se debe a que la suma de las masas de los núcleos resultantes o “hijos” de la reacción es menor que la de los núcleos originales o “padres”, de manera que la diferencia de masa de-tectada se convierte en energía. La energía obtenida en una reacción nuclear se manifiesta en una forma combinada de energía cinética y radiación electro-magnética (fotones).
La radiactividad puede ser natural o artificial, según la sustancia ya la posea en el estado natural o bien que le haya sido inducida por irradiación.
LAS EMISIONES RADIACTIVAS
En la desintegración radiactiva se emiten tres tipos de radiaciones conocidas como , β y . Recordemos que llamamos radiación al transporte o la propagación de energía en forma de partículas u ondas.
La radiación (alfa) Consiste en la emisión por parte del núcleo inestable de cuatro partículas: dos protones y dos neutrones, que en el momento de la emisión forman un núcleo de helio. El núcleo emisor cambia porque el número másico se reduce en cuatro unidades y el número atómico en dos unidades, dando lugar a un nuevo núcleo.
Si les interesa ampliar sugerimos visitar:
http://www.particleadventure.org/spanish/index.html
Sitio: La aventura de las partículas.
Partícula alfa (
Partícula beta (β
Rayo gamma (
Vocabulario +Un positrón es la antipartícula del electrón.
Una antipartícula es una partí-cula elemental de propiedades opuestas a las que componen los átomos de los elementos que se encuentran ordenados en la tabla periódica. El ejemplo más conocido es el positrón, que tiene la misma masa pero carga opuesta al elec-trón. Si interactúan entre sí una partícula y su antipartícula ambas masas se aniquilan desprendiendo una energía equivalente en forma de ondas electromagnéticas.
Los neutrinos son partículas suba-tómicas que no tienen carga eléc-trica y que casi nunca interactúan con otras partículas. Pueden pasar a través de los objetos, de hecho miles de millones atraviesan nues-tro planeta cada día. Su presencia es necesaria para explicar la radiac-tividad, el origen de Universo y el modelo estándar de las partículas subatómicas. Se calcula que el Sol emite unos 1038 neutrinos por segundo a causa de las reacciones nucleares originadas en el interior.
Tipo de radiaciones
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5CAPÍTULO
149
La radiación β (beta)Existen dos tipos: el de la partícula negativa y el de la positiva.
La partícula beta negativa que se emite es un electrón, con su correspondiente carga y masa, idéntica a los electrones de las capas atómicas. En vista de que los núcleos no contienen electrones, la explicación de esta emisión consiste en que un neutrón del núcleo se convierte en un protón y un electrón; el protón resultante permanece dentro del núcleo en virtud de la fuerza nuclear, y el electrón escapa como partícula beta. El número de masa del núcleo resultante es el mismo que el del núcleo original, pero su número atómico se ve aumentado en uno, conservándose así la carga.
El otro tipo de radiación ocurre cuando un núcleo emite una partícula beta positiva (positrón), que tiene la misma masa que el electrón, y carga +e, o sea una carga electrónica, pero positiva. Se crea en el núcleo cuando un protón se convierte en un neutrón. El nuevo neutrón permanece en el núcleo y el positrón (junto con otro neutrino) es emitido. En consecuencia, el núcleo pierde una carga positiva.
La radiación (gamma) Son ondas electromagnéticas emitidas por los núcleos radiactivos de corta longitud de onda y alta frecuencia, por tanto, muy energéticas. Responden a la fórmula de radiación llamada relación de Planck:
E = h. f
Donde E es la energía de un fotón, f es la frecuencia de la onda electromagnética asociada y h es la constante de Planck.
Acompañan generalmente o a la emisión o a la emisión β ya que el núcleo que emite estas par-tículas queda en un estado excitado de energía, y luego vuelve a su nivel o estado fundamental emitiendo energía en forma de cuantos de radiación . Por lo tanto, una emisión no cambia la naturaleza de la especie que la emite.
La primera propiedad de las emisiones radiactivas que se estudió fue la capacidad de penetración y después la capacidad de ionizar el aire (capacidad de arrancarle electrones a las moléculas del aire para hacerlo conductor). Para analizar su carga eléctrica se observó cómo se desviaban cuando se movían en el interior de un campo eléctrico o un campo magnético.
β
Plac
a ne
gativ
a
Plac
a po
sitiv
a
Cámara de plomoFuente
radioactiva
Desviación de las partículas radiactivas por un campo eléctrico
Las reacciones nucleares5
150
Podemos resumir estas propiedades en la tabla siguiente:
Emisión Alfa Beta Gamma
Naturaleza
Corpuscular: núcleo de helio Corpuscular: electrones o positrones
Energética: radiación electromagnética
Masa 6,65 x 10 -27 kg 9,11 x 10 -31 kg 0
Carga relativa 2 -1 o +1 0
Poder ionizante Grande Pequeño Muy pequeño
Poder de penetración Bajo Regular Alto
Los procesos radiactivos se representan por medio de ecuaciones nuclearesCuando un núcleo se convierte en otro, la masa comprometida en el proceso (la masa de los proto-nes y neutrones) debe ser la misma antes y después de la desintegración. Por lo tanto, la suma de los superíndices (número másico) y de los subíndices (número atómico) debe ser igual en ambos lados de la ecuación.
La ecuación para la desintegración de un núcleo es:
Por ejemplo para el radio descubierto por el matrimonio Curie, cuyo isótopo emite partículas alfa, la ecuación se escribe:
Observen que 222 + 4= 226, por lo que se conserva la masa atómica.
Y como 86 + 2 = 88 se conserva el número de protones.
El núcleo de radio se convirtió en un núcleo de radón y emitió una partícula alfa (núcleo de helio).
Para cualquier caso la emisión de una partícula alfa se puede escribir como:
Donde X es el isótopo padre e Y es el isótopo hijo.
Como ejemplo de una emisión beta negativa, escribimos la del bismuto 214:
Donde el núcleo de bismuto pasó a ser un núcleo de polonio y emitió un electrón.
226 Ra 222 Rn + 4 He 2+88 86 2
214 Bi 214 Po + 0 e 83 84 -1
A X A-4 Y + 4 He 2+Z Z-2 2
++
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5CAPÍTULO
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Cada vez que se produce esta emisión podemos escribir:
Como ejemplo de una emisión beta positiva, podemos ver la del oxígeno 15:
Donde el núcleo de oxígeno pasó a ser un núcleo de nitrógeno y emitió una partícula beta positiva (positrón).
Cada vez que se produce una emisión de este tipo la podemos sintetizar como:
15 O 15 N + 0 + v 8 7 +1 β
A X A Y + 0 eZ Z+1 -1
A X A Y + 0 eZ Z-1 +1
Actividades
Veamos algunos ejemplos de resolución utilizando ecuaciones nucleares.
- El radio 226 inicia una cadena de desintegración cuyos emisores son: , , , β, β, , β, β, . De modo que, si consultamos la tabla periódica, vemos que el radio tiene número atómico 88:
1ra emisión A=226-4 y Z=88-2 quedando A1=222 y Z1=86
2da emisión A=222-4 y Z=86-2 quedando A2=218 y Z2=84
3ra emisión A=218-4 y Z=84-2 quedando A3=214 y Z3=82
4ta emisión A = 214 y Z = 82 + 1 quedando A4 = 214 y Z4 = 83
5ta emisión A = 214 y Z = 83 + 1 quedando A5 = 214 y Z5 = 84
6ta emisión A = 214 - 4 y Z = 84 - 2 quedando A6 = 210 y Z6 = 82
7ma emisión A = 210 y Z = 82+1 quedando A7 = 210 y Z7 = 83
8va emisión A = 210 y Z = 83+1 quedando A8 = 210 y Z8 = 84
9na emisión A = 210+4 y Z = 84 - 2 quedando A9 = 214 y Z9 = 82
de cada emisión?
Si el resultado de la emisión de una partícula es 234 Th, ¿cuál fue el isótopo padre?
Respuesta: Si la partícula emitida es alfa, el número másico anterior resulta de sumar 234 + 4 = 238 y el número atómico
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Para la netbook
Lectura
Pueden profundizar estos temas ex-perimentando con simuladores en1:
http://www.walter-fendt.de/ph14s/index.html
Para ampliar la información y reca-bar más datos2:
http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/cuantica/desintegracion/radio.htm
1 Sitio: Aplicaciones de Física.
2 Sitio de la Universidad del país vasco, España.
¿Sabías qué...?
Antoine y sus descubrimientos, un ejemplo de metodología científicaLa historia se desarrolla en Francia, más exactamente en París y tiene por protagonista a un hombre llamado Antonie, pero que la historia conoce por su segundo nombre: Henri. Nos referimos a Antoine Henri Becquerel científico y profesor, hijo y nieto de profesores. En el año 1895, Henri Becquerel sucedió a su padre como profesor de Física en el Museo de Historia Natural de París, actividad que se sumaba a la de profesor de Física en el Conservatorio de Artes y Oficios de París. Para ese entonces se lo consideraba un físico extraordinario; pero el aporte que lo hizo famoso se produjo durante los meses de enero y febrero de 1896.
Lo que dice la historia
En los primeros días de 1896, recibió la noticia de que Wilhelm Conrad Röntgen había descubierto que los rayos X excitaban fluorescencia en algunas sustancias. Este descubrimiento lo in-centivó a intentar comprobar si las sustancias fosforescentes, después de ser expuestas a la luz, emitían rayos semejantes a los rayos X, si existía una relación fundamental entre estos y la radiación visible.
Para comprobar esta hipótesis, en febrero de 1896 envolvió una placa fotográfica en papel grueso y negro, la colocó a la luz del sol y puso encima del papel un cristal de una sustancia fos-forescente en la que su padre había mostrado especial interés: un compuesto de uranio.
El primer científico que logró llevar adelante una transmutación artificial de un elemen-to químico fue Ernest Rutherford en el año 1919, bombardeando un átomo de nitrógeno con partículas alfa procedentes de una sustan-cia radiactiva. Esta es la única manera de mo-dificar la cantidad de protones que hay en un núcleo. Provocó entonces la primera reacción nuclear conducente a la producción “artificial” de un isótopo del oxígeno. El N se transmutaba en O y emitía un protón.
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5CAPÍTULO
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¿Sabías qué...?
Un colega, el premio nobel de Física Louis de Broglie se refiere en estos términos a los trabajos de Becquerel en un discurso pronunciado en 1947:
“Es seguro que el azar a menudo juega un papel importante en los descubrimientos. Acabamos de recordar un ejemplo memorable: si Henri Becquerel no hubiera tenido la idea, aparentemen-te fortuita, de revelar las placas que permaneciendo en la oscuridad de un cajón, según sus pre-visiones no debían estar impresionadas, el gran descubrimiento de la radiactividad seguramen-te por lo menos se habría retardado. Sin embargo, es preciso no exagerar esta parte del azar en el descubrimiento: estos felices accidentes sólo suceden a quienes lo merecen, a aquellos que por un esfuerzo prolongado han llegado ya al borde del descubrimiento, a aquellos que habien-do consagrado su vida al estudio de una ciencia y conociendo a fondo los datos del problema que estudian, están absolutamente preparados para captar la solución buscada cuando algún azar se les presenta imprevistamente. Cualquier causa fortuita hace caer al fruto que pende del árbol, pero es porque este fruto ha madurado lentamente y está a punto de desprenderse”. Fuente: De Broglie, Luis (1952): “Sabios y descubrimientos”. En: La parte del azar en el descubrimiento. Espasa-Calpe, Buenos Aires, Espasa-Calpe.
Al revelar la película, Becquerel vio que estaba velada. Se formaba una imagen en la placa que era la silueta del trozo de sal depositada sobre el papel. La luz del sol no podía atravesar el papel negro, pero los rayos X sí, por lo que llegó a la conclusión de que la sal de uranio expuesta al sol emitía rayos X.
En espera de que el sol brillara en el cielo de París para realizar nuevos experimentos de fos-forescencia, Becquerel guardó algunas cajas con las láminas recubiertas con la sal de uranio y envueltas en papel negro en un cajón en el que también se hallaba una placa fotográfica. Hacia el 1 de marzo no aguantaba ya de impaciencia, salió el sol y nuestro protagonista, a pesar de ser domingo, no quiso desaprovechar la ocasión para realizar sus experiencias de fosforescencia con las sales de uranio. Sin embargo, antes de continuar su labor, tuvo el cuidado de comprobar si la placa fotográfica permanecía inalterada como era previsible. Grande fue su sorpresa al comprobar que la placa fotográfica estaba velada por la radiación. ¿Cómo era posible esto si debido a aquellos días parisinos nublados no había sometido las láminas con la sal de uranio a la luz del sol? No cabía duda, su primera interpretación era errónea, no era la fosforescencia la que produjo la impresión de la placa, ya que al no ser sometido el compuesto de uranio a la luz, no podía haberla causado. La radiación detectada era propia de las sales de uranio, y era capaz de atravesar el papel y velar la placa, dado que esto ocurrió sin la influencia del sol y en una caja oscura, fuera del alcance de toda radia-ción exterior. Bautizó al fenómeno como “emanaciones uránicas”, al que tiempo más tarde Marie Curie llamó radiactividad (que nada tiene que ver con la fosforescencia sino con la desintegración espontánea de los núcleos atómicos inestables de ciertos elementos). Este crucial descubrimiento llevó a que Henri Becquerel fuera galardonado con el Premio Nobel de Física en 1903, compartido con Pierre y Marie Curie, “en reconocimiento de sus extraor-dinarios servicios por el descubrimiento de la radiactividad espontánea”. La meticulosidad científica de Henri Becquerel, más la intervención del azar (en este caso más patente que en otros), hicieron posible tan importante hallazgo para el conocimiento íntimo de la materia. Suceso casual, tesón y cuidado en la investigación científica. Azar, inspiración y transpiración. Ahora podemos decir que la radiactividad se descubre el día 1 de marzo de 1896, convirtién-dose en una fecha célebre.
Las reacciones nucleares5
154
Actividades
Vocabulario + El diseño experimental de BecquerelPara estudiarlo cuantitativamente definió:
Que las variables a medir eran el tiempo de expo-sición de la placa a la sal, la cantidad de sal y la intensidad de la mancha sobre la placa.
De qué forma podía, en cada experimento cambiar las variables de a una para observar su influencia.
Electroscopio:
Instrumento utilizado para sabersi un cuerpo está cargado eléc-tricamente.
1. Demostró que los resultados experimentales no dependían de que la masa de sal de uranio fuera o no fuera expuesta a la luz.
2. Interpuso diferentes materiales entre la sal y la placa y comprobó que la radiación los atravesaba ennegreciendo la placa fotográfica. Con estos ensayos demostró que la radiación era capaz de penetrar a través del vidrio e incluso a través de láminas delgadas de metal.
3. Al aumentar la masa de sales utilizadas comprobó que aumentaba la rapidez con que la placa se ennegrecía.
4. Comprobó que los cambios de posición de la placa fotográfica respecto a la muestra de sal no impedían el ennegrecimiento de la primera.
5. Utilizando un electroscopio demostró que las sales de uranio podían ionizar el aire.
6. Operó física y químicamente sobre la masa de sal sin registrar cambios en la radiación: aumentó la temperatura de la muestra, la redujo enfriándola, la trituró, la disolvió en ácidos.
En base al texto anterior, contesten:
¿La radiación requiere aporte externo de energía?
¿Algunos de los cambios que in-trodujo alteraron los resultados?
emisión?
¿Cómo se dio cuenta de que la radiación tenía asociada algún tipo de carga?
¿De dónde proviene la radiación?
¿Cómo supo que se trataba de un fenómeno nuevo?
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Con la ayuda de sus docentes pueden ampliar y profundizar conocimientos utilizando recursos existentes en Internet.
Sitio: La aventura de las partículas. Enlace: http://particleadventure.org/spanish/index.html
Sitio: Educalab “Iniciación interactiva a la materia”.Enlace: http://recursostic.educacion.es/apls/informacion_didactica/180
Sitio: Educalab “Viaje al interior de la materia”.Enlace: http://recursostic.educacion.es/apls/informacion_didactica/155
Sitio: Biblioteca digital del IlCE, México. “El descu-brimiento de la radiactividad”. Enlace:http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/42/htm/sec_5.html
Para la netbook
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5CAPÍTULO
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¿Sabías qué...?
Vocabulario +En honor a Henri Becquerel se bautizó una unidad de medida de actividad radiactiva como becque-rel, y también llevan ese nombre un cráter lunar y un cráter en Marte.
El científico alemán Martin Heinrich Klaproth separó en 1789 de un mineral de uranio llamado pechblenda un nuevo elemento en forma de polvo negro. A pesar de que desde entonces se encontró que sus propiedades químicas eran muy diferen-tes a las de los elementos conocidos, durante mu-cho tiempo se le consideró, sin embargo, como un elemento de poca importancia y se utilizaba en ra-ras ocasiones. Por aquel entonces se había descu-bierto un nuevo planeta al que bautizaron Urano, hecho que impresionó a Klaproth, quien decidió llamar al nuevo elemento Uranio.
FluorescenciaEs la luminiscencia producida por determinados minerales cuando son expuestos a la acción de cier-tos rayos (rayos X, ultravioleta, visibles, catódicos y radiactivos). Estas radiaciones son transforma-das y emitidas por el mineral en ondas de mayor longitud que la de los rayos que habían incidido sobre él.
A diferencia de los casos de lumi-nosidad fosforescente, en la fluo-rescente la emisión luminosa cesa en el instante en que se suprime la luz excitante. Ejemplo de minera-les emisores de luz fluorescente son el ópalo, la fluorita (CaF2) y algunas calcitas (CaCO3).
FosforescenciaEs la luminiscencia producida por un mineral durante un tiempo más o menos largo, después de que ha cesado la fuente de radiación excitadora. Ejemplo de minerales fosforescentes son la blenda (ZnS) y determinadas calcitas.
¿Sabías qué...?
¿DIOS NO JUEGA A LOS DADOS?
La desintegración radiactiva es un fenómeno físico que tiene propiedades muy particulares, relacionadas con la mecánica cuántica. Esta es la teoría que mejor describe los procesos microscópicos en la naturaleza.
El decaimiento radiactivo tiene asociada una proba-bilidad, un número que relaciona los casos posibles de emisión respecto al número de núcleos presentes.
La radiactividad es un proceso al azar o probabilístico, y la física únicamente puede predecir la frecuencia o el ritmo en que sucede.
De un pedazo de uranio, podríamos predecir la fre-cuencia o el ritmo en que decaerá, o sea perderá radiactividad.
Dentro la comunidad científica de comienzos del siglo XX, hubo oposición a la idea de que las probabilida-des puedan regir las propiedades físicas. Uno de los opositores fue el famoso físico Albert Einstein, quien sostuvo su postura en su célebre frase: “Dios no juega a los dados”. La ciencia demostró que esta vez Einstein estaba equivocado.
La mecánica cuántica se refiere al es-tudio y comportamiento de la mate-ria a escala reducida (escalas nanos-cópicas donde las distancias son un millón de veces más pequeñas que el milímetro) siendo el fundamento para el estudio del átomo, el núcleo atómico y las partículas elementales.
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ProbabilidadSi tenemos una moneda con una cara (dibujo) y una seca (número) la probabilidad indica que si la arrojamos al aire y la dejamos caer, que caiga cara tiene una probabilidad de 0,5 (50%). Hay una cara sobre dos posibilidades: cara y seca.
Si tuviéramos un mazo de cartas españolas de 40 cartas: 10 espadas, 10 oros, 10 bastos y 10 copas. La probabilidad de barajar y retirar del mazo una espada es de 10 en 40, o sea una cada cuatro.
Si realizáramos el experimento de arrojar una moneda solo dos veces y obtuviéramos dos “caras”, no podríamos sacar conclusiones respecto a la probabilidad de obtener una “seca” en un tercer tiro, porque el tamaño de la muestra, es decir la cantidad de veces que hicimos el experimento, es muy pequeña. Sin embargo, si arrojáramos una moneda cien veces obteniendo 51 “caras” y 49 “secas”, podríamos concluir que la posibilidad de ocurrencia de “cara o “seca” es aproximadamente la misma, ya que la certeza en la conclusión aumenta con el número de veces que realizamos el experimento.
De manera similar, la ciencia usa métodos estadísticos para analizar y sacar conclusiones sobre fenómenos donde intervienen una gran cantidad de elementos cuyo comportamiento es regido por el azar, como es el caso de la desintegración radiactiva (con los isótopos).
Vida media de un isótopoCada isótopo radiactivo tiene asociada una probabilidad de decaimiento que conocemos bajo el nombre de constante radiactiva, simbolizada con la letra griega .
Con el número se expresa la probabilidad de desintegración de un núcleo por unidad de tiempo.
La inversa de este número recibe el nombre de vida media (se simboliza por la letra griega ) y representa el tiempo promedio que los núcleos de una muestra radiactiva tardan en desintegrarse.
El decaimiento radiactivo es un proceso paulatino, lento o muy rápido, según el isótopo. A este fenómeno se asocia un lapso de tiempo necesario para que se desintegre la mitad de los núcleos de una muestra radiactiva. Recibe el nombre de período de semi-desintegración o semivida (T½) y puede variar entre fracciones de segundo y millones de años. Cuanto más corto sea el período de desintegración, más radiactiva será la muestra, ya que una radiación muy intensa hace que la radiactividad decaiga en forma más rápida.
Cálculo de la vida media y del período de desintegraciónPara obtener el tiempo necesario para que el número de núcleos radiactivos decaiga a la mitad se utiliza la fórmula siguiente, que relaciona el período de semi-desintegración con la constante radiactiva.
T½ = 0,693/
El tiempo de vida media está relacionado con la constante radiactiva por la expresión:
= 1/
Analicemos por ejemplo el caso del estroncio-90:
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5CAPÍTULO
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Semivida de algunos elementos
Para la netbook
La cadena de desintegración tiene dos pasos: el primero lo convierte en itrio-90 inestable y el segundo en zirco-nio-90, ya estable. Aproximadamente cada 28 años, la masa del estroncio-90 se reduce a la mitad.
Si tomamos en 28 años el período de semi-desinte-gración del estroncio-90 tendríamos al despejar de la fórmula:
t1/2 = 0.693/ = 28
Por lo que la constante se calcula:
= 0.693/ t1/2 = 0,693/ 28 = 0,02475 años-1
de modo que τ = 1/ = 1/ 0,02475 años-1 = 40,40 años.
