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Informe Final del Proyecto de Investigación elaborado por el Ing. Carlos Humberto Alfaro Rodríguez, Docente Investigador de la FIEE-UNAC.
PERIODO DE EJECUCIÓN DEL 01.01.2010 AL 31.12.2010 APROBACIÓN DEL PROYECTO: R. R. Nº 031-2010-R del 15.01.2010
CALLAO - LIMA - PERU
2010
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO
FACULTAD DE INGENIERÍA ELÉCTRICA Y ELECTRÓNICA
INSTITUTO DE INVESTIGACIÓN DE LA FACULTAD DE INGENIERÍA ELÉCTRICA Y ELECTRÓNICA
••
TEXTO: “QUÍMICA GENERAL APLICADO A LA INGENIERIA ELECTRÓNICA”
2
II RESUMEN 10
III INTRODUCCIÓN 11
IV MARCO TEÓRICO 12
13
1.1 DEFINICIÓN DE QUÍMICA 13
1.2 RAMAS DE LA QUÍMICA 13
1.2.1 Química general
1.2.2 Química Inorgánica
1.2.3 Química Orgánica
1.2.4 Química Analítica
1.2.5 Bioquímica
1.2.6 Físicoquímica
1.2.7 Petroquímica
1.2.8 Electroquímica
1.3 MATERIA 14
1.4 PROPIEDADES DE LA MATERIA 14
1.4.1 SEGÚN LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS 15
1.4.2 SEGÚN LAS PROPIEDADES GENERALES Y
ESPECÍFICAS 15
1.5 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA 17
1.5.1 SUSTANCIAS 18
1.5.1.1ELEMENTOS 18
1.5.1.2 COMPUESTOS 18
1.5.2 MEZCLAS 18
1.5.2.1 MEZCLAS HOMOGÉNEAS 18
1.5.2.2 MEZCLAS HETEROGÉNEAS 21
1.6 DIFERENCIAS ENTRE COMPUESTO Y MEZCLA 23
1.7 ESTADOS DE LA MATERIA 23
1.7.1 Estado sólido 23
1.7.2 Estado líquido 24
1.7.3 Estado gaseoso 24
1.