Por lo que pudimos deducir que el tiempo de vida promedio del estroncio-90 resulta ser τ = 40,40 años.
Otro ejemplo: el bismuto forma talio
El elemento radiactivo bismuto (210Bi) puede experi-mentar disminución alfa para formar el elemento talio (206Th) con una reacción de vida media igual a 5 días. Si iniciamos un experimento comenzando con 100 g de bismuto en un contenedor con la tapa cerrada, después de 5 días tendremos dentro del mismo 50 g de bismuto y 50 g de talio. Después de otros 5 días (10 desde el principio), la mitad del bismuto restante disminuirá y nos quedarán 25 g de bismuto y 75 g de talio, y así sucesivamente.
El caso del polonio 210
Sabemos que el polonio tiene una semivida de 138 días.
Si disponemos inicialmente de 2 mg de polonio-210, ¿al cabo de cuántos días quedarán 0,5 mg?
Al pasar 138 días quedará 1 mg.
Si pasan otros 138 días quedarán 0,5 mg.
De modo que pasados 272 días la muestra de polonio activo será de 0,5 mg.
Pueden ampliar usando dos simuladores: Sitio: Sidera. “Simulador de integra-ción radiactiva”. Enlace: http://www.iesvillegas.com/sidera_intro.html
Sitio: Aplicaciones de Física“Ley de la desintegración radiactiva”.
Enlace: http://www.walter-fendt.de/ph14s/lawdecay_s.htm
Oxígeno 15 15O 122 segundos
Radón 222 222Ra 3,8 días
Yodo 131 131Y 8 días
Estroncio 90 90Sr 29,1 años
Carbono 14 14C 5730 años
Calcio 41 41Ca 103.000 años
Potasio 40 40K 1.300.000 años
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Actividades
Para simular lo que sucede con los isótopos radiactivos y discutir la cuestión, partamos de considerar a la clase como una muestra radiactiva y a cada alumno como un isótopo radiactivo.
Procedimiento:
Los alumnos se colocan de pie, cada uno con una moneda en la mano.
Cuando el docente lo indique arrojan la moneda al aire. Cada vez que lo hagan habrá pasado una vida media. Los que obtengan cara deberán sentarse (han decaído) y los que obtengan seca permanecerán parados (no han decaído).
Anoten en el pizarrón cuántos alumnos eran inicialmente y cuántos permanecen de pie luego de lanzada la moneda cada vez.
Continúen con el experimento hasta que sólo quede una o dos personas de pie.
De esta forma habrán modelado el decaimiento radiactivo.
Para pensar:
¿Qué pasa con el número de alumnos de pie?
¿Siempre se sientan el mismo número de alumnos?
Si la clase tuviese el doble de alumnos, ¿cuántos alumnos se hubiesen sentado cada vez?
Si la cantidad de alumnos fuera menor, por ejemplo la mitad, ¿cuántos alumnos se hubiesen sentado cada vez?
¿Cómo relacionan el tamaño de la muestra radiactiva con el número de isótopos que decaen?
¿Pueden predecir cuáles de todos los alumnos se sentarán la primera vez que arrojen la moneda?
¿Podrían asociar al decaimiento radiactivo con un juego de azar?
Redacten sus propias conclusiones.
Nota: si el número de alumnos de la clase es pequeño, podría reemplazarse por un paquete de
sale cara se lo comen y si sale seca, no.
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APLICACIONES DE LAS REACCIONES NUCLEARES
Desde el descubrimiento de la radiactividad natural, hace más de un siglo, la humanidad ha buscado cómo utilizar sus beneficios.
En la industria se usan las técnicas nucleares, como las basadas en radioisótopos de algunos elementos, para:
Medir: espesores, densidades, niveles y grados de humedad. Esta última aplicación resulta muy útil para medir la humedad en materiales a granel (arena, ce-mento, etc.) y en la producción de vidrio y hormigón.
Detectar: la radiografía industrial se emplea para veri-ficar uniones de soldadura en cañerías, fisuras en una pieza fundida, etc. Se implementa en los sistemas de seguridad de los aeropuertos para escanear equipajes. Algunos sistemas de detección de humo también usan pequeñas cantidades de material radiactivo.
Eliminar la electricidad estática: aprovechando la ionización que provocan las radiaciones en los medios que atraviesan. Se aplica en la industria electrónica, textil, del papel, etc.
Esterilizar: a partir de la acción bactericida de la radiación se aplican en las industrias que producen alimentos y en la farmacéutica, para, por ejemplo, esterilizar las jeringas descartables.
Vulcanizar; se usan los rayos gamma de alta energía (o también haces de electrones) para irradiar el látex del caucho natural e iniciar la vulcanización. Con esto se sustituyen los procesos basados en el uso de azufre, evitando así que se produzcan compuestos carcinógenos.
Diagnosticar y tratar en medicina nuclear: por ejemplo, en el uso de radiofármacos. Se suministra al paciente un cierto tipo de fármaco radiactivo que per-mite obtener mediante un centellograma imágenes bidimensionales y tridimensionales en una tomografía. El estudio de estas imágenes sirve para analizar el es-tado y funcionamiento de diversos órganos o sistemas del cuerpo humano. En los tratamientos contra el cáncer se aplica desde 1951. El más difundido utiliza el isótopo radiactivo cobalto 60, con vida media próxima a los 5 años, como fuente de radiación gamma a los que se exponen los tejidos tumorales que se pretenden destruir. El tratamiento oncológico por este método se conoce como cobaltoterapia.
Vulcanización:
Proceso químico mediante el cual se adicionan sustancias al caucho o polímeros modificando sus pro-piedades y obteniendo productos más duraderos. Hay una amplia gama de productos fabricados por este procedimiento incluyen-do neumáticos, suelas de diferen-tes calzados, mangueras y discos de hockey.
Centellografía:
Técnica de diagnóstico basada en la introducción de isótopos radiactivos en el paciente y el examen de la distribución de los mismos utilizando un contador de centelleo para indagar sobre la densidad y la forma de los ór-ganos y la eventual presencia de tumores.
Vocabulario +
Centellograma que muestra costillas y vértebras
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La combinación de estas técnicas con una detección prematura hace posible obtener resultados exitosos.
Tratar información genética en agricultura: se usa la irradiación de semillas para cambiar la información genética de ciertas variedades de plantas y vegetales de consumo humano. El objetivo de la técnica es la obtención de nuevas variedades de especies con características particulares, por ejemplo, mayor resistencia y productividad.
Fechar materiales: la tecnología nuclear permite determinar con precisión la edad de diversos materiales. Por ejemplo, en geología se pudo averiguar la edad de nuestro planeta mediante los isótopos de plomo.
Utilizando la técnica del carbono 14, como veremos a continuación, se puede conocer la edad de restos fósiles (de origen orgánico).
El reloj radiactivo¿Qué edad tienen los bloques de piedra con los que se construyó el templo de los guerreros en Chi-chén Itzá? ¿Cuánto tiempo hace que murió la niña momificada conocida como la Reina del Cerro, que hoy se exhibe en el Museo de Arqueología de Alta Montaña de la ciudad de Salta? ¿Cuál es la edad de la Tierra? ¿Cuál es la edad de la Luna? ¿Cuánto tiempo permanecerá activo un radioisótopo empleado en diagnosis médica dentro del cuerpo del paciente? ¿Cuánto tiempo deberán almace-narse los desechos nucleares?
Podemos conocer nuestras edades con exactitud desde el momento en que podemos medir el tiempo. Así, por medio de relojes y calendarios, contamos los segundos, minutos, horas, días, meses y años transcurridos desde el momento en que nacimos o desde que se marca el surgimiento de algo, pero, ¿es posible medir la edad de una piedra o el tiempo que lleva de muerto un organismo vivo? La respuesta es “sí”, bajo determinadas condiciones. Pero, ¿cómo? La información surge de repasar las características de este fenómeno físico al que llamamos radiactividad:
Las radiaciones básicas, como ya vimos, emitidas por las sustancias radiactivas son de tres tipos diferentes: (que son núcleos de helio), (que son electrones muy energéticos) y (que son fotones).
En su desintegración radiactiva, la sustancia inicial (padre), se transforma progresivamente en otras sustancias también radiactivas, hasta que la sustancia final, como producto de las sucesivas transformaciones, sea estable, es decir, no radiactiva.
Cada sustancia radiactiva demora un tiempo, característico solo de ella, en transformarse en la siguiente.
La radiactividad de las sustancias radiactivas se produce a un ritmo característico de cada una, de manera que no se altera por circunstancia alguna.
De este modo, conociendo la cantidad transformada y su período de semi-desintegración, podemos calcular la edad de un cuerpo, sea orgánico o inorgánico, si este contiene alguna sustancia radiac-tiva. Como cada sustancia radiactiva posee un período de semi-desintegración propio, se utiliza esta propiedad como base de un reloj radiactivo.
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El carbono resultante de esta interacción de los neutrones con el nitrógeno es inestable a causa de la presencia de ocho neutrones en el núcleo en lugar de los seis habituales en el carbono corriente (12C). Libby se dio cuenta que la desintegración del carbono radiactivo a un ritmo constante se equi-libraría debido a su producción continua por la radiación cósmica y que, por tanto, la proporción de 14C de la atmósfera seguiría siendo la misma a lo largo del tiempo. Además, esta concentración atmosférica estable de radiocarbono se transmite a los seres vivos a través del dióxido de carbo-no, ya que el 14C se combina con el oxígeno formando CO2 radiactivo que se “mezcla “con el CO2 “normal” o 12C que utilizan las plantas en la fotosíntesis.
Las plantas lo absorben durante la fotosíntesis y son consumidos por los seres herbívoros que, a su vez, son devorados por los animales carnívoros. Solo cuando muere una planta o un animal cesa la absorción de 14C y su concentración comienza a descender por la acción de la desintegración radiactiva. De ese modo, Libby comprendió que, conociendo el ritmo de desintegración, o vida media del 14C, se podía calcular la edad de una planta o tejido animal muerto midiendo la cantidad de radiocarbono que quedaba en una muestra.
Dentro de un organismo vivo la proporción 14 12C permanece constante, pero al morir, el organismo deja de absorber CO2 y el “el reloj del 14C se pone en marcha”. Con el tiempo el isótopo de carbono 14C se desintegra, según la fórmula
El carbono transmuta en nitrógeno dejando libre una partícula beta y un neutrino. La propor-ción 14 12C disminuye constantemente llegando a ser la mitad en 5730 años y la cuarta parte en 11460 años. Es decir, si la relación 14 12C en un residuo de madera encontrado en un yacimiento arqueológico es la mitad del valor de la misma proporción en un árbol vivo, es porque el árbol al que pertenecía este residuo de madera murió hace 5730 años.
Reloj radiactivo
Willard Frank Libby (1908-1980) fue el creador del método de datación del carbono-14. Tardó casi quince años en demostrar las condiciones necesarias para determinar la antigüedad de un material arqueológico. Realizó todos los experimentos contando sólo con la ayuda de dos estudiantes, Ernest Anderson y James Arnold, demostrando experimentalmente que sus suposiciones eran correctas.
Cuando los rayos cósmicos entran en la atmósfera, su-fren varias transformaciones, incluyendo la producción de neutrones. Los neutrones resultantes reaccionan con las moléculas del nitrógeno que forma parte del aire, produciendo isótopos de carbono radiactivo.
Expresado en una fórmula:
n + 14 N 14 C + p7 6
14 C 14 N + e- + ve6 7
Willard Frank Libby
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Actividades
La datación por carbono es una técnica de fechado basada en tres proporciones:
-diactivo 14C se descompone en el estable isótopo no-radiactivo 14N;
12C y 14C encontrada en un espé-cimen dado;
12C y 14C encontrada en la at-mósfera al momento de la muerte del espécimen.
Veamos un ejemplo:
Un arqueólogo extrae 1 g de carbono de un hueso antiguo y mide entre siete y ocho emisiones beta por minuto, compara con la misma masa extraída de un hueso reciente y encuentra que esta emite quince partículas beta por minuto.
Solución:
La cantidad de emisiones es la mitad que las que presenta un hueso reciente. Estimamos la edad del hueso en una vida media que en el caso del carbono radiactivo es de 5370 años.
Si en otra muestra el hueso antiguo tiene la cuarta parte de la actividad que tiene un hueso reciente usado como cotejo, la edad estimada será de 11460 años.
Pueden ampliar el concepto de vida media en:
Sitio: Andalucía investiga. “Carbono 14”.
Enlace: http://www.andaluciainvestiga.com/espanol/cienciaAnimada/sites/car-bono/carbono.swf
Para leer sobre el tema: Sitio: Biblioteca digital del IlCE. México. “La radiactividad”. Enlace: http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/42/htm/radiacti.htm
Sitio: Biblioteca digital del IlCE, México. “El tercer planeta”. Enlace: http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/cien-cia3/074/html/eltercer.html
Sitio: Biblioteca digital del IlCE, México. “Los relojes nucleares”. Enlace: http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/08/htm/sec_8.html
Un modelo es una representación que sirve para comprender un fenó-meno específico y que muchas veces nos ayuda a imaginar algo que no podemos ver. Los desafiamos a que propongan modelos que los ayuden a pensar acerca del concepto de vida media.
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ROMPIENDO Y PEGANDO NÚCLEOS
Como hemos visto, en un núcleo atómico hay protones (P+) y neutrones. La repulsión eléctrica en-tre los protones es enorme. Para mantenerlos juntos, formando un núcleo, existe una interacción muy fuerte y de muy corto alcance. La energía necesaria para mantener unidos los componentes de un núcleo se llama energía de enlace. Esta cantidad de energía es la misma tanto para juntar los componentes del núcleo (nucleones) como para poder separarlos.
Las transformaciones resultantes de juntar o separar nucleones (componentes del núcleo) se llaman reacciones nucleares y la energía liberada, energía nuclear.
La fisión es la reacción nuclear en la que los núcleos pesados se dividen dando lugar a otros más livianos.
La fusión es un tipo de reacción nuclear en la que los núcleos livianos se unen para formar otros más pesados.
FisiónCuando el núcleo de un átomo estable es bombar-deado por partículas, por ejemplo por neutrones, se rompe (o mejor dicho, se fisiona) formando dos núcleos desiguales más ligeros. En el proceso se libera energía, por eso decimos que es un proceso exotérmico y se produce la emisión de varias partículas.
Los neutrones son buenos proyectiles ya que al no tener carga son menos rechazados por parte del núcleo al cual van a impactar. Los neutrones emitidos en la fisión son neutrones rápidos y con energías altas que pueden pasar a ser neutrones lentos o térmicos, con energías más bajas si pierden parte de su energía por choques con partículas de un medio moderador, es decir puesto deliberadamente para que los vayan frenando.
La energía de un neutrón lento es suficiente para fisio-nar el núcleo del uranio U-235 en dos partes desiguales. El núcleo (masivo), al romperse produce dos nuevos núcleos o elementos más livianos; estos núcleos suelen tener números másicos entre los valores 50 y 82.
La importancia de las reacciones de fisión se debe a que liberan gran cantidad de energía, y producen la libera-ción de neutrones: dos o tres por cada núcleo fisionado. De este modo estos puedan provocar nuevas fisiones al chocar con otros núcleos originándose así una reacción en cadena; es decir, una serie de reacciones continuas que se mantienen en el tiempo. Con la utilización de un medio moderador se puede regular esa reacción en cadena a voluntad.
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¿Sabías qué...?92 U + 1 neutrón 56 Ba + 36 Kr + 3 neutrones
Esta fórmula representa la fisión de un núcleo de uranio impactado por un neutrón y los resultados de la misma: un núcleo de bario y uno de kriptón, junto a la emisión de tres neutrones.
La fisión se parece a una explosión en la que los frag-mentos salen a gran velocidad (energía) y se frenan chocando con otros átomos de uranio, entregando la energía que poseían.
FusiónLa fusión nuclear es el proceso por el que dos núcleos de átomos livianos como el hidrógeno y el helio se unen o se fusionan para formar un nuevo núcleo o elemento más pesado. En el proceso los átomos livianos reciben la energía suficiente para que, superando la repulsión electrostática entre sus núcleos, logren acercarlos tanto que queden bajo la atracción de la fuerza nuclear fuerte residual, aglutinados o fusionados. Para que se inicie una fusión, es indispensable una energía inicial de activación, pero una vez iniciada, la reacción es exotérmica y la energía liberada la automantiene.
La energía solar constituye un buen ejemplo de energía nuclear de fusión, que tiene su origen en la fusión de núcleos de hidrógeno, generándose helio y liberándose una gran cantidad de energía que llega a la Tierra en forma de radiación electromagnética.
Para que la fusión ocurra es necesario que los núcleos se acerquen a distancias extremadamente pequeñas para que la fuerza nuclear fuerte comience a actuar y venza la repulsión eléctrica. Para que esto ocurra los núcleos deben chocar a velocidades muy altas. A medida que una sustancia se calienta la agitación (velocidad) de las partículas que la componen aumenta. Las condiciones extremas de la región central de las estrellas garantiza la fusión, que por las razones expuestas es llamada fusión termonuclear.
Todas las estrellas son esferas de plasma, aunque de características físicas y químicas diferentes. Son esferas porque están en equilibrio debido a la acción combinada de la presión termonuclear que las forma y que tiende a expandirlas, y la atracción gravitatoria que las fuerza a colapsarse. La fusión es el proceso físico que permite
En el núcleo del Sol, la tempera-tura ronda los 16 millones de gra-dos Kelvin, la presión es 250.000 millones de veces mayor que la atmosférica y la densidad 160 ve-ces mayor que la del agua.
El plasma no es un material par-ticular, sino cierto estado espe-cífico de la materia en el que, en conjunto, el material es eléctri-camente neutro, pero que con-tiene iones y electrones libres capaces de moverse en forma independiente. Este cuarto esta-do de la materia es un estado de mayor energía que el resto de los estados.
Es el estado de la materia más abundante del universo conoci-do, lo encontramos en estrellas, nebulosas, etc.
En nuestra vida diaria aparece en los tubos de descarga de carteles luminosos o en el arco eléctrico producido por una soldadora. Entre los “plasmas” que pode-mos contemplar en la naturaleza están las auroras y los rayos. En ningunos de estos casos se dan las condiciones para que se pro-duzca fusión.
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Ciclo del protón
Rayo gamma
Neutrino
Protón
Neutrón
Positrón
Si bien el sitio está en inglés, sugerimos visualizar la animación:
http://astro.unl.edu/classaction/animations/sunsolarenergy/fusion01.html
Sitio: Educación en astronomía de la Universidad de Nebraska, Estados Unidos.
que las estrellas emitan energía, y es el responsable a escala universal de la existencia de todos los elementos que constituyen la materia, además del hidrógeno.
En el proceso de fusión, los átomos resultantes son lige-ramente más livianos que los átomos que los crearon. La masa faltante es liberada en forma de energía, que responde a la fórmula:
ΔE = Δm c2.
En el proceso de fusión nuclear denominado reacción protón-protón las partículas que intervienen son el protón (carga positiva), el neutrón (carga neutra), el positrón (carga positiva, antipartícula del electrón) y el neutrino.
Imitando a las estrellas
Uno de los desafíos que enfrenta la ciencia de nuestros días es reproducir en la Tierra una central nuclear que produzca energía como lo hace el Sol.
La reacción que está siendo ensayada busca la fusión de dos isótopos del hidrógeno, el deuterio y el tritio, que dan lugar a un núcleo de helio 4.
La fusión nuclear es una opción sustentable como fuente de energía si la ciencia y la tecnología logran resolver las limitaciones actuales para imitar a las estrellas.
Para recrear las condiciones del núcleo del Sol se necesitan temperaturas de millones de grados.
Hace ya más de sesenta años se creó en Rusia un dispositivo llamado tokamak que permite confi-nar plasma en un campo magnético en forma de anillo y luego calentarlo utilizando electricidad. Todavía no se ha logrado producir el fenómeno en una cantidad que permita imaginar una pronta utilización de esta fuente de energía.
Las grandes ventajas que presenta la fusión respecto a otros procedimientos para obtener energía son:
a) La fusión no tiene residuos radiactivos, de modo que ya no habría que pensar en almacenarlos.
b) El helio resultante no es un gas invernadero y no contribuiría al calentamiento global.
c) Los combustibles básicos (deuterio y tritio) son abundantes y se pueden encontrar en cualquier parte de nuestro planeta.
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Actividades
Probando los alcances de un modelo, un experimento de “fusión nuclear”
Cuando no podemos observar de manera directa un fenómeno físico, lo representamos en forma esquemática haciéndolo de este modo más comprensible. Algunas de estas representaciones reciben el nombre de modelos. El arte del físico consiste en escoger de entre los modelos aquel que mejor se adapta a un fenómeno estudiado.
Un modelo es una construcción, algo que podemos utilizar como referencia, una analogía que permite materializar una idea o concepto para ayudar a su comprensión.
Para aprender también podemos utilizar modelos, veamos el caso de la fusión nuclear: nunca podremos estar en el núcleo de una estrella para observar los fenómenos que allí tienen lugar, pero podemos modelar la situación.
Representaremos con:
- Una caja, al núcleo o zona central de una estrella.
- Tapitas plásticas (por ejemplo de gaseosa) con su parte superior forrada en velcro, harán las veces de núcleos livianos (preparar 32 tapas).
- El grado de agitación de la caja conteniendo las tapitas, representará la temperatura a la que están sometidos los núcleos.
- El número de tapas, representará la densidad del plasma.
- La variable que nos queda es el tiempo, que refiere al intervalo utilizado para agitar la caja.
- Habremos logrado una fusión cuando dos tapitas se “peguen”.
¿Es más fácil que se formen núcleos más pesados con 16 ó 32 tapas?
¿Es más factible que se genere la fusión nuclear cuando agitamos la caja por 10 segundos o por 20 segundos?
¿Hay más fusiones nucleares cuando agitamos la caja rápido o lento?
Registren las diferentes hipótesis y luego realicen las experiencias que permitan confirmarlas o desecharlas.
Por ejemplo: Fijando un tiempo de agitación para la caja, coloquen primero 16 tapas, agiten suavemente, destapen y cuenten cuántos núcleos se han “fusionado”.Vuelvan las tapas a la condición inicial, agiten bruscamente, destapen y cuenten cuántos núcleos se han “fusionado”.
Agreguen 16 tapas y repitan las acciones.
Repitan las experiencias variando el tiempo en que agitan la caja.
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Confeccionen un cuadro con los datos hallados anotando las fusiones obtenidas:
Construir en base a estas condiciones y a lo observado, las condiciones necesarias para que se dé en mayor proporción la “fusión nuclear”.
Fuente: Adaptación del sitio web CPEP. Plasma y fusión”: Enlace http://www.cpepweb.org/fusion.html
Simulando la fisión nuclear
Utilicen la simulación “Fisión nuclear” creada por los especialistas de la Universidad de Colorado en Estados Unidos ejecutable o descargable en:
Sitio: PhET . “Fisión nuclear”. http://phet.colorado.edu/es/simulation/nuclear-fission
Para responder a las siguientes preguntas:
En la fisión inducida, un neutrón se utiliza para inducir la fisión.
¿Por qué es un neutrón el utilizado para inducir la fisión y no un protón? Si utilizan la pestaña llamada “Fisión - Un núcleo” pueden, pulsando el botón rojo, bombardear
con un neutrón un núcleo de U-235.
Describan qué sucede. ¿Cómo se vuelve inestable el núcleo? Después de que el núcleo de uranio se desintegra, pulsen “Reiniciar” para empezar otra vez
con una nueva. Pulsen o hagan clic sobre la solapa “Reacción en cadena”. Usando el cursor a la derecha pongan en cero los núcleos de U-235 y elijan un núcleo de U-238.
Apúntenlo y disparen el neutrón, describan qué sucede. Imaginen que tienen muchos átomos U-235 y disparan un neutrón sobre uno de ellos.
¿Qué creen que va a pasar? Expliquen su predicción usando palabras y dibujos. Hagan cero los núcleos de U-238 y coloquen varios de U-235, apunten uno de ellos y disparen
un neutrón.
¿Qué sucede? ¿Se verifican sus predicciones? Aumenten progresivamente el número de núcleos U-235 y registren lo que sucede.
¿Qué cambios registran si activan el recipiente contenedor y repiten la secuencia de experimentos?
Pulsando sobre el borde del recipiente de contención, se puede arrastrarlo, hacia afuera para agrandarlo y hacia adentro para achicarlo, de modo de cambiar el tamaño a voluntad.
Esto, ¿qué cambia?
N° de tapitas
Tiem
po d
e ag
itaci
ón
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itaci
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Agitación lenta Agitación brusca
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Vocabulario +
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REACTORES NUCLEARES
Un reactor nuclear es un sistema para producir ener-gía, que funciona a partir de reacciones en cadena de fisión controlada.
Se lo define como una instalación capaz de iniciar, mantener y controlar las reacciones de fisión en cade-na. Está compuesto por el combustible, el refrigerante, los elementos de control, los materiales estructurales y el moderador en el caso de los reactores nucleares térmicos.
Básicamente se usa la energía nuclear para calentar agua y convertirla en el vapor que moverá la turbina que arrastra al generador y permite disponer de energía eléctrica.
Al conjunto formado por el reactor, el sistema de gene-ración de energía eléctrica y el sistema de refrigeración se lo conoce como central nuclear.
Central nuclear Atucha II
Vean una central nuclear en:
http://www.atucha2.com
Agua pesada:
Al reemplazar en el agua el hidró-geno por un isótopo más pesado como el deuterio, la molécula de agua resulta más pesada y de allí el nombre.
Las partes indispensables de este tipo de instalación son:
1. El combustible nuclear: está formado por cantidades específicas de material fisionable, dispues-tas en forma tal, que permite extraer con rapidez y facilidad la energía generada. El combustible en un reactor se encuentra en forma sólida, siendo el más utilizado el uranio bajo su forma isotópica de U-235. Sin embargo, hay elementos igualmente fisionables, como por ejemplo el plutonio, que es un subproducto de la fisión del uranio.
2. Barras de control: todo reactor posee un sistema que permite iniciar o detener las fisiones nucleares en cadena. Este sistema lo constituyen las barras de control, que proporcionan un medio rápido para el control de la reacción nuclear, permitiendo efectuar cambios rápidos de potencia del reactor y su parada eventual en caso de emergencia. Estas barras están fabricadas con materiales absorbentes de neutrones (carburo de boro o aleaciones de plata, indio y cad-mio, entre otros) y suelen tener las mismas dimensiones que los elementos de combustible. La reactividad del núcleo aumenta o disminuye subiendo o bajando las barras de control, es decir, modificando la presencia de material absorbente de neutrones contenido en ellas en el núcleo.
3. Moderador: se llama así a las sustancias utilizadas para disminuir la velocidad de los neutrones de modo que aumente la probabilidad de que fisionen otros átomos y no se detenga la reacción en cadena. Esto se consigue mediante choques elásticos de los neutrones con los núcleos del moderador. Entre los moderadores más utilizados están el agua, el agua pesada, el berilio y el grafito.
4. Refrigerante: la mayor parte de la energía despren-dida por fisión es en forma de calor y se emplea mediante un refrigerante que, al pasar por el interior
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del reactor, lo absorbe y lo transporta. El refrigerante debe ser anticorrosivo, tener una gran capacidad calorífica y no debe absorber neutrones. Los refrigerantes más usuales son gases, como el anhídrido carbónico y el helio, y líquidos como el agua ligera y el agua pesada. Incluso hay algunos compuestos orgánicos y metales líquidos como el sodio, que también se emplean para este fin.
5. Blindaje: consiste en gruesas paredes de plomo y hormigón que permitan aislar la radiación y forman parte de un sistema de seguridad que incluye la parada automática del reactor en caso de anomalía o avería, y un sistema de seguimiento, medición y regulación del proceso de fisión.
Una central nuclear no produce emanaciones de gases tóxicos, ni humos, pero sí una pequeña cantidad de desechos habitualmente llamados residuos radiactivos.
Un residuo radiactivo es todo material o producto que presente trazas de radiactividad que puedan perjudicar la salud o el ambiente, y para el cual no está previsto ningún uso práctico (reciclaje).
Pueden ser clasificados según su actividad en niveles bajo (B), medio (M) y alto (A) y también por su vida media. Según su grado de toxicidad y propiedades químicas pueden ser más o menos dañinos para la salud y el ambiente.
Terminado el proceso de reacciones nucleares necesario para producir vapor, mover una turbina que arrastra un alternador y así generar electricidad, los residuos radiactivos son conservados en piletas blindadas ubicadas junto a los reactores. Al colmarse la capacidad de las mismas se confinan en instalaciones especiales, en contenedores de plomo, hormigón o acero ubicados a cientos de metros de profundidad en zonas estables geológicamente y lejos de lechos acuosos. La Agencia Internacional de Energía Atómica establece los principios de seguridad aplicados para estos pro-cedimientos en distintos países.
Nivel
Bajo
Medio
Alto
Alojamiento
50 años de aislamiento
300 años de aislamiento
Más de 300 años de aislamiento
DisposiciónConfinamiento
Sistema superficial con mejoras de ingeniería
Repositorio monolítico cercano a la superficie
Repositorio geológico profundo (más de 500 metros)
B 50
M 300
A >300
Almacenamiento de los residuos nucleares según su nivel de actividad
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Actividades
Simulando un reactor nuclear
Ingresen al sitio PhET: https://phet.colorado.edu/es/simulation/nuclear-fission
Y descarguen o inicien el simulador en forma online.
Seleccionen la pestaña de “reactores nucleares” en la parte superior.
Los gráficos de barras a la derecha de la pantalla muestran la “Potencia de salida” y “Energía producida”.
¿Cuál es la diferencia entre estas dos magnitudes?
¿Qué se necesita para iniciar el reactor nuclear?
Activen el botón “Disparar neutrones”. Describan lo que ocurre.
Vuelvan a disparar un neutrón. ¿Qué ha sucedido? ¿Qué observan?
Desplacen hacia abajo el sistema de ajuste de las barras de control, quitándolas parcialmente del reactor. Registren los cambios que sucedan. Repitan la operación hasta retirar por com-pleto las barras de control del reactor. Observen que sucede en este caso prestando especial atención a la temperatura.
Comparen la reacción en cadena que se produce cuando las barras de control se encuentran insertadas completamente en el reactor con la reacción en cadena que tiene lugar al quitar completamente las barras de control del reactor.
Si el propósito de un reactor nuclear en una planta de energía es producir energía, ¿por qué hay un ajuste de rueda de control que permite insertar en mayor o menor medida las barras en el reactor?
¿Cómo afecta este sistema de control a la energía total y la temperatura?
¿Cuál es la función de las barras de control?
Sin las barras de control de posición, ¿qué sucede?
Homero Simpson, el protagonista de la serie Los Simpson, trabaja en la central nuclear de Springfield, repetidas veces el personaje se ha dormido en los controles. Cuando la central emite una alarma, ¿qué está sucediendo? ¿Qué debe hacer Homero?
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Lectura
El fin del trébol esquematizado
Perfectamente sobrio, sencillo y rotundo... el viejo átomo radiante ha dejado de ser el anunciante de los peligros radiactivos.
Este símbolo internacional de radiactividad fue variando y “mutando” en busca de dilucidar cuál era la “configuración más comunicativa del peligro”.
El Organismo Internacional de la Energía Atómica (OIEA), agencia que depende de la ONU, lanzó una nueva señal gráfica que advierte de la presencia de material radiactivo peligroso, en lugares expuestos a estas radiaciones, que según este or-ganismo es mucho más clara y llamativa que la anterior. La solución gráfica propuesta por la OIEA consiste en un triángu-lo sobre fondo rojo, ambos recursos asociados a peligro. En su interior, se presentan con radiaciones radiactivas, una calavera con dos huesos cruzados en representación de la muerte, y una persona huyendo.
Con el nuevo emblema se pretende reforzar la advertencia de riesgo, ya que la anterior imagen (un trébol negro de tres hojas sobre fondo amarillo) no tenía significados intuitivos y era cono-cida sólo por aquellos que la habían aprendido con anterioridad. El nuevo símbolo ha supues-to cinco años de trabajo y su capacidad para alertar del peligro radiactivo ha sido examinado con 1.650 personas de 11 países distintos con el fin de que su mensaje de “Peligro, manténgase alejado”, fuera comprendido con claridad por todos”, asegura el OIEA.
¿Sabías qué...?
Argentina tiene tres centrales nucleares que generan alrededor de una décima parte de la energía eléctrica utilizada en el país.
Además de varios reactores de investigación y para generación de radioisótopos diseñados y fabri-cados en el país, en la actualidad se construye un reactor de 200 MW que estará terminado para el año 2021. Pertenece a la línea CAREM (Central de Argentina de Elementos Modulares).
Pueden buscar más información en:
Sitio: INVAP, empresa dedicada al desarrollo de sistemas tecnológicos complejos.
Enlace: http://www.invap.com.ar/area-nuclear-de-invap/proyectos/reactores-ra6-y-ra8-de-argentina.html
Sitio: CNEA, Comisión Nacional de Energía Atómica. Enlace: http://www.cnea.gov.ar
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Actividades
Lectura
Para discutir en clase
¿Qué es la señalética?
¿Por qué se hizo necesario crear un símbolo para la radiactividad?
¿Por qué será que suelen recomendarnos que no tengamos demasiadas plantas en nuestro dormitorio?
¿Por qué han elegido el fondo rojo para el nuevo símbolo? (Averigüen cómo se comportan los diferentes colores cuando la visibilidad se ve reducida por humo, niebla, etc.).
¿Qué representaba el círculo central del pictograma que se usó por más de cincuenta años?
¿Y las franjas periféricas?
¿Encuentran alguna ventaja en el nuevo símbolo?
Para muestra basta un neutrónPor Armando Eugenio Zandanel
Resulta indispensable relacionar los descubrimientos científicos con el contexto histórico y social en que se realizaron. La revisión de la historia permite valorizar los logros de hombres y mujeres, repasar sus métodos, reconocer los caminos en la apropiación del conocimiento…
Si ahondamos en la historia de la ciencia podremos percibir que el aporte de las mujeres al desarrollo de la ciencia no ha sido reconocido y quizá compartan con el autor de estas líneas la obligación de rescatar esta cuestión del olvido.
Si por ejemplo buscamos en la lista de premiados con un Nobel, apenas superan la decena los nombres de las mujeres científicas que recibieron esta distinción durante el siglo XX.
Nos gustaría en estas líneas rescatar del olvido a Lise Meitner (1878-1968), física austriaca que tuvo un papel preponderante en la investigación nuclear, especialmente en el descubrimiento de la fisión del núcleo y que injustamente no se le reconoció con un Nobel su aporte al conocimiento humano. Sobre ella: persona, mujer e investigadora queremos hacer un esbozo de su historia.
A principios de su carrera Meitner publicaba sus artículos sólo con su ape-llido; un editor de la enciclopedia alemana Brockhaus le pidió que escri-biera un artículo sobre la radiactividad. Lise en su respuesta incluyó su nombre completo, lo que develó su condición de mujer. El editor respon-dió que: “no podría pensar en publicar un artículo escrito por una mujer”.
Lise obtuvo la inspiración de un físico teórico llamado Ludwig Boltzmann que creía que los átomos eran divisibles. El suicidio de su mentor, sólo sirvió para reforzar su determinación de seguir con la física. Su sobrino
Lise Meitner
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Otto Frisch escribió que Boltzmann “le dio la visión de la física como una batalla por la verdad última”, una visión que nunca perdió.
En 1905, poco antes de doctorarse comenzó a trabajar con elementos radiactivos.
A pedido de Max Planck se estableció en Berlín, donde fue su ayudante y midió la longitud de onda de los rayos gamma. Sus comienzos en el Instituto Kaiser Wilhelm en 1907, fueron difíciles por ser mujer: fue obligada a trabajar en un taller de carpintería instalado en el sótano, ya que el supervisor del labora-torio no soportaba ver allí a una mujer compartiendo el trabajo cotidiano con hombres. Pese a esto, diez años más tarde su talento la ubica como primera mujer profesora de Física en la universidad de Berlín. Asociada con Otto Hahn descubre el protactinio en 1918. Este científico se convirtió por entonces en su más cercano colaborador y un amigo valioso. Eran un yin y el yang interdisciplinario: Hahn, el químico, Meitner, el físico. Hasta 1938 su cargo fue jefe del Departamento de Radiofísica; ella lideraba el equipo de investigación.
Por sus raíces judías Meitner tuvo que huir del régimen nazi. Concreta su fuga de Alemania, en compañía de Dick Coster, físico holandés, que le proporciona el pase para cruzar la frontera con los Países Bajos, siendo acogida por Bohr en Copenhague. Después pasa a trabajar en el Instituto de Investigación Nobel de Física en Estocolmo, sin perder el contacto con la línea de investigación que compartía con Hahn.
Siguiendo una sugerencia de Lise, Hahn bombardeó uranio con neutrones y encontró una extraña ra-diactividad que hacía pensar que en la reacción el uranio se había transformado en el elemento bario y en algo más, informándole a Lise por correspondencia. A fines de diciembre de 1938, Lise recibe una consulta de Hahn. ¿Qué podía decir la física de los resultados de este experimento?
Meitner convoca a su sobrino Otto Frisch a una reunión para cambiar impresiones sobre el contenido de la carta. En un paseo con esquíes bajo los bosques nevados, deducen que el bario radiactivo, no era un agregado para facilitar la separación de los isótopos, sino un producto de la propia reacción. El núcleo se había fraccionado; para Meitner, si uno de los dos fragmentos era bario, el otro era kriptón, y esta división venía acompañada de la liberación de neutrones y de gran cantidad de energía, que se calcula mediante la famosa ecuación de equivalencia masa-energía de Albert Einstein (E = m x c2). Al comparar la masa del núcleo original del uranio (92U) con la masa de los dos núcleos producidos, bario (56Ba) y kriptón (36Kr), la masa de los productos es menor que la original. El déficit de masa es aparente: en realidad la masa faltante se ha transformado en energía liberada en forma de calor y luz. Lise llamó al fenómeno fisión nuclear, pensando en el término usado por los biólogos para referirse a la división de la célula, el cual proviene de la palabra latina que significa partir algo en dos.
Sin mencionar los aportes de Lise, ni la ayuda de Fritz Strassman, Otto Hahn publica los descubrimien-tos como propios.
La ironía de la historia de Lise Meitner es que su compañero de laboratorio de treinta años, Otto Hahn, quien permaneció en Berlín durante el Tercer Reich, fue galardonado con el Premio Nobel de Química en 1944, por un descubrimiento que a todas luces le perteneció a ella.
A pesar de haber sido una empedernida fumadora durante toda su vida, y de haber trabajado en radiac-tividad durante muchos años, Lise casi llegó a cumplir los noventa años, al morir en 1968.
El 29 de agosto de 1982, físicos del GSI, Laboratorio de Investigación de Iones Pesados de Darmstadt, obtuvieron e identificaron el elemento 109 mediante el bombardeo de un blanco de bismuto bombar-deando con hierro. Si la energía de los dos núcleos es suficientemente alta, se superan las fuerzas re-pulsivas y se produce el proceso de fusión obteniéndose un elemento metálico, inestable y radiactivo.
Quince años después se decidió llamarlo meitnerio (Mt), en honor a Lise. Un reconocimiento más a una hacedora de la Ciencia, que le otorga una morada permanente en la tabla periódica.
El isótopo más estable es el Mt-266, cuya vida media es de 3,4 milisegundos.
El avance de la ciencia y la tecnología enfrenta, actualmente, un desafío imposterga-ble: contribuir a un desarrollo humano sustentable, equitativo e integral, en un marco de respeto por la igualdad de oportunidades de género, reconociendo la diversidad cultural y étnica, cuidado el medio ambiente, fortaleciendo la democracia y propug-nando la resolución de las necesidades de desarrollo (mejora de la calidad de vida de todas las personas) nacionales y regionales.
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Actividades
Lean el texto completo. ¿Qué temas trata?
Busquen el significado de las palabras que no conocen en un diccionario.
Listen los nombres de científicos que aparecen en el artículo, sepárenlos en hombres y mu-jeres, elijan una mujer y un hombre y profundicen sobre su vida y obra.
Indiquen algunas de las dificultades que a lo largo de la historia tuvieron que afrontar las mujeres que dedicaron su vida a la ciencia.
Discutan el rol del científico para la sociedad, incluyendo la falta de reconocimiento social.
Teniendo en cuenta los temas desarrollados en este libro y el contenido del artículo respon-dan a las siguientes preguntas:
a) ¿Cuál es su número másico del meitnerio? ¿Cuántos protones tiene? ¿Cuántos electrones tiene? ¿Cuántos neutrones tiene?
b) ¿Es el meitnerio un elemento radiactivo? Fundamenten su respuesta.
c) ¿Cuál es el origen del nombre de este elemento?
d) Indiquen el nombre y expliquen el proceso físico por el cual se obtiene el meitnerio.
e) ¿Mt, es un elemento que se encuentra en la naturaleza o se obtiene en el laboratorio?
f) Meitner y su sobrino eligen el nombre de fisión nuclear para el fenómeno que habían descubierto ¿Por que es acertado este nombre para esta reacción nuclear?
g) ¿Qué aplicaciones conocen para esta reacción nuclear?
h) Cuando el meitnerio se desintegra emite una partícula alfa.
¿En qué consiste esta emisión y qué cambios introduce en el núcleo del átomo?
i) ¿A qué se llama transmutación?
Si desean conocer un poco más sobre la vida de Marie Curie, inspiradora de la línea de investi-gación seguida por Lise Meitner, pueden visitar:
Sitio: Eitv.eus. “Biografía de Marie Curie”.
Enlace: http://www.eitb.com/multimedia/infografias/curie/curie_es.swf
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Actividades
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Para aplicar y profundizar lo aprendido
El plomo 214 emite una partícula , luego emite otra y finalmente emite una . Encuen-tren el elemento resultante.
El 238U inicia una serie radiactiva cuyos primeros emisores son: , , , , , , . Encuen-tren el isótopo hijo.
Un investigador que trabaja con marcadores utilizados en diagnóstico de corazón, huesos y pulmones, estuvo empleando 30 g de tecnecio 99 (cuya semivida es de 6 horas) y dejó incompleta la siguiente tabla.
¿Podrían completarla?
Tiempo Masa Factor
0 30 g 1/1
6 1/2
7,5 1/4
1/8
Un isótopo de un elemento determinado tiene una semivida de 500 años. Considerando una muestra inicial de 2 g de este isótopo, ¿qué cantidad permanece sin desintegrarse al cabo de 1.500 años?
La vida media del isótopo de fermio Fm, es de 30 minutos. Si inicialmente se dispone de una muestra de 10 mg de este isótopo, después de 30 minutos, ¿a cuánto se reduce la masa de Fm?
El isótopo 60Co (cobalto) presenta una vida media de 5,23 años y el isótopo del flúor 18F solo una hora y 50 minutos. Argumenten cuál de ellos es el más activo.
¿Por qué las personas que trabajan con radiación se protegen con pantallas, delantales, y otros útiles de plomo?
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Actividades
Leer y argumentar sobre ciencia
El físico argentino Agustín Aduriz-Bravo, centra uno de sus relatos en una divertida anéc-dota que el premio Nobel de Química de 1943, el húngaro (luego sueco) George de Hevesy,
El guiso fantasma-górico, publicado durante un programa de promoción de la lectura, dentro de la colección “La ciencia, una forma de leer el mundo”. En él se abordan en forma sencilla dos temas
y los usos de los conocimientos sobre radiaciones.
Pueden acceder al texto completo ingresando a:Sitio: Educar - Enlace: http://www.educ.ar/sitios/educar/recursos/ver?id=70124v
Sitio: Plan Nacional de Lectura
Enlace: http://www.planlectura.educ.ar/pdf/literarios/el_guiso_fantasmagorico.pdf
Para completar y discutir una vez que hayan leído el texto:
¿Cuál es el escenario donde trascurren los hechos principales?
¿Con quién y dónde trabajaba de Hevesy al momento de los hechos?
¿En qué consistía la idea que puso en práctica de Hevesy? De Hevesy, ¿inventó o descubrió los marcadores radiactivos? Argumenten la respuesta.
¿Cómo hizo de Hevesy para demostrar la idea de que el soufflé preparado por la dueña de la pensión donde vivía era un guiso “fantasmagórico” en base a restos de comidas de los días anteriores?
Las ideas o inventos se convierten en innovaciones luego de que se implementan como nuevos productos, servicios o procedimientos, que tienen una aplicación exitosa y de uso generalizado.
¿En nuestro caso, en qué momento se produce la innovación?
¿Esta innovación es de naturaleza científica o tecnológica? Argumenten la respuesta.
El radio D emite partículas . ¿Cómo pudo detectarlas el electroscopio?
¿En qué se convierte el radio D luego de la emisión?
¿Cuál es la trascendencia de este hecho histórico?
¿Por qué ganó el Premio Nobel George de Hevesy?
¿Cuál es la actualidad del uso de los marcadores radiactivos?
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5CAPÍTULO
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Lectura
Lean el texto, reflexionen, discutan y argumenten a partir de las consignas planteadas al pie.
El peatón enojado y lo que anticipó una novela: un arma nuclear de destrucción masiva
Era el 12 de septiembre de 1933 cuando el físico húngaro Leó Szilárd esperaba que el semá-foro lo habilitara para cruzar la Avenida de Southampton, en el centro de Londres. Estaba enojado. La fuente de su enojo eran las declaraciones de Ernest Rutherford en las que indi-caba que liberar la energía contenida en los átomos no era posible. En ese momento recordó el relato de ficción escrito y publicado por Herbert George Wells, titulado “Bombas atómi-cas” que formaba parte de la novela El mundo liberado*. Y fue esa secuencia de emociones y pensamientos la que encendió en su mente la idea de cómo obtener una reacción nuclear en cadena:
“Si un neutrón disparado contra un átomo, produce la generación de, digamos, dos neutro-nes, que a su vez colisionan cada uno contra otros átomos, que liberan cada uno dos neutro-nes, que luego colisionarán contra otros átomos... se desencadenaría una reacción nuclear en cadena, liberando inimaginables cantidades de energía”.
Al año siguiente solicitó la patente de la invención para prevenir que otros la construyeran, y con el fin de mantener el proceso en secreto, confió la patente a las autoridades británicas, creyendo que la “caballerosidad británica” lo mantendría en resguardo.
En 1939, Leó Szilárd viajó a los Estados Unidos y se encontró con Isidor Rabí. Hablaron sobre la posibilidad de lograr una reacción en cadena, de las preocupaciones de Leo sobre su mal uso y de los trabajos sobre el tema que realizaba su nuevo compañero de trabajo, el premio Nobel Enrico Fermi. Parece ser que Enrico Fermi le había dicho a Rabí sobre las ideas de Szilárd. ¡Tonterías!
Tiempo más tarde Szilárd y Fermi producen la primera reacción en cadena. Experiencia que Szilárd recuerda con estas palabras:
“Cerramos el interruptor, vimos los destellos durante diez minutos, la ‘pila’ de uranio natural y grafito funcionaba, le di la mano a Fermi, le dije que pensaba que este día era un día negro para la humanidad y me fui a mi casa. Esa noche supe que el mundo se dirigía a la tristeza”. Era el 2 de diciembre de 1942.
*En la novela El mundo liberado, escrita en 1914, se acu-ñaba por primera vez en la historia la expresión “bomba atómica”. Antes de existir en el mundo real, el arma que marcó el devenir del siglo XX nació en la imaginación de un escritor. El vaticinio de Wells en una profecía autocumplida, muy a pesar de que la intención de su autor fuera justo la contraria, advertir del peligro para conjurarlo. “Es dudoso que veamos de nuevo una fase de la existencia humana en la cual la política, es decir, la interferencia partidista con los juicios que gobiernan el mundo, sea el interés dominante entre los hombres serios”, concluía Herbert George Wells.
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Actividades
En septiembre de ese mismo año el coronel Leslie Groves fue asignado por el gobier-no de los Estados Unidos de Norteamérica al proyecto. Rápidamente puso las cosas bajo su control y adquirió los materiales y el predio para instalar un laboratorio. En octubre, Groves contrató al físico Julius Robert Oppenheimer para encabezar el nuevo laboratorio. En 1944, el trabajo ya estaba listo: desarrollo de armas, desarrollo de material fisionable y preparación de entrega en combate. En abril de 1945, Oppenheimer finalmen-te reportó que la bomba nuclear estaba lista.
Szilárd y de muchos otros científicos creyeron ingenuamente que Estados Unidos utiliza-ría la bomba simplemente para amenazar a Alemania o Japón, obligándolos a rendirse. Sin embargo, Harry Truman y su estado mayor usaron la bomba atómica y causaron cen-tenares de miles de muertos en la población civil de Japón.
Tiempo más tarde Albert Einstein reflexiona:
“En la actualidad, los físicos que participaron en la construcción del arma más tremenda y peligrosa de todos los tiempos, se ven abrumados por un similar sentimiento de res-ponsabilidad, por no hablar de culpa. […] Nosotros ayudamos a construir la nueva arma para impedir que los enemigos de la humanidad lo hicieran antes, puesto que dada la mentalidad de los nazis habrían consumado la destrucción y la esclavitud del resto del mundo. […] Hay que desear que el espíritu que impulsó a Alfred Nobel cuando creó su gran institución, el espíritu de solidaridad y confianza, de generosidad y fraternidad entre los hombres, prevalezca en la mente de quienes dependen las decisiones que determina-rán nuestro destino. De otra manera la civilización quedaría condenada”.
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Consignas
¿Es la ciencia la responsable de tanto mal?
Investiguen: ¿a qué se llama ética profesional? ¿Cómo se regula la actividad científica?
¿La ética de un científico es diferente de la de un político o la de un periodista?
¿Cómo influye el entorno social, político y económico sobre la ciencia y qué consecuencias tiene, a su vez, la ciencia sobre la sociedad?
Dadas las consecuencias transnacionales y transgeneracionales de las pruebas de armas nucleares, ¿son estas pruebas moralmente legítimas?
¿Es moral la práctica de la disuasión nuclear? Esto es, ¿bajo qué circunstancias, si es que hay alguna, es moralmente aceptable la amenaza del uso de las armas nucleares?
¿Cómo deberían compartirse los beneficios y riesgos de la energía nuclear?
¿Es la naturaleza solamente valiosa con relación a su uso humano o tiene un valor en sí misma?
¿Tienen los seres humanos deberes respecto a las generaciones futuras, o respecto a los ani-males, plantas y objetos inanimados?
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CAPÍTULO
6Intercambio de energía térmica
¿Cómo sabemos que un objeto está caliente? La respuesta parece obvia: basta con tocarlo, pero en realidad no es tan simple... Es necesario recurrir a un sencillo experimento:
Si introducimos una mano en un jarro con agua caliente y posteriormente la introducimos en uno con agua tibia, tendremos una sensación de frío. Si en cambio introducimos la mano en un jarro que contiene agua fría y luego la sumergimos en uno con agua tibia, la sensación térmica será de calor.
Nuestro tacto parece no ser tan bueno para decidir.
Por más que forme parte de nuestro vocabulario y que ocupe lugar incluso en los libros de física, el frío carece de significado físico. Así como bueno es lo contrario de malo, frío es el antónimo de caliente.
En realidad frío y caliente son dos conceptos subjetivos, dependen de la sensación de cada individuo y poco tienen que ver con el significado físico.
Cuando decimos “Qué calor que hace” o “Qué frío que hace” nos estamos expresando mal si que-remos honrar lo que la ciencia dice al respecto. Deberíamos decir “Qué alta está la temperatura del aire respecto de la de nuestro cuerpo” o, a la inversa, “Qué baja está con referencia a la de nuestro cuerpo”. En el primer caso ganamos energía y aumenta nuestra temperatura, en el segundo perde-mos energía y baja nuestra temperatura.
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En términos físicos, calor y temperatura no son inter-cambiables, mucho menos sinónimos.
Todo lo que existe en el universo tiene propiedades, una de ellas es la temperatura que cuantifica el grado de agitación molecular de un cuerpo. La temperatura no es la velocidad de las moléculas, es una propiedad proporcional a la velocidad de las moléculas. Por ejem-plo, cuanto más alta es una persona, posiblemente más grande sea el tamaño del calzado que usa, pero no hay una relación directa entra la altura y el tamaño del pie.
Si existe una interacción entre dos cuerpos que tienen diferente temperatura, el de mayor temperatura le cederá energía al de menor, hasta alcanzar ambos la misma temperatura.
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La cantidad de calor es la cantidad de energía que se transfirió de un cuerpo al otro.
Un cuerpo al ceder o recibir calor puede:
Variar su temperatura dilatándose o contrayéndose (varía su volumen).
Cambiar su fase física o estado de agregación manteniendo constante su temperatura.
Un físico y químico escocés, Joseph Black (1728-1799) fue quién identificó este proceso y lo llamó “transferencia de calor” y es a él a quien debemos la definición de calor que lo diferencia del con-cepto de temperatura.
Los cuerpos no tienen calor, tienen temperatura. Cuando dos o más cuerpos de diferente tempera-tura interactúan se produce un intercambio de energía al que llamamos calor.
De modo que la condición para que exista calor es que exista desequilibrio térmico. No importa el valor de las temperaturas en cuestión: habrá calor si agrego un cubito de hielo a una bebida, o si le agrego leche “fría” al café recién hecho.
Todos los cuerpos que están en equilibrio térmico con un cuerpo de referencia, en un estado bien determinado tienen, por ese mismo hecho, una propiedad en común: su temperatura.
Para caracterizar esta propiedad mediante un número, es necesario definir una escala de temperatura.
Llamamos termómetro al instrumento utilizado para medir la temperatura. De acuerdo a la escala elegida, los hay muy diversos, como pueden ver en las imágenes.
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6CAPÍTULO
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¿Sabías qué...?
Llamamos dilatación al cambio de dimensiones que experimentan los sólidos, los líquidos y los gases cuan-do varía la temperatura a presión constante. A nivel microscópico, la dilatación de un cuerpo sugiere un aumento en la separación promedio entre los átomos que lo forman.
La analogía de la pista de baile es un claro ejemplo de lo que pasa. Si las personas están muy juntas y no se mueven, caben muchas parejas. Si bailan en forma lenta ocupan más espacio y comienzan a chocar en-tre ellas. Si el baile es más movido los choques serán más frecuentes y se necesitará más espacio para moverse.
Los constructores deben tomar re-caudos al diseñar y construir un puente, las vías de un ferrocarril, una vereda, una calle. En todos los casos la dilatación está presente y se dejan espacios (juntas) para evitar daños con el cambio de dimensiones que las estructuras sufren al modificarse la temperatura.
Si son observadores habrán notado que las redes de alta tensión tienen sus cables más tensos en invierno y más curvados en verano por efecto de la dilatación.
Una aplicación técnica de este fenó-meno la encontramos en la construc-ción de termómetros y termógrafos (aparato que registra de manera grá-fica la temperatura). Algunos de ellos utilizan dos láminas bimetálicas, formadas por dos metales de muy diferente coeficiente de dilatación, yuxtapuestas y soldadas entre sí. Cuando sube la temperatura, el par se encorva hacia el metal que menos se dilata, lo que permite, por ejem-plo, que se abra o cierre un contacto eléctrico.
Resumimos los dos conceptos:
Para definir una escala de temperatura, se fija una sustancia o cuerpo termométrico y una propiedad de-terminada de esta sustancia o cuerpo que varíe de la misma forma que la temperatura. Un ejemplo posible es la sustancia mercurio y la propiedad es su volumen.
Luego se eligen dos referencias llamadas los “pun-tos fijos”, que corresponden a dos estados térmicos perfectamente definidos. Por ejemplo en la escala que usamos frecuentemente, denominada Celsius o centígrada, los puntos fijos se definen mediante las siguientes propiedades del agua pura:
El punto fijo más bajo, o el punto de hielo, es la tem-peratura de fusión del hielo puro (0 ºC) a la presión atmosférica normal. El punto fijo superior, o punto de vapor, es la temperatura de ebullición del agua pura (100 ºC) a la presión atmosférica normal.
Distintos termómetros usados para medir la temperatura.
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¿Sabías qué...?
Esta escala fue desarrollada en 1742 por el astrónomo sueco Anders Celsius, y tiene 100 divisiones entre los dos puntos fijos, pero podría tener o haber tenido 50 o 200. Una vez elegida la cantidad de divisiones, se esta-blece una relación entre los cambios en la propiedad termométrica y los cambios de temperatura. Siguiendo con nuestro ejemplo, en un termómetro que utilice alcohol coloreado o mercurio como sustancia termo-métrica, el líquido se dilata cuando se “calienta” y se contrae cuando se “enfría”, de modo que los cambios de longitud se corresponden con los cambios de tem-peratura: cuanto mayor es la temperatura más larga la columna de líquido y viceversa.
Lord William Thomson Kelvin fue un poco más allá que sus antecesores e inventó en 1848 la escala que hoy lleva su nombre.
Para lograrlo desarrolló la idea de temperatura abso-luta, aquella en la que el cero representa un hipotético estado en el cual la energía de todas las partículas es cero. El cero ideado por Kelvin recibe el nombre de absoluto y corresponde a la temperatura más baja que nunca podría ser alcanzada, ya que no puede existir una sustancia real sin una energía asociada a ella (sus partículas no tendrían movimiento). De hecho, el 0 K (-273,16 ºC) es una temperatura inalcanzable, aunque los equipos de investigación se hayan acercado a ella en una fracción de un grado.
La escala de Kelvin utiliza las mismas unidades que la escala de Celsius, pero con el cero corrido, en ella el agua hierve a 373 K y congela a 273 K. De modo que hay 100 divisiones entre ambos puntos.
Decir por ejemplo que la temperatura del agua varió 10 ºC es lo mismo que decir que varió 10 K. En cambio si el agua que sale de la canilla tiene una temperatura de 14 ºC, podemos decir que su temperatura en grados kelvin es de 14 + 273 = 287 K.
Galileo Galilei dijo alguna vez: “me-dir todo lo mensurable y hacer men-surable todo lo medible”. Esta forma de pensar lo llevó por el camino de crear artificios para medir tiempo, velocidad, etc. Ya estando recluido en Arcetri (localidad cercana a Florencia, Italia), después de haber sido encar-celado y condenado por la Inquisición por sus ideas, especialmente por su defensa del sistema heliocéntrico, construyó un termoscopio, artificio útil para evidenciar los cambios de temperatura. Este pudo ser un punto de partida para los termómetros ya que poco después a esta idea se le adaptó una escala y luego se la mejo-ró hasta lograr un instrumento más o menos confiable. Uno de sus alumnos de aquel entonces nos describe el dis-positivo que antecede al termómetro que hoy conocemos:
“Galileo tomó un recipiente de vidrio del tamaño de un huevo de gallina, lo unió a un tubo del grosor de una paja y de unos dos palmos de largo, calen-tó la ampolla con las manos y dio una vuelta al revés al cristal, de modo que el tubo pudiera ser sumergido en agua contenida en otra vasija. Tan pronto como la ampolla se hubo enfriado, el agua se elevó en el tubo hasta la altura de un palmo por encima de su nivel en la vasija. Utilizó este instrumento para investigar grados de frío y de calor”.
Sustancia termométrica: alcohol coloreado
Medida Escala
Punto fijo superiorPunto fijo inferiorBulbo
Tubo fino de vidrio
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6CAPÍTULO
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Por lo tanto para pasar una temperatura de ºC a K hay que sumarle 273.
Y para pasar una temperatura de K a ºC hay que restarle 273 (en ambos casos en rigor 273.15).
En las escalas Celsius definíamos dos puntos para asig-narles un valor arbitrariamente. En el caso de la escala de Kelvin sólo hay un punto establecido por definición arbitraria: es el punto triple del agua, temperatura a la que el agua se puede encontrar de forma sólida, líquida y de vapor de manera simultánea. La temperatura de ese punto se designa 273,16 K, equivalente a 0 ºC.
Esta escala (desde el año 1967 se convino en escribirla como K en reemplazo de ºK) es la adoptada para medir temperatura en el Sistema Internacional de Unidades (SI), que es el sistema de unidades utilizado en todos los países del mundo excepto en Birmania, Liberia y Estados Unidos, donde no lo consideran como prioritario.
Escala de Kelvin
¿Sabías qué...?
Un ejemplo de la arbitrariedad de las escalas de temperaturas lo encontramos en el aporte de Daniel Gabriel Fahrenheit quien exhibe entre sus logros el haber perfeccionado el termómetro y el haber desarrollado una escala termométrica que lleva su nombre, aún en uso en Gran Bretaña, Estados Unidos, Canadá, Sudáfrica y Nueva Zelanda.Fahrenheit escribió en 1724: “Hace diez años, el famoso (Guillaume) Amontons, utilizando un termómetro de su invención, había descubierto que el agua hierve a un grado fijo de calor. Yo me sentí inmediatamente inflamado por un gran deseo de construirme un termómetro semejante, para poder percibir con mis propios ojos tan hermoso fenómeno de la naturaleza y con convencerme de la verdad del experimento”.Con anterioridad a las experiencias de Fahrenheit se empleaban termómetros que contenían alcohol o mezclas de agua y alcohol, pero eran muy imprecisos.Describiendo el procedimiento seguido podremos reconocer en qué radican las mejoras introducidas:- Decidió usar mercurio como sustancia termométrica, lo que le proporcionaba mucha mayor precisión.
Aumentó el número de divisiones de la escala.- Para definir el punto cero de la escala buscó el estado térmico que correspondiera a la temperatura
más baja que él pudiera obtener. Lo consiguió añadiendo sal al hielo.Luego marcó la temperatura normal del cuerpo humano, y realizó 96 divisiones entre ambos puntos; por tanto, la temperatura del cuerpo correspondía a 96 ºF, y a la temperatura de congelación del agua pura le correspondían 32 ºF. Luego modificó la escala para que el punto de ebullición del agua corres-pondiese a 212 ºF. Fácilmente podemos darnos cuenta de que hay 180 divisiones entre el punto de congelación del agua pura y el de su ebullición. El mayor número de divisiones ofrece mayor precisión en la medida, y los valores tomados como referencia hacen que en la mayoría de los lugares del mundo donde midamos la temperatura del aire con esta escala, no tengamos temperaturas negativas.
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Como tantos otros en su tiempo el científico francés Joseph Black se interesó por la ciencia del calor. Por aquel entonces (siglo XVIII) varias teorías competían en la investigación sobre la naturaleza del calor y su relación con la temperatura. Una de ellas hablaba de un fluido llamado “calórico”, que podía pasar de un cuerpo a otro.
Joseph Black experimentó con agua, observando su comportamiento cuando mezclaba iguales cantidades de agua a diferentes temperaturas. En todos los casos obtenía el equilibrio en una temperatura igual o próxima al promedio de las temperaturas iniciales.
Sin embargo, al experimentar con masas iguales pero de sustancias diferentes, que se encontraban a temperaturas diferentes (por ejemplo, una sustancia podía ser agua y la otra hierro, cobre o algún otro material) la temperatura final o de equilibrio no coincidía con el promedio.
Puso entonces a calentar, en dos hornillos iguales, en uno un trozo de hierro y en el otro una masa igual de agua en una cacerola.
Comprobó que mientras el hierro se calentaba tanto que quemaba al tacto, el agua permanecía tibia, concluyendo que a igual calor entregado dos materiales distintos adquieren temperaturas diferentes.
Ensayó con numerosas sustancias y encontró que cada una de ellas requiere una cantidad dife-rente de calor para elevar su temperatura en un grado. Llamó a esta propiedad de las sustancias “capacidad para el calor”. Tiempo más tarde se atribuyó arbitrariamente la cantidad “uno” a la “capacidad para el calor” del agua. Actualmente la capacidad de otros materiales para absorber calor se compara con aquella cifra y se le llama “calor específico”.
Joseph Black
Intercambio de calor según la temperatura de dos cuerpos.
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6CAPÍTULO
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¿Sabías qué...?
Joseph Black nació en Burdeos en 1728 y falleció en Edimburgo en 1799.
La historia de la ciencia lo considera una figura destacada de la Ilustración escocesa y lo muestra como un hom-bre modesto, un excelente profesor, un químico brillante, un médico sim-pático, un experto asesor sobre asun-tos científicos y una persona agrada-ble y culta.
Sus técnicas de investigación y sus meticulosas descripciones aún son fuente de consulta para los investigadores.
Joseph fue quien diferenció calor de temperatura, identificó que el pará-metro específico que indica la can-tidad de energía necesaria para au-mentar una unidad de masa en una unidad de temperatura era diferente de un cuerpo a otro, y propuso la teo-ría del calor latente, todos temas de los que nos ocupamos en este libro.
En el mundo de hoy se ha adoptado un sistema coherente de magnitudes y unidades. Lo conocemos como Sis-tema Internacional de Unidades (SI) y su uso está recomendado por el Comité General de Pesas y Medidas y la ISO (International Standarization Organization) entidad encargada de favorecer normas de fabricación, comercio y comunicación en todo el mundo.
Las unidades de medida para las diferentes magnitudes físicas se ex-presan siempre con minúscula aun-que refieran a nombres propios; los símbolos se anotan en singular, sin punto y conservan la mayúscula si se trata de un nombre propio. Por ejem-plo: m (metro), g (gramo), K (kelvin), J (joule).
En el Sistema Internacional de Unidades (SI) se mide el calor específico en kJ/kg.K (kilojoule/kilogramo por grado kelvin). También se utiliza como unidad a cal/g. ºC
El calor específico del agua es de 1 cal/g . ºC.
Convendría remarcar que los grados kelvin en esta expresión representan una variación de temperatura de un grado, de modo que es indistinto decir kJ/kg.K o kJ/kg.ºC. Si bien en el SI la unidad de temperatura es el K, para
estos casos no cometemos un error si usamos ºC.
La caloría es una unidad que surgió cuando se suponía que el calor era un fluido que pasaba de un cuerpo a otro. En la actualidad no se la incluye en el Sistema Internacional de Unidades (SI) pero todavía aparece en algunos casos para expresar el poder energético de un alimento. Por ejemplo en la información nutricional de un paquete de galletitas se lee: por porción 101 kcal = 422 kJ o sea 101.000 cal = 422.000 J.
Recordemos la equivalencia entre joule y caloría:
1 cal= 4,18 J
Imaginen el ambiente del aula al ingresar a ella, los objetos que allí se encuentran comparten con el aire su temperatura. Si colocan una mano sobre un libro o carpeta, la mano, al tener mayor temperatura, le transferirá calor a la carpeta. Si hacen lo propio con la estructura metálica de un pupitre, la mano también transferirá calor a la estructura. Si prueban este expe-rimento descubrirán que la sensación es diferente: la estructura metálica parece estar más fría. Lo que ocurre en realidad es que el metal es mejor conductor del calor que el papel y la mano en contacto con la estructura metálica se “enfría” más rápido.
Convendría remarcar que los grados kelvin en esta expresión representan una variación de temperatura de un grado, de modo que esindistinto decir kJ/kg.K o kJ/kg.ºC. Si bien enel SI la unidad de temperatura es el K, para
estos casos no cometemos un error si usamos ºC.
La caloría es una unidad que surgió cuando sesuponía que el calor era un fluido que pasaba deun cuerpo a otro. En la actualidad no se la incluyeen el Sistema Internacional de Unidades (SI) perotodavía aparece en algunos casos para expresar elpoder energético de un alimento. Por ejemplo en la información nutricional de un paquete de galletitas se lee: por porción 101 kcal = 422 kJ o sea 101.000cal = 422.000 J.
Recordemos la equivalencia entre joule y caloría:
1 cal= 4,18 J
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Donde la cantidad de calor Q se mide en kJ (miles de Joules), el calor específico c en kJ/kg.K o cal/g.ºC y las temperaturas final e inicial en grados K o en ºC.
Una característica de un cuerpo es su capacidad térmica o calorífica que informa la cantidad de energía que absorbe o cede por unidad de variación de temperatura y se define como el cociente entre el calor intercambiado y la variación de temperatura del material.
medida en kJ/K o kJ/ºC
De acuerdo con el principio de conservación de la energía, suponiendo que no existen pérdidas, cuando dos cuerpos a diferentes temperaturas se ponen en contacto, el calor tomado por uno de ellos ha de ser igual en cantidad al calor cedido por el otro.
Los materiales que se “calientan” rápido y se enfrían rápido son aquellos de bajo calor específico. Necesitan poca energía para variar su temperatura.
En cambio los que se “calientan” lento y se enfrían lento, son los que tienen un gran calor específico y requieren mucha energía para variar su temperatura.
El valor del calor específico de una sustancia nos da una idea de la rapidez con que esa sustancia puede transferir calor. Por ejemplo el hierro varía su tempe-ratura más rápido que el carbón porque su calor espe-cífico es menor. Esta propiedad distingue dos grupos de materiales: conductores y aislantes.
Intercambio de calor
La cantidad de energía recibida o cedida por un cuerpo para exclusivamente variar su temperatura se llama calor sensible y se expresa mediante la ecuación:
Q = m.c. = m.c. (Tf-Ti)
6
6CAPÍTULO
187
¿Sabías qué...?
Para todo proceso de transferencia calorífica que se realice entre dos cuerpos puede escribirse entonces la ecuación:
Q1 = - Q
2
En donde el signo (-) indica que un cuerpo cede el calor, mientras que en el otro se absorbe. Recu-rriendo a la ecuación calorimétrica, la igualdad anterior puede escribirse en la forma:
m1c
1(Te - T
1) = -m
2c2(Te - T
2)
Donde el subíndice 1 hace referencia al cuerpo de menor temperatura y el subíndice 2 al de mayor temperatura. La temperatura Te en el equilibrio (temperatura final Tf) será superior a T
1 e inferior a T
2.
Veamos el proceso con un ejemplo:
Supongamos que en un recipiente aislado tengamos 1 kg de agua a 20 ºC y le agreguemos 1 kg de hierro a 80 ºC. Después de un tiempo alcanzan la temperatura de equilibrio que deberá ser mayor a 20 ºC y menor que 80 ºC.
Para calcular la temperatura final tengamos en cuenta que el hierro se va a enfriar (cede calor) y el agua se va a calentar (recibe calor). Como no puede salir calor del recipiente porque es aislado, el calor que pierde el hierro tiene que ser el calor que gana el agua.
Entonces podemos escribir:
Q ganado por el H2O
= - Q cedido por el Fe
El signo menos indica que el hierro pierde energía al cederla y su temperatura final será menor que la que tenía inicialmente. O lo que es lo mismo, en todos los casos similares se cumplirá:
Q ganado + Q cedido = 0
Y si fueran tres los cuerpos, sucedería lo mismo:
Las unidades utilizadas deben ser coherentes, por lo que hay que re-visar siempre los datos que se usan en las fórmulas. Por ejemplo: si la masa está en kg, el calor específico debe expresarse en kJ/kg. K o kJ/kg. ºC, si la masa está en gramos el calor específico deberá estar en kJ/g. K o kJ/g. ºC.
Q 1
+ Q 2
+ Q 3
= 0
Siguiendo con el ejemplo anterior:
magua.ceagua. (Tf - Tiagua) = - mhierro.cehierro. (Tf-Tihierro)
Reemplazando:
1 kg. 4,186 kJ/kg ºC. (Tf - 20 ºC) =
= - 1 kg. 0,45 kJ/kg ºC (Tf - 80 ºC)
Al aplicar la propiedad distributiva nos queda:
Intercambio de energía térmica6
188
¿Sabías qué...?
Actividades
¿Qué argumentos pueden dar
temperatura del hierro es mucho más grande que la del agua?
4,186.Tf - 83,72 = -0,45.Tf + 36 agrupando
4,186.Tf + 0,45.Tf = 36 + 83,72 de modo que
4,636. Tf = 119,72
Tf = 119,72/ 4,636
Tf = 25,82 ºC
De este resultado surge que la variación de tempera-tura del hierro fue de -54,18 ºC (25,82 - 80) (pérdida de temperatura), mientras que la del agua resultó ser de 5,82 ºC (25,82 - 20), (aumento de temperatura).
Usamos el término fase para describir un estado espe-cífico de la materia, como sólido, líquido, gas o plasma.
Una sustancia experimenta una transición de fases cuando cambia su estado físico. Un ejemplo cotidiano lo encontramos en el comportamiento del agua, que existe en la fase sólida como hielo, en la fase gaseosa como vapor, o simplemente como agua líquida.
Una transición de una fase a otra es un cambio de fase. Para que ocurra, se pone en juego cierta cantidad de energía que se absorbe o se cede como calor.
Para una presión dada, el cambio ocurre a una tem-peratura definida, que permanece constante mientras este se produce.
Otra vez debemos referirnos a Joseph Black porque fue él quien, durante uno de sus experimentos, se llevó una sorpresa: al colocar hielo a calentar observó que no variaba de temperatura mientras se fundía. Para explicar lo que ocurría introdujo el concepto de calor “latente”. Para medirlo realizó distintas experiencias colocando hielo en agua líquida a alta temperatura. Pudo comprobar que siendo iguales las masas de agua líquida y sólida, siendo 80 ºC y 0 ºC sus temperaturas, todo el hielo se fundía y la
Los descubrimientos de Joseph Black fueron de vital importancia para el desarrollo de la máquina a vapor. James Watt, su inventor, fue ayudante y amigo de Black y supo aprovechar el conocimiento cien-tífico compartido para aplicarlo en el desarrollo de un producto tec-nológico que originó la Revolución Industrial.
6
6CAPÍTULO
189
temperatura final era de 0 ºC. Concluyó que el calor latente de fusión del hielo era ochenta veces mayor que el calor específico del agua.
Un problema de la época de Black era que los fabricantes de whisky debían gastar enormes canti-dades de combustible para convertir agua en vapor y luego tenían que retirar una cantidad grande de calor para volver a obtener líquido. Luego de meticulosas mediciones lo resolvió: existía un calor latente asociado al paso de agua líquida a vapor.
Cuando una sustancia sólida se calienta, pasa del estado sólido al estado líquido en un proceso denominado fusión, que se produce cuando se alcanza una temperatura característica llamada temperatura de fusión TF. De manera similar, si el líquido pierde calor y su temperatura desciende por debajo de TF pasará al estado sólido en un proceso que se denomina solidificación.
Un líquido sufre una transición al estado de vapor denominada vaporización cuando alcanza su temperatura de ebullición TE. Para lograrlo necesita recibir una cantidad de calor por unidad de masa llamada calor de vaporización.
El proceso inverso ocurre si un vapor cede calor y su temperatura desciende a valores inferiores a TE porque se enfría, pasa al estado líquido. A este cambio de estado físico se lo denomina licuefacción. Otro tipo de transición es la sublimación, que es el cambio de estado sólido a vapor, sin pasar por un estado líquido intermedio.
Si alcanzado el estado gaseoso seguimos aportando energía hasta alcanzar temperaturas muy altas, la materia adopta un cuarto estado al que llamamos plasma, tema que mencionamos en el capítulo sobre reacciones nucleares.
Todos los cambios de fase llevan aparejado un intercambio de calor, donde la cantidad involucrada se denomina calor latente de transformación.
Puesto en fórmula se expresa como:QT = m. ±LT
Esta expresión indica que el calor transferido en un cambio de estado no depende de la tempera-tura, pero sí de la cantidad de sustancia, representada por la masa. La constante L, llamada calor latente, es característica de cada material y está determinada por sus propiedades moleculares.
Si L > 0 - absorbe calor durante el cambio de estado.
Si L < 0 - cede calor durante el cambio de estado.
Como todo proceso físico reversible, la cantidad de calor es la misma, lo que cambia es el signo. Usamos el signo (+) cuando el material absorbe calor y por ejemplo se funde, y el signo (-) cuando cede calor y el material solidifica.
PLASMA LÍQUIDO
SÓLIDO
GASDesionización
Ionización
Condensación
Vaporización
Fusión
Solidificación
DeposiciónSublimación
Cambios de estado
Intercambio de energía térmica6
190
Para la netbook
Les proponemos transformar un kilogramo de hielo a -10 ºC en un kilogramo de vapor a 100 ºC, determinando la cantidad de calor que hay que suministrar para lograrlo.
Tengamos en cuenta que:
Calor específico del hielo cH = 2,09 kJ/(kg ºC)
Calor de fusión del hielo LF = 334 kJ/kg
Calor específico del agua cA = 4,18 kJ/(kg ºC)
Calor de vaporización del agua Lv = 2260 kJ/kg
1 kJ equivale a 1000 J
Etapas:
1. Se eleva la temperatura de 1 kg de hielo de -10 ºC a 0 ºC
Q1 = m.c. (Tf -Ti) = 1·2,09·(0-(-10)) = 20,90 kJ
2. Se funde el hielo
Q2 = 1·334 = 334 kJ
3. Se eleva la temperatura del agua de 0º C a 100 ºC
Q3 = 1·4,18·(100-0) = 418 kJ
4. Se convierte 1 kg de agua a 100 ºC en vapor a la misma temperatura. Q4 = 1·2260 = 2260 kJ
Por lo tanto la cantidad total de calor que se necesita para transformar 1 kg de hielo en vapor a 100 ºC es la suma de las energías necesarias en cada etapa.
Qt = Q1 + Q2 + Q3 + Q4 = 3032,90 kJ
Como pueden apreciar por los resultados para vaporizar el agua se necesita más de 5 veces la energía (2260 kJ) usada para elevar la temperatura de 0 a 100 ºC (418 kJ).
¿Qué cantidad de energía hay que suministrar a 100 gramos de hielo de agua a -10 ºC para transformarlo en vapor de agua a 110 ºC?
Para ampliar esta información pue-den ingresar a:
Sitio: Instituto de Enseñanza Se-cundaria Alonso Quesada, España. “Cambios de estado”.
Enlace: http://www.iesalonsoque-sada.org/inicio/fisica/departafyq/animaciones/cambiosestado.swf
Actividades
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6CAPÍTULO
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¿Qué tienen en común y en qué se diferencian las siguientes imágenes?
Tem
pera
tura
Cantidad de calor añadido
Ec crece Ec creceEc aumenta
Ec constante
Ep aumenta
Ec constante
Ep aumenta
sólid
o
fusión
sólido - líquido
líquido - gas
líquido
vaporización
gas
A
Teb
Tfus
BC
DE
F
Ec: Energía cinética Ep: Energía potencial
Tem
pera
tura
Cantidad de calor añadido
Ec crece Ec creceEc aumenta
Ec constante
Ep aumenta
Ec constante
Ep aumenta
sólid
o
fusión
sólido - lílíquido
líquido - gas
líquido
vaporización
gas
A
TebT
Tfus
BC
DE
F
Ec: Energía cinética Ep: Energía potencial
Intercambio de energía térmica6
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Hemos planteado que el calor es energía en tránsito, nos queda pensar acerca de las diferentes formas en que se efectiviza ese tránsito.
En las imágenes anteriores pueden observar distintas formas de contacto entre materiales: la plancha tiene mayor temperatura que la tela, la mano mayor temperatura que el agua con hielo.
La imagen superior derecha muestra el aire caliente pasando a través del cabello, la inferior derecha en cambio nos muestra el efecto de las brasas sobre la carne.
El calor está presente en todos los casos, se transmite casi siempre a través de distintos mecanismos que operan a menudo al mismo tiempo. Este es el caso que nos presenta las últimas imágenes, que reúne conducción (la plancha sobre la ropa), la convección (el líquido dentro de la olla y el aire sobre la fogata) y la radiación (todos los objetos a mayor temperatura que el aire irradian al ambiente). ¿Se dan cuenta de que a veces la transferencia de calor puede tener lugar incluso cuando los objetos a diferentes temperaturas no están en contacto?
La transferencia de calor por conducción se produce entre cuerpos que están en contacto, o entre partes de un mismo cuerpo que se encuentran a diferentes temperaturas. Es causada por la transferencia de energía cinética de una molécula a la adyacente que posee una velocidad de vibración menor. Debido a que la velocidad de vibración de las partículas es directamente proporcional a la temperatura, el cuerpo caliente cede energía al frío, que va aumentando de temperatura, hasta que se alcanza el equilibrio térmico.
La convección es el transporte de energía que se verifica simultáneamente con el transporte del propio medio. Se produce en fluidos, y cuando el movimiento sólo depende de las diferencias de densidad debido a las diferencias de temperatura, se denomina convección natural o libre. En cambio cuando el movimiento es inducido por algún agente externo (una bomba, un ventilador, un secador de cabello), el proceso se denomina convección forzada.
Cuando una masa de un fluido se calienta al estar en contacto con una superficie que tiene mayor temperatura, sus moléculas se separan y se dispersan, causando que la masa del fluido llegue a ser menos densa desplazándose hacia arriba hasta una región de menor tempera-tura. Las masas de menor temperatura (más densas) se desplazan hacia abajo. Esto provoca una corriente de convección, una circulación del fluido de abajo hacia arriba y viceversa. Un ejemplo de este mecanismo de transferencia de energía es el movimiento ascendente del aire húmedo en la atmósfera, que se origina en un día cálido y soleado cuando la radiación solar calienta el suelo y el aire cercano a la superficie se calienta y sube, dando lugar a la formación de nubes.
Se dice que el calor se propaga por la radiación cuando la transmisión de calor entre dos cuerpos es a través de la radiación emitida por una fuente, incluso si hay un vacío entre los dos. Todos los cuerpos emiten continuamente calor por radiación y la intensidad la emisión depende de la temperatura y la naturaleza de la superficie. En este caso la energía se propaga en forma similar a la radiación visible, difiriendo solo en su frecuencia y longitud de onda. Para altas temperaturas el intercambio de calor por radiación se convierte en el mecanismo predominante.
La energía del cuerpo radiante es llevada por las ondas electromagnéticas y, por tanto, presenta las características de un fenómeno ondulatorio que no necesita la presencia de un medio material; de hecho, en el vacío se produce de la manera más eficiente.
En resumen: el calor puede trasmitirse con la ayuda de un soporte material por choques de unas par-tículas contra otras o sin soporte material siendo entonces la propagación de naturaleza ondulatoria.
En el primer caso los mecanismos reciben el nombre de conducción y convección, en el segundo se denomina radiación.
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6CAPÍTULO
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Son ejemplos de conducción cuando una cuchara se calienta dentro de un plato de sopa recién servida o cuando nos lavamos las manos con agua caliente. También habrá un flujo de calor hacia el exterior a través de una pared que separa una habitación con calefacción de un medio externo que se encuentra a una temperatura menor.
Son ejemplos de convección la calefacción a través del aire o el agua caliente, las corrientes oceánicas, la lava de los volcanes, el calentamiento del agua dentro de una cacerola sobre una hornalla de gas encendida, el aire que asciende formando columnas oscilantes sobre una ruta calentada por el sol.
El agua encerrada en una botella y expuesta al sol se calienta por radiación, de la misma manera que recibe calor por radiación quien saca una pizza del horno o se acerca a un fogón. Nuestro cuerpo con poco abrigo cede calor al ambiente por radiación durante una nevada.
Una aplicación de la transferencia de calor puede en-contrarse en las centrales térmicas, cuya finalidad es la generación de energía eléctrica, incluyendo en esta categoría a las centrales nucleares. Todas ellas siguen un ciclo en el que por algún método se calienta agua hasta el punto de ebullición, para crear vapor que mueva las aletas de una turbina acoplada a un gene-rador eléctrico (alternador) y de ese modo disponer de energía eléctrica.
SIN MEDIO MATERIALMEDIO MATERIAL
CONDUCCIÓN RADIACIÓN (mecanismo electromagnético)
CONVECCIÓN (necesita un fluido que se desplace)
TRANSPORTE DE ENERGÍA
Conducción
(necesita un T)
Convección
Radiación
Mecanismos de transferencia de calor
Intercambio de energía térmica6
194
Para la netbook
Desde el punto de vista energético, una diferencia entre las centrales térmicas convencionales y las centrales nucleares está presente en el proceso en el que se le adiciona energía al agua para lograr su paso de estado líquido al estado de vapor. En la central térmica se produce un proceso de transformación química (combustión), mientras que en la central nuclear se establece un proceso de transformación física (fisión). Otra diferencia reside en los altos volúmenes de combustible que requiere una central térmica convencional, comparados con las pequeñas cantidades de uranio 235 que ponen en funcionamiento el reactor de una central nuclear.
El gráfico muestra las partes y los procesos que acontecen en una central termoeléctrica:
La imagen también nos permite identificar los impactos sobre el ambiente que ocasiona el funcio-namiento de este tipo de centrales:
a) Los residuos producidos por la combustión se in-yectan en la atmósfera o se descartan luego de la limpieza de la caldera.
b) El calentamiento del agua de río, lago o mar en las instalaciones de ciclo abierto donde el agua se utiliza como refrigerante.
Para mejorar el aprovechamiento de la energía, se han diseñado y puesto en funcionamiento centrales termoeléctricas denominadas de ciclo combinado.
Son un tipo de central que utiliza gas natural, fuel oil o carbón como combustible para alimentar una turbina de gas. Los gases de escape de este proceso le ceden calor al agua, se produce vapor y con este se mueve una segunda turbina. Cada turbina está acoplada a un generador de electricidad.
Para reconocer cada parte de la central y la función que cumple, pueden visitar una animación en:
Sitio: Educalab. “Central térmica”.
Enlace: http://almez.pntic.mec.es/jrem0000/dpbg/2bch-ctma/tema11/TERMICA11.swf
La energía obtenida en la combustión se emplea en calentar el agua El vapor hace mover
a la turbina
Vapor de agua
Agua
Entrada del refrigeranteEntrada de combustible
Salida del refrigerante
Salida del residuos sólidos
Salida de residuos gaseosos
El agua pasa a gas a gran temperatura y presión
El movimiento de la turbina se transmite a un generador, que produce la co-rriente eléctrica.
Por último, el agua vuelve a la caldera para ser calentada nuevamente y así repetir el ciclo
Una vez que sale el vapor de la turbina, se convierte en agua líquida en el condensador
El combustible se quema en una caldera que está rodea-da de una red de tuberías por las que circula agua
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6CAPÍTULO
195
Actividades
En nuestro país hay varias de estas centrales, espe-cialmente en las provincias de Santa Fe, Córdoba y Buenos Aires.
En 2004 se creó la empresa ENARSA (Energía Argentina SA). En su sitio encontramos información sobre las diferentes centrales que tiene nuestro país: http://www.enarsa.com.ar
Central Brigadier López, ubicada en Sauce Viejo, provincia de Santa Fe.
Félix Rodríguez fabricó un termómetro propio cuyos puntos “fijos” son 40 FR (grados Félix Rodríguez) para la fusión del hielo y 240 FR para la ebullición del agua. Si utilizáramos este termómetro, ¿cuántos grados FR marcará si la temperatura del aire es de 20 ºC? ¿Qué temperatura FR corresponde al cuerpo humano? Argumenten sus respuestas.
En una película norteamericana, el personaje Rocky Balboa hace referencia a la tempera-tura de un bloque de hielo diciendo “14 grados”. ¿Habrá un error en la traducción? ¿Cómo explican esta medida?
Los cubos de hierro de la figura acaban de salir de una estancia prolongada en un horno a 260 ºC. ¿Tendrá uno mayor energía que el otro? ¿Tendrá uno mayor temperatura que el otro? Justifiquen las respuestas.
Un forjador (herrero) pone en un horno a 1000 ºC una pieza de cinc. Lee la temperatura de la pieza a cada minuto, obteniendo: 30º, 70º, 200º, 420º, 420º, 420º, 420º…
¿Por qué habrá tantas lecturas a 420? Si deja la pieza suficiente tiempo dentro del horno, ¿podrá subir la temperatura de la pieza hasta los 1000 ºC del horno? Si esto sucede, ¿qué habrá pasado con la pieza de cinc? Si la pieza introducida en el horno hubiese sido de hierro, ¿existirían múltiples registros de temperatura a 420 ºC? ¿Alcanzará la temperatura de la pieza los 1000 ºC del horno? ¿En qué estado de agregación estará el hierro en ese momento? Justifiquen sus respuestas.
Un grupo de compañeros de estudio estaba disfrutando de una jornada de campo. Juan, con la ayuda de José, eran responsables de utilizar la cocina del lugar. Juan puso dos ca-cerolas sobre el fuego para hervir unas papas. Cuando el agua de ambas cacerolas hirvió, puso las papas y bajó la llama de una de las hornallas dejando alta la otra. Pensaba que en la hornalla con la llama alta las papas se cocinarían más rápido. José le dijo que tardarían lo mismo en cocinarse. ¿Quién tiene razón? ¿Por qué?
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A BHierro Hierro
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6
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Analicen, discutan y comenten qué sucedería si calentamos la misma masa de agua y aceite, en el mismo foco calorífico y durante el mismo tiempo.
Un grupo de alumnos realizó la experiencia uti-lizando agua y aceite de motor, los resultados obtenidos fueron presentados en el siguiente gráfico:
Estos resultados, ¿confirman o rechazan las hipótesis que se plantearon? ¿Podrían compa-rar los calores específicos del agua y el aceite?
Tengan en cuenta los datos aportados por la tabla, a la hora de responder:
Material aluminio agua plomo carbón acero amoníaco alcohol titanio PVC
c [kJ/(kg ºC)] 0,898 4,186 0,13 1,3 0,447 4,70 0,60 0,54 0,9
a) Se colocan en un horno dos cubos de iguales masas, uno de aluminio y el otro de plomo, a iguales temperaturas de 20 ºC. Al encenderse el horno, ¿cuál de ellos alcanzará primero la temperatura de 150 ºC? Justifiquen su respuesta.
b) Dejando al rayo del sol un destornillador de acero con mango de PVC, y suponiendo que la cantidad de material que forma cada parte es la misma, comparen las temperaturas que alcanzan la parte metálica y el mango. ¿Cuál alcanzó mayor temperatura?
c) ¿Cuánto calor es necesario suministrar a 3 kilogramos de aluminio para que eleve su temperatura en 10 °C?
d) ¿Cuál de las sustancias que aparecen en la tabla anterior es la que peor conduce el calor? ¿Cuáles se comportan parecido entre sí frente a la transferencia de calor?
e) Si quieren aumentar la temperatura de 4 kilogramos de plomo y de 2 kilogramos de carbón de 10 a 50 ºC, necesitan: ¿igual, más o menos energía en cada caso? Justifiquen el porqué.
f) Si 100 gramos de aluminio a 70 ºC se sumergen en 100 gramos de alcohol a 10 ºC, ¿cuál será la temperatura de equilibrio?
g) Mezclamos dos sustancias de igual masa y naturaleza siendo las temperaturas iniciales 36 ºC y 14 ºC. Determinen la temperatura de equilibrio.
h) En un termo hay 5 kilogramos de agua a 25 ºC. Se agregan 5 kilogramos de agua a mayor temperatura, de manera tal que la mezcla quede a 36 ºC. Determinen la temperatura del agua agregada. Si la cantidad de agua agregada fuera de 15 kilogramos ¿qué valor final tomaría la temperatura de la mezcla?
i) Una geóloga en el campo bebe su café matutino en una taza de aluminio. La taza tiene una masa de 0.120 kilogramos e inicialmente está a 20 ºC. Cuando se vierte en ella 0.300 kilogramos de café inicialmente a 70 ºC, ¿qué temperatura alcanzan la taza y el café en equilibrio térmico? (Supongan que la capacidad calorífica del café es la del agua y que no hay intercambio de calor con el entorno).
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6CAPÍTULO
197
¿Vamos al laboratorio?
El rol de un abrigo
Tomen dos frascos iguales e introduzcan dos cubitos de hielo en cada frasco.
Envuelvan uno con un abrigo, por ejemplo una campera, y coloquen al otro en el mismo ambiente, sin ningún envoltorio.
Dejen transcurrir un tiempo, por ejemplo media hora, y retiren el abrigo. Para determinar un intervalo de tiempo conveniente pueden esperar a que al menos la mitad del hielo del frasco sin envoltorio se haya fundido.
Comparen los resultados obtenidos. Una referencia para comparar podría ser medir con una probeta la cantidad de agua líquida que contiene cada frasco.
Podrán comprobar que los “abrigos” no calientan, retardan la transferencia de calor por ser malos conductores del mismo.
El hielo envuelto en el abrigo conserva más tiempo su baja temperatura, porque el abrigo es un aislante térmico que impide que el hielo absorba energía del ambiente.
Un extraño molinete
Tomen un cuadrado de papel (por ejemplo de 6 x 6 cm), dóblenlo por sus líneas medias y ábranlo. Quedará marcado el centro.
Coloquen el papel sobre una punta de aguja (pueden utilizar un trozo de corcho como base), de modo que el centro del papel apoye sobre la punta.
Acerquen lentamente la mano (levemente curvada) y el papel comenzará a dar vueltas.
Predigan y luego comprueben que sucederá si:
- Alejamos la mano.
- La volvemos a acercar.
- Acercamos la otra mano.
Esta rotación misteriosa hizo que algunos imaginen que el cuerpo posee ciertas propiedades sobrenaturales. Sin embargo la causa de este fenómeno es la transferencia de calor entre la mano y el aire próximo al molinete.
Un observador atento puede darse cuenta de que el molinete descrito gira en una dirección determinada, es decir, desde la muñeca, siguiendo la palma de la mano, hacia los dedos. Esto puede explicarse por la diferencia de temperatura que tienen las mencionadas partes de la mano: los extremos de los dedos están siempre a menor temperatura que la palma de la mano; por este motivo, cerca de la palma se origina una corriente de aire ascendente más intensa, que empuja el papel con más fuerza que la corriente próxima a los dedos.
Intercambio de energía térmica6
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El aserrín dibuja círculos
Coloquen un vaso de precipitados casi lleno de agua sobre una malla sostenida por un trípode. Coloquen un mechero encendido de manera tal de calentar el borde del vaso de precipitados. Introduzcan en el vaso una cucharada de aserrín.
Observen, describan y discutan.
La “serpiente” de papel
Fotocopien el espiral de la figura o dibujen uno similar. Recorten a modo de serpentina, si-guiendo el espiral. Sujeten con un hilo de coser la serpentina desde su centro y cuélguenla utilizando un soporte que permita colocar debajo una fuente de calor.
Anticipen qué sucederá al colocar debajo, por ejemplo, una vela encendida.
Comprueben sus anticipaciones y traten de redactar una explicación sobre lo que sucede.
La propagación del calor y el alambre
Dispongan mediante soportes un alambre horizontal (puede ser una aguja de tejer).
Espaciados cada 2 cm, peguen con parafina trocitos de metal iguales sobre el alambre.
Calienten el alambre desde uno de los extre-mos utilizando un mechero de alcohol u otra fuente de calor. Observen lo que sucede y redacten sus conclusiones.
Condensación en una bolsa
Mojen con agua a temperatura ambiente un trozo de tela (por ejemplo un trapo rejilla).
Escúrranlo para eliminar el exceso de agua.
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6CAPÍTULO
199
Coloquen la tela en una bolsa plástica transparente, procurando quede encerrado aire en el interior de la bolsa. Ciérrenla.
Coloquen la bolsa durante una hora en un lugar cálido, cerca de un calefactor o bajo la acción directa de los rayos del sol.
Observen qué sucede y compartan la explicación con sus compañeros.
¿Cómo podríamos modificar el experimento para que las gotas aparecieran más rápido?
Un experimento sorprendente
Tomemos un tubo de ensayo grande, llenémoslo de agua en sus tres cuartas partes y sumer-jamos en él un trocito de hielo. Para enviarlo al fondo agreguemos una plomada de las que se utilizan en las líneas de pesca. Sostengamos el tubo con un soporte de madera y acerquemos su parte superior a un mechero de alcohol (la llama solo debe tocar esta parte del tubo). El agua no tardará en hervir y comenzará a desprender vapor. Pero, he aquí un hecho extraño: el hielo que hay en el fondo de la probeta... ¡no se funde! ¡Permanece sólido aún en agua hirviendo!
La explicación se reduce a que en el fondo del tubo el agua no sólo no hierve, sino que perma-nece fría.
La porción de agua que hierve es exclusivamente la que está arriba. Lo que tenemos no es, pues, “hielo en agua hirviendo”, sino “hielo debajo de agua hirviendo”.
El agua cuando se calienta se dilata y se hace más liviana, por lo cual, no baja hacia el fondo, sino que se queda en la parte superior del tubo. Las corrientes convectivas sólo aparecen en la parte superior del tubo, el agua fría más densa permanece en el fondo junto al trozo de hielo y la plomada.
Intercambio de energía térmica6
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Experiencias virtuales
Para experimentar con:
Simulación de la transferencia de calor entre el metal y el agua.
Determinación del calor específico de un metal.
Determinación del calor latente de fusión del hielo.
Ingresen en:
Sitio: Universidad de IOWA, Estados Unidos (en inglés). “Transferencia de calor entre metal y agua”.
Enlace: http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/ thermochem/heat_metal_ice.swf
Este sencillo simulador representa un calorímetro, un recipiente aislado para mezclar sus-tancias a diferentes temperaturas. Se puede determinar la temperatura de equilibrio de algunos trozos de metal con agua, e incluso de hielo con agua. También nos permite de forma experimental determinar el calor específico de los siguientes metales: Ag, Au, Cu, Fe y comparar con el valor definido en la animación. Para ello basta con elegir el metal corres-pondiente, seleccionándolo con el ratón (botón izquierdo) en el círculo correspondiente e indicar las condiciones de temperatura inicial para el metal y para el agua. También habrá de definirse la masa de metal y de agua, haciendo uso de las barras horizontales de tempe-ratura y masa, arrastrando el ratón.
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6CAPÍTULO
201
Por otro lado la animación sirve para determinar el calor específico de dos metales desconocidos, llamados X e Y, y el calor latente de fusión del hielo.
Elijan un metal de los que figuran en el simulador (silver = plata, gold = oro, copper = cobre, iron = hierro) haciendo clic en la opción que corresponda.
Pueden elegir la masa de metal (entre 20 y 120 gramos) y la temperatura inicial del metal (entre 20.0 y 220,0 °C). Para el agua en cambio, la masa puede variar entre 20 y 210 gramos, mientras que la temperatura inicial solo puede ser variada entre los 20 y los 40 ºC. La tecla start permite iniciar el experimento y la tecla reset volver los valores a cero.
Completen la siguiente tabla:
Nombre del metal
Masa de metal
Temperatura inicial metal Masa agua Temperatura
inicial aguaTemperatura de equilibrio
Lleven a cabo las simulaciones sugeridas y completen la tabla adjunta. Predigan la temperatura de equilibrio para cada caso:
Masa de
metal
Temperatura inicialmetal
Masaagua
Temperatura inicialagua
Temperatura de equilibrio
estimada
Temperatura de equilibrio obtenida
en el simulador
Simulación 1Plata 60,00 g 150,00 °C 30,00 g 20,00 °C
Simulación 2Oro 60,00 g 150,00 °C 30,00 g 20,00 °C
Simulación 3Cobre 60.00 g 150,00 °C 30,00 g 20,00 °C
Simulación 4Hierro 60.00 g 150,00 °C 30,00 g 20,00 °C
Teniendo en cuenta los resultados obtenidos, argumenten sobre cuál de estos cuatro metales es el que mejor conduce el calor.
2
1
Intercambio de energía térmica6
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3. Elijan como metal la plata (silver), tomando como masa de agua 30 gramos y temperatura 20 ºC. Usando la animación, completen la siguiente tabla:
Masa de plata (gramos) Temperatura inicial de la plata (ºC)
Temperatura de equilibrio de la mezcla metal-agua (ºC)
60 35
60 80
60 145
60 220
90 55
90 115
90 180
90 220
120 30
120 75
120 160
120 220
Determinen el calor específico de la plata, haciendo uso de la ecuación:
Q cedido por el metal = Q ganado por el agua
Y compárenlo con el que viene especificado en la animación.
¿Se obtiene el mismo valor, independientemente de la masa de plata tomada y de su tempe-ratura inicial elegida?
¿Cómo es la curva de calentamiento del agua?
¿Qué significa el tramo inclinado y el tramo horizontal de la curva de calentamiento?
Tomen ahora para el agua otra masa y una temperatura inicial diferente y determinen experi-mentalmente la temperatura de equilibrio de la mezcla y con ello el calor específico de la plata. ¿Se obtiene el mismo valor independientemente de las masas elegidas y las temperaturas iniciales?
Utilicen la simulación para averiguar cuál es el metal X.
Elijan la opción metal X y denle valores a su masa y temperatura. Elijan una masa y una tempe-ratura para el agua.
Encuentren la temperatura de equilibrio.
Utilizando los datos disponibles calculen el calor específico del metal X mediante la fórmula:
cmetalX =
4
m agua .c agua . ΔΤ agua
mmetalX. ΔΤ metalX
3
6
6CAPÍTULO
203
6
5 Hagan lo propio para tratar de identificar el metal Y. Buscando en Internet indiquen qué metales podrían ser X e Y.
Elijamos un metal, por ejemplo, el hierro (iron). Estimen qué sucedería con la temperatura de equilibrio en los siguientes casos, teniendo en cuenta el valor dado como ejemplo:
Hierro Masa de metal
Temperatura inicial
del metal
Masade agua
Tempera-tura inicial
del agua
Temperatura estimada
Temperaturade equilibrio
con el simulador
ejemplo 60,00 g 150,00 °C 30,00 g 20,00 °C - 43,10 °C
1 30,00 g 150,00 °C 30,00 g 20,00 °C
2 120.00 g 150,00 °C 30,00 g 20,00 °C
3 60.00 g 150,00 °C 60,00 g 20,00 °C
4 120.00 g 180,00 °C 30,00 g 20,00 °C
5 60,00 g 150,00 °C 60,00 g 40,00 °C
¿Qué sucede con la temperatura de equilibrio si se aumenta la masa del metal? ¿Qué sucede con la temperatura de equilibrio si se disminuye la masa del metal?
¿Qué sucede con la temperatura de equilibrio si se aumenta la masa de agua? ¿Qué sucede con la temperatura de equilibrio si se disminuye la masa del agua?
Usando la animación determinen la temperatura de equilibrio para una mezcla de 30 g de agua a 20 ºC con 100 gramos de metal a 150 ºC y completen la siguiente tabla:
Metal Temperatura de equilibrio (º C) Calor específico (J/g·K)
Au
Cu
Fe
X
Y
Comparen los calores específicos dados en la animación con los obtenidos experimental-mente, haciendo el balance de energía: Q cedido por el metal = Q ganado por el agua
7
Intercambio de energía térmica6
204
Para el hielo, determinen su calor latente de fusión realizando el siguiente balance de energía, válido en el caso de que todo el hielo se haya fundido:
(m·Ce· (ti-tf))agua = mhielo·Lfusión + mhielo·Ceagua·(tf-o)
Para ello completar la siguiente tabla, seleccionando con el ratón 20 gramos de hielo a 0 ºC, y calcular el valor promedio de LFUSIÓN HIELO:
Masa de agua (gramos)
Temperatura inicial del agua (ºC)
Temperatura de equilibrio de la mezcla (ºC)
200 20
200 28
200 36
200 40
150 20
150 28
150 36
150 40
100 20
100 28
100 36
100 40
¿Qué tipo de curva se obtiene en el caso anterior? ¿En qué se diferencia una curva de calentamiento de una curva de enfriamiento? Comparen el valor promedio obtenido del calor de fusión del hielo, con el que aparece en la bibliografía (333,2 J/g).
Diseñen una experiencia que permita obtener el calor específico del hierro y realícenlo en el laboratorio escolar o utilizando la animación.
Si buscan aplicar lo aprendido y profundizarlo, sugerimos realizar las actividades propues-tas en:
Sitio: Instituto de Educación Secundaria Élaio. “Calor y temperatura”:
Enlace: http://ieselaza.educa.aragon.es/FisicaConceptualAplicada/Capitulo3/Archivos/Calor-Temperatura.swf
8
205
CAPÍTULO
7Las ondas transportan energía
Vivimos en un mundo en el que las ondas nos rodean por todas partes: lumínicas, sonoras, mecánicas... Gracias a ellas nos entretenemos viendo televisión o escuchando un programa de radio, podemos comuni-carnos con personas distantes usando un teléfono o un celular, tenemos la posibilidad de navegar en Internet, contemplar un paisaje o disfrutar una playa tomando el sol o “surfeando” entre las olas.
Los fenómenos ondulatorios son parte importante del mundo que nos rodea. A través de ondas nos llegan los sonidos, como ondas percibimos la luz; se puede decir que casi toda la información del mundo natural y artificial nos llega a través de ondas.
Un ejemplo claro de creación de una onda ocurre cuando lanzamos una piedra a un estanque de agua. La piedra mueve el agua cuando impacta en su superficie. Poco más tarde las partes adyacentes a la porción de agua en que cayó la piedra empiezan a moverse; noten que estas partes no fueron tocadas por la piedra, la per-turbación se extiende moviendo partes más alejadas del agua. Decimos que la perturbación se propagó, es decir se creó una onda.
LOS ELEMENTOS DE UNA ONDA
Una onda es una perturbación que se propaga por el espacio, es un movimiento repetido de un lado a otro en torno a una posición central, o posición de equilibrio. El recorrido, que consiste en ir desde una posición ex-trema a la otra y volver a la primera, pasando dos veces Distintas formas de ondas
Las ondas transportan energía7
206
Vocabulario +por la posición central, se denomina ciclo. El número de ciclos por segundo, se conoce como frecuencia de la oscilación.
Si pudiéramos sacar una foto de la perturbación pro-pagándose, obtendríamos la instantánea que congela las posiciones de todas las partículas en ese instante, dejando en evidencia la forma de la onda. Las partículas vibran alrededor de la posición de equilibrio pero no viajan con la perturbación. En una onda se propaga energía, pero no materia.
La rapidez de una onda depende del medio por el cual se propaga, por ejemplo el sonido se propaga con mayor rapidez en el agua que en el aire, mientras que la luz viaja más lento en el vidrio que en el aire. Para un medio dado se cumple siempre que la rapidez es constante y resulta del producto de la frecuencia por la longitud de onda
υ = . λ
De modo tal que si la frecuencia aumenta, para que el producto ( . λ) sea constante, necesariamente la longitud de onda debe disminuir, e inversamente.
Ciclo: se denomina ciclo a cada patrón repetitivo de una onda.
Período: es el tiempo que tarda la onda en completar un ciclo.
Frecuencia: número de ciclos que completa la onda en un inter-valo de tiempo. Si este intervalo de tiempo es de un segundo, la unidad de frecuencia es el Hertz (Hz). El período y la frecuencia es-tán relacionados de la siguiente manera:
=1/T
Amplitud: es la medida de la magnitud de la máxima pertur-bación del medio producida por la onda.
Longitud: habitualmente se la anota con la letra griega lambda y es la distancia entre puntos idén-ticos sucesivos de la onda, por ejemplo entre los puntos inicial y final de un ciclo o entre un valle de la onda y el siguiente. La uni-dad es el metro. Para distancias muy pequeñas es habitual usar submúltiplos como el nanóme-tro, que equivale a la millonésima parte de un milímetro. Ondas con frecuencia
pequeña
Longitud de ondagrande
Ondas con frecuencia grande
Longitud de ondapequeña
Período(tiempo)
Longitud(distancia)
Amplitud
Distancia
Tiempo
Cresta
Ciclo
Valle
Elementos de una onda
7
7CAPÍTULO
207
En cambio, si cambia el medio de propagación cambiarán la velocidad y la longitud de onda, per-maneciendo constante la frecuencia.
De todas las ondas que existen sólo las electromagnéticas no necesitan un medio de propagación, por lo cual también pueden viajar en el vacío, donde alcanzan la máxima velocidad conocida en el universo (aproximadamente 300.000 km/s). Al resto de las ondas se las llama materiales porque requieren de un medio elástico para propagarse.
Hay un par de diferencias entre ondas electromagnéticas y ondas materiales, que las podemos percibir con nuestros sentidos. Si no hay un medio entonces una onda de sonido no se propaga; así, sería imposible escuchar una explosión en la Luna, pues entre ella y la Tierra podemos considerar que hay vacío. En cambio parte de la luz que se refleja en su superficie llega a nosotros y permite observar lo que en ella sucede. La luz de un rayo llega a impresionarnos antes que el trueno, esto se debe a la diferente rapidez con la que se propagan la luz (onda electromagnética) y el sonido (onda mecánica).
En el caso de la luz la vibración es perpendicular a la propagación, por lo que el movimiento ondula-torio es transversal. En el caso del sonido la vibración tiene la misma dirección que la propagación, el movimiento ondulatorio es longitudinal, ya que el aire se comprime y se expande en la misma dirección que avanza el sonido, del mismo modo que sucede si perturbamos un resorte estirado.
Cuando se toca algún instrumento musical lo que se está haciendo efectivamente es hacerlo vi-brar. Por ejemplo, al tocar la guitarra, las cuerdas vibran y hacen vibrar a la caja de la guitarra. Las vibraciones hacen que el aire próximo se comprima y expanda: las perturbaciones se propagan y forman un sonido. Con cualquier otro instrumento musical sucede algo parecido.
Las vibraciones producidas por el foco sonoro (origen del sonido), hacen que el aire se comprima en unos puntos y se dilate en otros, transmitiendo la perturbación de unos puntos a otros alejándose del foco sonoro.
Diferencia en la propagación de una onda transversal y una longitudinal.
Las ondas transportan energía7
208
La perturbación se transmite en todas las direcciones en el medio que rodea al foco con una velocidad cons-tante, siempre que el medio sea isótropo (de iguales características físico químicas).
Resumiendo:
Para la netbook
Si desean experimentar la forma-ción de ondas en una cuerda les re-comendamos el simulador alojado en:
Sitio: PhET. “Onda en una cuerda”.
Enlace: http://phet.colorado.edu/es/simulation/wave-on-a-string
Sugerimos la descarga del completí-simo recurso virtual sobre ondas en el enlace:
Sitio: Educalab. “Ondas”
Enlace: http://educalab.es/recursos/historico/ficha?recurso=447
Propagación de una onda sonora en el aire
Presión aumentada
Presión disminuida
Presión atmosférica
Movimiento de las moléculas de aire
asociado con el sonido
Propagación del sonido
Cuerda de guitarra vibrando
Como ejemplos podemos mencionar:
El sonido es una onda longitudinal ya que el aire se comprime y se expande en la misma dirección que avanza el sonido.
La luz es una onda electromagnética que se propaga de modo transversal a las variaciones de campo electromagnético que la originan.
LA LUZ
La luz es una forma de energía capaz de provocar cambios en los cuerpos. Así, por ejemplo, nues-tra piel y la de muchos animales cambia de color cuando se expone a la luz solar. También es una importante fuente de energía para las plantas, que la utilizan para fabricar su alimento.
La luz se comporta en unos casos como onda y en otros como partícula: viaja como onda e inte-ractúa como partícula. De modo que su naturaleza es dual, tiene propiedades ondulatorias y corpusculares.
7
7CAPÍTULO
209
La humanidad en diferentes épocas trató de responder la pregunta: ¿qué es la luz?
El siglo XVII fue testigo del debate entre dos físicos acerca de la naturaleza de la luz: mientras Cristian Huygens, afirmaba que era de naturaleza ondulatoria, Isaac Newton planteaba que tenía naturaleza corpuscular. Recién sobre el final del siglo XIX la balanza se equiparó y todo terminó en un empate: los dos tenían parte de la razón, pero no toda…
En pocas palabras lo que pasó fue que en 1900 el físico alemán Max Planck estableció que los intercambios de energía entre materia y luz son posibles por cantidades finitas o cuantos de luz. Otro físico alemán, Albert Einstein, en 1905 explicó el efecto fotoeléctrico por medio de corpúscu-los de luz a los que llamó fotones y tiempo más tarde, en 1924, el físico francés Louis de Broglie postuló que los fotones tenían comportamiento ondulatorio y que la luz tenía comportamiento dual, es decir que es las dos cosas al mismo tiempo. Su genial conclusión: “Si las partículas son ondas, entonces las ondas son partículas” produjo una revolución que cambió la forma de expli-car el mundo que nos rodea, fue el inicio de la física cuántica.
¿Sabías qué...?
Lo raro o al menos particular, es que, cuando se comporta como partícula, su energía depende de la frecuencia definida según el modelo ondulatorio. Lo que ondula en una onda de luz es un campo electromagnético. Los fenómenos de refracción, reflexión, dispersión, etc. son explicables conside-rando la radiación electromagnética como ondas. El efecto fotoeléctrico sugiere que la radiación electromagnética también tiene comportamiento corpuscular y que la energía se radia en unidades pequeñas y separadas llamadas fotones, los cuales tienen energías definidas y se desplazan a la velocidad de la luz, cuyo valor en el vacío es de 299.792.458 m/s., un número grande por cierto.
Este no es el único caso, como podrán comprobar al profundizar los temas propuestos en este libro, hay magnitudes que se expresan en números muy grandes y otras en números muy pequeños. Para simplificar resulta más cómodo usar múltiplos y submúltiplos de la unidad, los que se obtienen anteponiendo al nombre de la unidad un prefijo. En la vida cotidiana los usamos sin prestarles demasiada atención. Por ejemplo, cuando usamos kilómetros para indicar la distancia entre dos ciudades, hemos antepuesto el prefijo kilo (mil) a la unidad metro. El mismo que aparece antepuesto a la unidad Hertz para indicar la frecuencia de emisión de Radio Nacional Buenos Aires (LRA1) 870 kHz evitando escribir 870.000 Hz.
Para ayudarlos en la tarea de familiarizarse con esta herramienta incorporamos la siguiente tabla:
Símbolo Factor por el que hay que multiplicar a la unidad
Representa de la unidad En números
tera T 1012 billón 1.000.000.000.000giga G 109 mil millones 1.000.000.000
mega M 106 millón 1.000.000kilo k 103 mil 1.000
hecto h 102 cien 100deca da 101 diez 10
100 unidad 1deci d 10-1 décimo 0,1centi c 10-2 centésimo 0,01mili m 10-3 milésimo 0,001
micro 10-6 millonésimo 0,000.001nano n 10-9 milmillonésimo 0,000.000.001pico p 10-12 billonésimo 0,000.000.000.001
Las ondas transportan energía7
210
La luz se define como el medio de transporte de ener-gía a través del espacio, un componente fundamental del universo y por lo tanto de nuestra vida cotidiana.
En física, la luz incluye todo el campo de radiación conocido como “espectro electromagnético” que corresponde a la distribución energética de todas las ondas electromagnéticas.
La luz que alumbra el lugar en que estamos, nuestra emisora de radio favorita, el horno de microondas de la cocina de un restaurante, la antena de telefonía móvil, la obtención de una placa radiográfica... Todo es el mismo fenómeno: radiación electromagnética. Todas tienen idéntica naturaleza y diferente frecuencia. Una pequeñísima parte del total, es la franja de radiación a la cual nuestro ojo es sensible y recibe el nombre de luz visible, sólo por el hecho de que nuestro ojo puede detectarla. La gama de frecuencias que corresponde a lo que nuestro ojo puede identificar se encuentra com-prendida entre los 790 - 700 THz (violeta) y los 480 - 405 THz (rojo) y la llamamos espectro visible. (Si consultan la tabla podrán escribir en números este intervalo de frecuencias).Antenas parabólicas de Canal 7
¿Penetra la atmósfera terrestre?
Tipo de radiaciónLongitud de onda (m)
Escala aproximada de la longitud de onda
Frecuencia (Hz)
Temperatura de los objetos en los cuales la radiación con esta
longitud de onda es la más intensa
Espectro electromagnético
Vista de una galaxia espiral barrada
7
7CAPÍTULO
211
¿Sabías qué...?
La mezcla de todos estos colores (frecuencias) da como resultado la luz blanca. Y viceversa: si des-componemos la luz blanca, utilizando por ejemplo, un prisma de vidrio, obtendremos todos los colores del espectro visible.
La frecuencia de oscilación de estas ondas determina su visibilidad o invisibilidad para nuestros ojos.
Isaac Newton (1643-1727) cuenta así en su tratado sobre la luz (donde detalla sus experimen-tos, observaciones y conclusiones) cómo observó los colores de la luz solar: “...La luz del sol es blanca. Después de pasar por un prisma muestra todos los colores que existen en el mundo visible. Todos juntos atraviesan el espacio y la atmósfera y producen el efecto de la luz blanca que es una mezcla de corpúsculos de distintas clases pertenecientes a los distintos colores”. [ ... ] “cada corpúsculo recibe una fuerza diferente de acuerdo a su propio color, lo que lo obliga a cambiar de trayectoria: la fuerza es máxima para el violeta y mínima para el rojo. Cada color se refracta a lo largo de una trayectoria distinta que se separa de los otros colores al emerger del prisma. En el caso del arco iris, son las gotitas de agua las que hacen el papel del prisma”. [ ... ] “Los colores separados del espectro deben poder mezclarse nuevamente mediante un segundo prisma colocado en posición conveniente, pues de lo contrario la explicación sería errónea. Este proceso es justamente el inverso al anterior y debe obtenerse en consecuencia luz blanca de los colores previamente separados”. También se dio cuenta de que al hacer girar rápidamente un disco pintado con diferentes colores, se veía blanco.
Kuhn descubrió en 1924 que las abejas ven la luz ultravioleta y es en esta época que se demues-tra que algunas flores reflejan estas longitudes de onda (UV). La abeja distingue verde, azul y ul-travioleta; con sólo tres colores crean una imagen de color completo. Al igual que los humanos, tienen visión tricromática.
Descomposición de la luz blanca en un prisma
Los ojos de otros animales ven un mundo diferente pues su órgano visual permite reconocer fre-cuencias que nuestro ojo no percibe. Podemos dar como ejemplo la serpiente de cascabel que detecta la luz infrarroja, en tanto las abejas captan la ultravioleta.
En función de su frecuencia, las ondas electromagnéticas visibles al ojo humano tienen diferentes características: la luz roja tiene el nivel energético más bajo, las menores frecuencias y las longitu-des de onda de luz visible más largas; mientras que el violeta tiene la frecuencia más alta, el mayor nivel energético y la longitud de onda más corta.
Podemos reunir en un cuadro las propiedades de la radiación electromagnética:
Las ondas transportan energía7
212
Espectro de radiación electromagnética
Radiación Radiación X Rayos ultravioletas
Radiación visible
Radiación Radiación de microondas
Ondas de radio
Radiaciones no visibles Frecuencias visibles
por el ojo humano
Radiaciones no visibles
Por encima del violeta Por debajo del rojo
Zonas de altas energías Zonas de bajas energías
CreceEntre 523x10-21J y 20x10-15J Energía Decrece
Entre 79x10-21J y 18,9x10-30J
CreceEntre 789 THz y 30 EHz Frecuencia Decrece
Entre 120 THz y 30 kHz
DecreceEntre 380 nm y 10 pm
Longitud de onda
CreceEntre 2,5 m y 10 km
LA RADIACIÓN Y LOS MATERIALES
A medida que va terminando el día y comienza la noche se nos hace difícil ver fuera del alcance de la luz artificial de las ciudades. Cuando amanece por el contrario las cosas toman forma y color porque la luz del Sol nos permite distinguir los detalles del paisaje. Es preciso que la luz que reflejan los cuerpos iluminados llegue a nuestros ojos para poder verlos.
Llamamos radiación a la emisión continua de energía desde la superficie de cualquier cuerpo. Esta energía se denomina radiante y es transportada por ondas electro-magnéticas. Llamamos cuerpo luminoso a todo aquel que puede producir su propia luz y la emite en forma luz visible (por ejemplo: una lámpara fluorescente, una vela encendida, la llama de una hornalla de gas) y son cuerpos iluminados aquellos que reciben luz de fuentes lumínicas y la para ser visibles (una mesa, una silla, una puerta). Tal iluminación depende, principalmente, de la intensidad de la fuente y de la lejanía del objeto respecto de esa fuente. A escala pla-netaria nuestra estrella, el Sol, es un cuerpo luminoso y los planetas y satélites son cuerpos iluminados (vemos la luz que se refleja en ellos).
Todos los cuerpos emiten radiación según sea su temperatura absoluta, pero para que la radiación sea visible la temperatura debe ser suficientemente alta. Por ejemplo si calentamos un trozo de hierro en una fragua podemos comprobar que el color cambia al ir aumentando la temperatura: a 773 K tiene un color
El sol es la fuente principal de energía
En el trozo de hierro calentado se observan distintos colores según la temperatura alcanzada.
7
7CAPÍTULO
213
pardo, luego granate oscuro, rojo intenso… A 1273 K el color es blanco amarillento, recién a 1723 K la emisión corresponde a todas las frecuencias visibles al ojo humano (blanco).
Los cuerpos que emiten radiación pierden energía. Por el contrario, los que la absorben ganan energía y aumentan su temperatura.
Según se comporten frente a la luz, los cuerpos iluminados se clasifican en opacos, traslúcidos y transparentes, teniendo en cuenta si la luz no consigue atravesarlos, los atraviesa poco o mucho. Para ser transparente un material debe permitir que la radiación se propague casi sin absorción de energía. Estas categorías son arbitrarias ya que el comportamiento de los objetos depende de la frecuencia de la radiación. Por ejemplo las partes blandas del cuerpo humano son opacas a la luz visible y transparentes a la radiación X. El vidrio es transparente a la luz visible y opaco a la luz infrarroja.
OBJETOS NO LUMINOSOS
NO EMITEN LUZ
TRANSPARENTESDejan pasar la luz.
Se distinguen clamarente los
objetos a través.
Dejan pasar algo de luz.
Las imágenes que vemos a través de ellos son borrosas.
No dejan pasar la luz.
Cuando un rayo de luz choca contra
ellos, rebota.
TRANSLÚCIDOS OPACOS
Comportamiento frente a la luz
Son los que Se clasifican en:
Según su
Los vemos
cuando
SON ILUMINADOS
Los cuerpos opacos producen sombra al interrumpir la trayectoria de la luz. Nuestro planeta es opaco a la luz visible, lo que genera oscuridad en el lado contrario al Sol, produciéndose la noche, que no es otra cosa que la sombra de la Tierra.
En nuestro planeta todos los objetos (independientemente de la radiación que emitan) van a recibir radiación emitida por otros cuerpos, fundamentalmente del Sol.
La radiación puede:
Absorberse, incrementando la energía del objeto sobre el que incide.
Dispersarse, cuando la radiación modifica sus características al ser devuelta o desviada (sepa-rándose a veces en las diferentes frecuencias que la constituyen).
, cuando vuelve al medio del cual procede cambiando sólo su dirección.
Transmitirse, en el caso que pase de un medio a otro, lo cual hace que se modifique su velocidad (fenómeno de refracción).
Veamos cada caso en particular:
Las ondas transportan energía7
214
¿Sabías qué...?Se produce cuando la luz es absorbida en mayor o me-nor proporción por una superficie con las que se pone en contacto. Entonces suele convertirse en energía interna aumentando la temperatura de la superficie ilu-minada, aunque también puede transformarse en otra luz de diferente color y ser emitida de nuevo. El color es el resultado de un proceso de absorción y reflexión selectiva de los rayos de luz de determinadas frecuen-cias. Si proyectamos luz blanca sobre una superficie que absorbe los rojos y los verdes la veremos azul, por ser la única luz visible que refleja.
Ocurre cuando la radiación visible interactúa con una partícula. Esta partícula puede absorber parte de la energía de la luz y emitirla en otras direcciones, en general de modo uniforme.
El mejor ejemplo lo encontramos en los colores del cielo, si no existiera la atmósfera el cielo no presenta-ría color, se vería negro. La luz solar interactúa con la atmósfera, se dispersa y nos colorea el cielo...
Cuando el tamaño de las partículas o de las moléculas son del mismo orden o menores que la longitud de onda de la luz incidente, entonces se produce un tipo de dispersión llamada de Rayleigh.
A nivel submicroscópico la expli-cación de la absorción de la luz es: cuando la frecuencia de la luz incidente coincide o se aproxima a la frecuencia natural de oscilación de los electrones externos, las os-cilaciones de éstos se amplifican y perduran; aumenta la probabilidad de que dichos electrones transfieran por colisiones la energía recibida a los vecinos, con lo que la energía de la luz incidente se transforma en energía interna.
La luz solar está compuesta por ondas de diferentes longitudes (colores) que cuando se ponen juntas producen el blanco.
Al interactuar con las moléculas de aire (más pequeñas que las longitudes de la luz solar), la luz remitida contendrá mayor cantidad de ondas cortas (correspondientes a los colores violeta y azul) que más largas (colores amarillo y rojo), de modo que la luz azul se dispersa mucho más que la roja, dándonos la imagen de un cielo azul.
Cuando las partículas en suspensión en la atmósfera son de gran tamaño (una partícula es grande cuando su tamaño es mayor a la longitud de onda de la luz) la dispersión que se produce se llama de Mie. Un ejemplo cotidiano es la dispersión de la luz solar en las gotas de nube. Estas gotas reflejan como un espejo la luz blanca (compuesta por varios colores) que incide sobre ellas, de modo que las nubes aparecen blancas en el cielo.
La reflexión y dispersión de los rayos solares dan como resultado la radiación solar difusa. Merced a ella el pasaje del día a la noche y viceversa se hace en forma paulatina y no brusca.
El color azul del cielo es producto de la dispersión de la luz
7
7CAPÍTULO
215
Son fenómenos ópticos básicos que pueden analizarse siguiendo la trayectoria de los “rayos luminosos” y así comprender cómo y por qué se forman imágenes. Un rayo de luz es una línea en el espacio que corres-ponde a la dirección del flujo de la energía radiante. El concepto de rayo es más un modelo que una en-tidad física, independiza a la luz de su naturaleza y permite explicar con mayor facilidad los fenómenos ocurridos en la interacción de la luz con objetos cuyo tamaño es mayor que la longitud de onda de la luz. Cuando la luz incide sobre un cuerpo, este cuerpo la devuelve al medio en mayor o menor proporción según sus propias características. Este fenómeno físico se llama reflexión y gracias a él podemos ver las cosas.
La reflexión de la luz es el cambio de dirección que experimenta un rayo luminoso al chocar contra la su-perficie de los cuerpos, regresando al medio del cual procede.
Cuando la luz se refleja en un espejo o una superficie similar, los rayos reflejados por la superficie saldrán con el mismo ángulo del otro lado de la línea perpendicular al de la superficie del ángulo de incidencia. Esta es la ley de reflexión.
Cabe subrayar que el reflector perfecto no existe, de modo que siempre el fenómeno de reflexión está acompañado de otro que puede ser la absorción, la refracción, o ambos.
Según la superficie reflectora podemos distinguir tres tipos de reflexión:
Reflexión especular
Se produce cuando la superficie de incidencia es “lisa”, por ejemplo un espejo, un metal pulido, el agua de un estanque en calma, etc.
Reflexión difusa
Ocurre cuando la superficie es irregular, ocasionan-do múltiples reflexiones en diferentes direcciones. Son ejemplos de superficies irregulares la Luna, una hoja de papel, etc.
Rayo incidente
i r
Ángulo de incidencia
Ángulo de
Rayo
i = r
Normal
imagen del templo de Debod, en Madrid
Las ondas transportan energía7
216
Para la netbook
Reflexión selectiva
Sucede cuando la superficie tiene la propiedad de reflejar ciertas frecuencias y absorber las restantes. Por ejemplo vemos rojo a un tomate pues refleja el rojo y absorbe el resto de la luz que lo ilumina.
El color de un objeto depende de lo que le sucede cuando la luz incide sobre él. Los diferentes materia-les absorben algunos colores y reflejan otros. Vemos a un objeto del color que refleja. Por ejemplo, una rosa roja absorbe todos los colores excepto el color rojo que reflejan sus pétalos. Su tallo y sus hojas reflejan el color verde y ese es el color con el que vemos esas partes.
Si colocáramos un filtro rojo delante de la rosa, el filtro absorberá el verde reflejado por tallo y hojas y haría que los veamos negros. Si el filtro fuera azul, toda la rosa se vería oscura. Las cosas que vemos negras absorben todos los colores y no reflejan nin-guno. Las cosas que vemos blancas reflejan todos los colores, de todos modos no hay objetos total-mente blancos o negros: todos absorben y reflejan. Según sean el color y las características de una su-perficie, la luz se refleja de forma diferente, algo a tener muy en cuenta a la hora de elegir los colores de nuestra ropa, del techo de nuestra casa, de las pare-des de un cuarto y de otros objetos de nuestra vida cotidiana. No es casual la recomendación de usar ropa blanca en verano, su capacidad de reflejar nos hará sentir más frescos. A la inversa, la ropa oscura ayudará a absorber energía en invierno.
La refracción es un fenómeno físico provocado por el cambio que sufre la velocidad de propagación de la luz cuando pasa de un medio a otro. Este fenóme-no se visualiza como un cambio en la dirección de propagación del haz.
Quizá el ejemplo más sencillo de refracción lo pue-den obtener al introducir una cuchara en forma parcial en un vaso con agua: parece quebrada en la parte donde hace contacto con la superficie del líquido.
Cada sustancia capaz de transmitir la luz se carac-teriza por un número que resulta de comparar la velocidad de la luz en el vacío, con la velocidad de la luz en el medio en cuestión. Se lo llama índice de refracción, se lo representa con la letra n y cuanto
Para explorar cómo vemos los colo-res, experimentar con filtros, cam-biar la longitud de onda de la luz y combinar colores te proponemos utilizar el simulador diseñado por la Universidad de Colorado:
Sitio: PhET. “Visión del color”.
Enlace: http://phet.colorado.edu/es/simulation/color-vision
La cuchara parece quebrada en la zona donde hay un cambio de material: de aire a agua
Como en el caso del tomate, los diferentes materiales
7
7CAPÍTULO
217
¿Sabías qué...?mayor es el número mayor será el cambio provocado sobre la velocidad de la luz.
Por ejemplo el índice de refracción del vidrio vale 1,5 y es mayor que el del agua que vale 1,33, de manera que el vidrio es un medio más “denso” ópticamente que el agua, lo que produce que la velocidad de la luz en el vidrio sea menor que en el agua.
Cuando la luz pasa de un medio refringente (que refracta la luz) menos denso a uno más denso (de índice mayor) la luz cambia su dirección acercán-dose a la normal, de modo que i > r. Si en cambio la luz procede del medio de mayor densidad óptica (mayor índice) y pasa a uno de menor índice, la luz se refracta alejándose de la normal, siendo i < r.
Ibn Sahl (940-1000 d. C.), matemá-tico de la corte de Bagdad, escribió el tratado En los espejos y las lentes ardientes, en el que desarrolló su comprensión de cómo funcionaban los espejos curvos y las lentes. En su trabajo, probablemente redac-tado en el año 984, describe con gran detalle la ley de refracción, de modo que debe ser considerado el descubridor de la ley cuya fórmu-la (ni . sen i = nr . sen r) explica en forma matemática la variación del ángulo de refracción de acuerdo al material que atraviesa.
En este último caso, al ir aumentando el ángulo de incidencia, el de refringencia se va acercando a la superficie límite entre ambos medios.
Cuando el ángulo de refracción alcanza los 90 grados respecto de la perpendicular, al ángulo de incidencia se lo llama límite o crítico. Cada sustancia tiene el suyo dependiendo del valor del índice de refracción. Para índices grandes el ángulo límite es pequeño y para índices pe-queños es grande.
Refracción de un rayo de luz al atravesar distintos materiales
El ángulo r de refracción se acerca a los 90 º
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Si el ángulo de incidencia es mayor que el límite, el rayo ya no se refracta, solo se refleja, y se produce entonces el fenómeno de la reflexión total.
Cuando se produce este fenómeno, toda la luz se refleja, es decir, toda la energía del rayo de luz incidente se refleja. Un ejemplo de aplicación de la reflexión total la encontramos en instrumentos ópticos, como los prismáticos binoculares, ya que en la reflexión total la luz no pierde intensidad, como sucede en la reflexión or-dinaria. Otro ejemplo muy importante es la fibra óptica.
Es una manifestación de la refracción, la luz blanca se separa en sus componentes monocromáticas debido a su diferente índice de refracción.
El fundamento de este tipo de dispersión radica en que las distintas frecuencias que componen la luz blanca viajan en el vacío con la misma velocidad, y al cambiar de medio lo hacen con velocidades distintas (un material refringente tiene un índice de refracción distinto para cada longitud de onda); por ello sufren distintas desviaciones. El ángulo de desviación de la luz refractada es mayor cuanto menor es la frecuencia. Esta descomposición la observamos en la naturaleza, en forma de bello fenómeno atmosférico: el arco iris.
Las condiciones para que se produzca el arco iris son: el Sol cercano al horizonte, el observador de espaldas al Sol y lluvia cayendo delante. De modo que este fe-nómeno es visible cuando el Sol brilla a través del aire que contiene las gotas de agua, y esto ocurre durante o inmediatamente después de la lluvia.
Cuando la luz del Sol penetra las gotas de agua, se refle-ja en las superficies interiores de estas. Mientras pasa a través de las gotas, la luz se separa en los colores que la componen, lo que produce un efecto muy similar al de un prisma. Por un instante, cada gota de lluvia destella sus colores al observador, antes que otra gota de lluvia tome su lugar. El resultado es un arco luminoso con todos los colores del espectro de la luz: rojo, naranja, amarillo, verde, azul y violeta. Se forma por refracción, reflexión total y por la dispersión de la luz.
Luz del sol
Luz del sol
Luz del sol
Arco irisprimario Arco iris
secundario
42° 52°
Gotas de
lluvia
Arco irissecundario
Arco irisprimario
Cuando el ángulo i de incidencia supera al ángulo límite del material, el rayo ya no puede refractarse
A un observador le llegan los rayos de luz refractados con distinto ángulo, por lo que percibe los distintos colores
Arco iris
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Actividades
- ¿Por qué se ven las imágenes reflejadas en estanques y no en el mar? ¿Y por qué se ven en espejos y no en hojas de papel blanco, si reflejan tanta luz como aquellos?
- Si se encuentran detrás de una pared pueden percibir un sonido emitido del otro lado. Pero si en lugar de existir un cuerpo sonoro, colocaran una fuente luminosa no podrían observar la luz emitida por ella. Si ambos son fenómenos ondulatorios, ¿cómo explican este hecho? - Una imagen virtual es una ilusión óptica, sin embargo la ven diariamente en el espejo plano de su baño. ¿Cómo explican la observación? (Justifiquen la respuesta con un gráfico). - Mírense en un espejo. Muevan la cabeza hacia los lados. ¿Se mueve toda la imagen o simple-mente la de sus rostros?
- Frente al espejo, comprueben a qué corresponde la imagen de sus manos izquierdas. ¿Por qué su imagen no se ve del revés?
- Miren fijamente a un espejo mientras lo hacen girar lentamente. ¿Los objetos del fondo se mueven más rápidamente que el espejo?
- Coloquen dos espejos grandes enfrentados. Procuren alinearlos hasta lograr un número incon-table de imágenes, de un objeto colocado entre ambos espejos.
¿Por qué las imágenes más distantes se ven más oscuras?
- Pongan un espejo perpendicular al plano de una mesa y delante de él una hoja de papel. Intenten dibujar cualquier figura, por ejemplo un rectángulo con diagonales. Háganlo sin mirar la mano, sino los movimientos de la imagen reflejada por el espejo.
Describan los resultados.
- Cuando se observa desde el exterior y por encima del agua el fondo de una pileta, parece más elevado de lo que realmente está. ¿Cómo explican este fenómeno? Realicen un gráfico para justificar la respuesta.
- Disponen de tres frascos sin etiquetas y con diferentes disolventes cuyos índices de refracción se informan con el número correspondiente al lado del nombre:
Acetona 1,359
Anilina 1,586
Cloroformo 1,443
¿Cómo podrían distinguir cuál corresponde a cuál? ¿En cuál de ellos la rapidez de la luz es mayor? ¿Y en cuál menor?
- Un rayo de luz atravesó dos medios transparentes: anilina y acetona. Si les informan que el ángulo de refracción fue mayor que el ángulo de incidencia, la luz, ¿pasó de la anilina a la acetona o de la acetona a la anilina? ¿Por qué?
- Una fibra óptica es un hilo transparente a lo largo del que se puede propagar la luz sin salir al exterior. Busquen la explicación de por qué la luz no se escapa a través de las paredes de la fibra.
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Experiencias virtuales
Para tratar de imitar la dispersión de la luz en nues-tra atmósfera podemos utilizar una cuba, que es un recipiente de paredes planas y transparentes, mucho más largo que ancho (algunas peceras cumplen estos requisitos).
Si lo llenamos con agua y le agregamos un par de cucha-raditas de leche, las partículas de leche disueltas en el agua cumplirán el papel que en la atmósfera cumplen las moléculas de gas y las partículas de polvo. En una habitación a oscuras, bastará con iluminar mediante una linterna la cara menor o la cara mayor de la cuba, observando qué ocurre desde el lado contrario.
Si desean ampliar esta informa-ción, pueden ingresar a: Sitio: Plataforma de Teleformación de la Intranet Educativa Munici-pal de La Coruña, España. “Óptica geométrica”. Enlace: http://teleformacion.edu.aytolacoruna.es/FISICA/document/fisicaInteractiva/OptGeometrica/index.htm
Algunas páginas ofrecen ejerci-tación sobre temas relacionados con la luz. Sugerimos visitarlas con ayuda de sus docentes.
Instituto de Educación Secundaria Élaios, España.. “La luz”. Enlace: http://ieselaza.educa.ara-gon.es/FisicaConceptualAplicada/Capitulo4/Archivos/Luz.swf
Sitio: E-work book. “¿Puede conse-guirse que los rayos de luz rodeen un obstáculo? Enlace: http://ewb.com.co/ewb/di-gitalII/fisica/fisica_10_13_16.swf
Como parte del proceso que les permitirá aprender sobre estos fenómenos y sus aplicaciones, les proponemos utilizar una aplicación descargable de:
Sitio: Aplicaciones de Física. “Refracción y refracción de la luz”. (http://www.walter-fendt.de/ph14s/refraction_s.htm )
y un simulador diseñado por la Universidad de Colorado, alojado en:
Sitio: PhET. “Simuladores”. (Enlace: http://phet.colorado.edu/en/simulations/translated/es)
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Un rayo de luz incide desde la parte superior izquierda sobre la superficie de separa-ción de dos medios (se da la posibilidad de seleccionar distintas parejas de medios que aparecen en sendas listas). Se puede variar el ángulo de incidencia del rayo de luz manteniendo presionado el botón del ratón. El medio con índice de refracción mayor se pinta en azul y el otro en amarillo.
Cuando una onda de cualquier tipo alcanza la frontera de dos medios distintos, una parte de su energía se transmite al segundo medio, dando lugar en el segundo medio a otra onda de carac-terísticas semejantes a las de la onda incidente y que recibe el nombre de onda transmitida. Otra parte de la energía se emplea en generar otra onda que se propaga hacia atrás en el primer medio y que se llama . Para simplificar modelamos la onda con un rayo de luz.
Experimento 1Utilizando como medio de incidencia el aire, analicen el comportamiento de un “rayo” de luz que incide en la superficie de separación con un ángulo de 30 grados, determinando el ángulo de reflexión y el de refracción para cada una de las sustancias con las que está les permitido ensayar (por ejemplo agua, etanol, benceno, etc.). Tabulen los resultados obtenidos, incorpo-rando el valor de los índices de refracción de las sustancias ensayadas. Repitan las acciones para un ángulo de incidencia que ustedes elijan. Comparen el valor del ángulo de incidencia con el de refracción. Anoten sus conclusiones.
Experimento 2Utilizando como medio de incidencia el diamante, analicen el comportamiento de un “rayo” de luz que incide en la superficie de separación con un ángulo de 10 grados, determinando el ángulo de reflexión y el de refracción para cada una de las sustancias con las que les está permitido ensayar (por ejemplo agua, etanol, benceno, etc.). Tabulen los resultados obteni-dos, incorporando el valor de los índices de refracción de las sustancias ensayadas. Repitan las acciones para un ángulo de incidencia que ustedes elijan. Comparen el valor del ángulo de incidencia con el de refracción. Anoten sus conclusiones.
Experimento 3Analicemos en este caso qué puede ocurrir cuando n1>n2. Si aumentamos lentamente el ángulo de incidencia, llega un momento en que el ángulo de refracción se hace igual a 90 grados, lo que significa que desaparece el rayo refractado. A este ángulo de incidencia crítico se lo llama ángulo límite, ya que superada su abertura, la luz comienza a reflejarse íntegramente, fenómeno que se conoce como reflexión total.Encuentren usando el applet el ángulo límite del agua. El cuarzo, el diamante, el vidrio flint y el vidrio crown, respecto del aire. Verifiquen usando el applet que la reflexión total puede producirse exclusivamente cuando la luz pasa de una sustancia de mayor densidad óptica a otra de menor densidad.
Nota: el vidrio mineral es una sustancia inorgánica, transparente, amorfa y no cristalina, se obtiene a partir de arena de sílice, carbonato de sodio y caliza mezclados a una temperatura de 1500 ºC. Algunos óxidos agregados a esta composición mejoran las propiedades ópticas. Los más comunes son la variedad crown (óxido de bario) y flint (óxido de plomo).
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LA INTERACCIÓN ENTRE LA RADIACIÓN SOLAR Y LA ATMÓSFERA DE LA TIERRA
La temperatura de la atmósfera de nuestro planeta depende de la radiación solar y su interacción con los gases atmosféricos y la superficie terrestre y oceánica.
La parte superior de la atmósfera recibe una cantidad de energía solar a la que conocemos como constante solar y es equivalente a 1.367 w/m2. (Watt por cada metro cuadrado).
No toda la radiación que procede del Sol y del espacio exterior llega a la superficie terrestre, de hecho menos de una tercera parte lo hace, debido a que nuestra atmósfera actúa como filtro, donde la radiación se atenúa por absorción selectiva (de toda la que llega se absorbe la muy corta y algo de infrarroja), por reflexión y por dispersión.
La atmósfera es clave en mantener el equilibrio entre la energía que se recibe y la que se emite; a este equilibrio se lo llama balance energético de la Tierra y permite mantener la temperatura en un estrecho margen que posibilita la vida.
Una parte de la energía que llega al suelo es reemitida como radiación infrarroja y atrapada en su mayor parte en la atmósfera y reenviada de nuevo a la Tierra.
Radiación transmitida
Radiación reemitida
Radiación terrestre (IR)
Gas invernadero
Radiación visible
Incidencia de las ondas electromagnéticas en la atmósfera.
La mayor parte de la radiación recibida es retenida por la atmósfera.
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El efecto invernadero es un fenómeno físico basado en el comportamiento de la atmósfera frente a la radiación recibida desde el Sol y reemitida por la superficie terrestre.
Se produce como resultado de la acción de ciertos gases transparentes a la luz visible pero opacos al infrarrojo.
Entre estos gases están el dióxido de carbono, el óxido nítrico, el ozono, el metano y los clorofluorcarbonados.
Sin el efecto invernadero, la vida tal como la conocemos sería imposible en la Tierra debido a que la superficie terrestre tendría una temperatura media 33 ºC menor que los 15 ºC que tiene actualmente.
El matemático y físico francés Joseph Fourier fue el primero (publicó artículos al respecto en 1824 y 1827) en notar que la atmósfera se comporta como un invernadero, de allí el nombre impuesto al fenómeno.
Calentamiento global es el término utilizado para describir el incremento en las temperaturas atmosféricas medias de todo el planeta. El fenómeno es provocado por la intensificación del efecto invernadero por acumulación de gases que alteran el balance radiactivo del planeta.
Al aumentar la temperatura del aire también aumenta la de los océanos y con ella la evaporación. Como consecuencia directa se refuerza el efecto devastador de tormentas y huracanes, las lluvias torrenciales y la posibilidad de inundaciones.
El cambio climático es el cambio del clima de la Tierra atribuido directa o indirectamente a las actividades humanas que alteran la composición de la atmósfera terrestre.
Se prevé que las temperaturas para fin de siglo (2090-2099), en comparación con el período 1980-1999, aumentarán entre 1,8 y 4 ºC, según los distintos escenarios (0,1 ºC/década, al menos).
El nivel del mar al final del siglo XXI habrá aumentado entre 18 y 59 centímetros, tanto por la expan-sión del agua causada por el calor como por la fusión de los glaciares continentales.
INCREMENTO DE LOS GASES DE EFECTO INVERNADERO
EFECTO INVERNADERO
CAMBIO CLIMÁTICO
Aumento de la temperatura media
terrestre
Retroceso de los glaciares
Ascenso del nivel del mar
Aumento procesos meteorológicos
extremos
Alteración de los ecosistemas
Lo que está provocando
Tiene
Está haciendo que
aumenteIncrementodel CO2
EFECTOS
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Sugerencia de investigación escolar
Pueden comenzar explorando el sitio del Servicio Metereológico Nacional: http://www.smn.gov.ar/serviciosclimaticos/?mod=elclima&id=1
Respondan las siguientes preguntas: ¿Cuál es la diferencia entre tiempo y clima? ¿Qué es un climograma? ¿Qué información se puede encontrar en un climograma? ¿Qué factores deben tenerse en cuenta para determinar la variabilidad climática?
Sugerimos ver de qué se trata un “climograma” en el sitio web Educ.ar: http://www.educ.ar para luego recopilar datos de la región donde viven de los últimos treinta años.
Examinen datos climáticos de la región con el fin de verificar, comparando diferentes décadas, si ha habido cambios en los valores de temperatura, precipitación y nubosidad.
Presenten sus resultados de forma oral al resto de la clase.
Discutan la validez de la frase: “Los inviernos eran más fríos en el pasado”.
Elijan un lugar de la Argentina que crean que tiene el mejor clima y escriban un párrafo para explicar por qué.
Pueden buscar más datos sobre climogramas en:
Sitio: E+educaplus.org. “Medias mensuales”.
Enlace: http://www.educaplus.org/climatic/cmg_db.php?estacion=875850
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La energía solar puede utilizarse en diversas aplicaciones prácticas: calentar agua, desalini-zarla, secar frutos, etc.
Para ayudarlos a planificar un trabajo de investigación que requiera de temas en los que in-terviene la tecnología, sugerimos tener en cuenta el siguiente conjunto de acciones:
Piensen. Observen y razonen. Trasladen sus ideas al papel. Identifiquen materiales y herra-mientas. Organicen el trabajo. Construyan. Evalúen. Rediseñen o mejoren el producto obtenido.
O bien traten de responder las siguientes preguntas: ¿Qué se quiere hacer? ¿Por qué se va a hacer? ¿Para qué se quiere hacer? ¿Cuánto se quiere hacer? ¿Dónde se quiere hacer? ¿Cómo se va a hacer? ¿Cuándo se va a hacer? ¿A quiénes va dirigido? ¿Quiénes lo van a hacer? ¿Con qué recursos?
Una aplicación posible de realizar y cuyos resultados están garantizados es la de un calenta-dor portátil de agua.
Básicamente es una caja de madera, con tapa de vidrio y forrada internamente con telgopor y una chapa fina pintada de negro. En ella deben caber tres botellas descartables de gaseosa o agua de 1,5 o 2 litros de capacidad cada una. Las botellas se pintan de negro mate.
A la caja se le agrega un soporte para mantenerla inclinada, orientada de modo que la radiación solar entre perpendi-cular a la tapa vidriada.
Según los materiales que dispongan para reciclar, se puede adaptar las botellas a la caja que tengan. Si fabrican una caja de madera en lugar de adaptar una ya hecha, sugerimos que la tapa vidriada cuente con dos vidrios separados por una pequeña distancia (entre 10 y 15 mm). Busquen hermetizar la caja a través del diseño, o incorporando un burlete.
Como notarán solo ofrecemos una idea, un disparador de un proceso que debiera llevarlos a responder preguntas tales como: ¿Cuál es principio de funcionamiento de este calentador? ¿Por qué las botellas van pintadas de negro mate y no de otro color? Al elevarse la temperatura, ¿puede contaminarse el agua contenida en las botellas? ¿Puede utilizarse otro tipo de recipiente? ¿Qué temperatura puede alcanzar el agua en este dispositivo? ¿Cuánto tiempo en un día soleado tarda el agua en alcanzar la temperatura para tomar mate? ¿Qué inclinación es adecuada para la caja en el lugar que la utilizan? ¿Y para la estación del año o la hora del día? ¿Cómo podrían resolver la inclinación variable del dispositivo? ¿Por qué pro-ponemos colocar un doble vidriado?
Encontrarán un desarrollo en mayor escala de un colector solar en:
Sitio: Goplaceit. “Calentador solar hecho con botellas PET”.
Enlace: http://blog.goplaceit.com/entretencion/2014/06/19/calentador-sola-hecho-con-botellas-pet
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Vocabulario +
Su destrucción podría acarrear graves consecuencias: alteraciones climáticas, interrupción de la fotosíntesis de los vegetales, aumento de los casos de cáncer de piel...
El ozono de la atmósfera continuamente se crea y se destruye conformando una capa dinámica. Un fotón ultravioleta de gran energía rompe la molécula de oxígeno separándola en dos átomos libres de combinarse con moléculas de oxígeno próximas y formar ozono. Esa molécula triatómica así formada se desintegra al absorber un fotón de radiación ultravioleta y se regenera rápidamente, listo para absorber más radiación. Cuando un átomo de oxígeno choca con uno de ozono se forman dos moléculas de oxígeno.
El resultado neto de las reacciones de creación y destrucción del ozono estratosférico conllevan una transformación de la radiación ultravioleta en energía calorífica que es absorbida por la atmósfera.
Este conjunto de reacciones conforman un ciclo. El primer modelo explicativo fue planteado por Sidney Chapman en 1930.
Cada día 300 millones de toneladas de ozono son creadas y destruidas por estos procesos.
La concentración de la capa de ozono varía ampliamente con la hora del día, estación del año, latitud terrestre y flujo luminoso solar.
La presencia de productos contaminantes en las proximidades de la capa de ozono configura una amenaza, ya que pueden interferir con el ciclo logrando destruir ozono o impidiendo que se
La capa gaseosa que rodea la Tierra hace las veces de una piel protectora para todos los seres vivientes, cerca del suelo está compuesta en su mayor parte por nitrógeno y oxígeno.
El ozono (alótropo del oxígeno) es una molécula formada por tres átomos de oxígeno. Su mayor concentración, formando una “capa”, puede ubicarse en promedio a 25 kilómetros sobre el nivel del mar.
Actúa como filtro natural absorbiendo los rayos ultravio-letas más nocivos siendo así la “pantalla” solar natural de nuestro planeta.
Es la propiedad que poseen los ele-mentos químicos de presentarse bajo estructuras moleculares dife-rentes o con características físicas distintas. De modo que un alótro-po es cada una de las formas posi-bles en que puede presentarse un elemento.
Radiación ultravioleta
Radiación ultravioleta
OzonoOzono
Molécula de oxígeno
Molécula de oxígeno
Átomo de oxígeno
Átomo de oxígeno
Formación de ozono
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forme. Ejemplo de estos gases que afectan el ciclo del ozono son el óxido nítrico (NO), los átomos de cloro o de bromo.
Un párrafo aparte merece el llamado ; en realidad no es un “agujero”, sino una región perfec-tamente delimitada, con valores de la concentración de ozono notablemente bajos, rodeada de una estrecha zona con elevada concentración de este gas.
En forma estacional, entre los meses de agosto y no-viembre, este fenómeno aparece, asociado al vórtice polar, de manera tal que la circulación del aire impide que el aire exterior al “agujero”, rico en ozono, se mezcle con el interior, empobrecido por la acción destructiva de los procesos fotoquímicos.
Agujero de ozono
La existencia de este fenómeno se conoce desde 1957. Pero las cifras alarmantes aparecen a fines de la década de 1970, época en que se pudo comprobar que en el agujero la concentración del ozono es la mitad de la existente en el resto de la atmósfera, que a su vez sufre un debilitamiento global, en aumento y sostenido.
La situación preocupa a los científicos que estudian los cambios globales en el clima y sus posibles consecuencias sobre la vida. Desde 1975 se organizan reuniones internacionales para discutir sobre el estado del ozono a nivel global y en los últimos años la preocupación ha trascendido el ámbito científico y se ha convertido en un tema de todos.
Nuestro aporte para frenar la destrucción del ozono atmosférico depende de un cambio de cos-tumbres: no utilizar productos que aporten a la atmósfera componentes que puedan reaccionar químicamente con él y destruirlo. Son tan variadas las aplicaciones de los halocarburos (así se llama a los principales agentes químicos destructores) que la industria debería cambiar su línea de producción y crear alternativas, remplazando estos elementos por otros que cumpliendo la misma función no afecten al ozono, ni contribuyan a la contaminación del aire.
Tabla que resume las sustancias que afectan al ozono y su fuente de procedencia:
Sustancia Fuente
Freon 11 Usados en refrigeración y como propelentes de aerosol.
Freon 12 Fabricación de espumas y solventes.
Freon 22 Refrigeración.
Freon 113 Solvente.
Metil cloroformo Solvente.
Tetracloruro de carbono Fumigación de granos.
Halon 1301 Extinguidores de incendio.
Halon 1211 Extinguidores de incendio
Óxidos de nitrógeno Subproductos de actividad industrial.
Dióxido de carbono Producto de combustión.
Metano Subproducto de actividad agrícola, minera e industrial.
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Para la netbook
Sugerencia de investigación escolar
Encontrarán numerosas actividades para investigar, algunas reproducibles en clase, en el sitio Ciencia en la escuela: http://www.scienceinschool.org/spanish
Recomedamos una actividad que aborda la temáti-ca del ozono: http://www.scienceinschool.org/2010/issue17/ozone/spanish
Otra valiosa fuente de investigación está disponible en el sitio Secretaría del Ozono, que es la Secretaría del Convenio de Viena para la Protección de la Capa de Ozo-no y del Protocolo de Montreal relativo a las Sustancias que Agotan la Capa de Ozono: http://ozone.unep.org/sp
En inglés, pero muy completa, la página de la NASA so-bre el ozono ofrece mapas históricos y noticias sobre la capa de ozono, además de una galería en multimedia. También, una colección de módulos educativos. Se puede consultar en: http://ozonewatch.gsfc.nasa.gov
Para ampliarUno de los programas de las Na-ciones Unidas sobre el medio ambiente propone un entrete-nido sitio llamado OzzyOzone, defensor de nuestro planeta, con paquetes educativos, juegos y un glosario para utilizar en el aula: http://www.ozzyozone.org
Una cuestión interesante para ana-lizar con mayor profundidad podría ser la composición química de la at-mósfera de la Tierra y su influencia en el clima. Algunas preguntas pue-den dirigir la búsqueda:
¿Cuáles son los gases que componen la atmósfera?
¿En qué forma las propiedades de la atmósfera determinan las con-diciones climáticas en la superficie terrestre, y cómo se diferencia este proceso con lo que ocurre en otros planetas?
Capas de la atmósfera
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BIBLIOGRAFÍA - CAPÍTULOS DE QUÍMICA
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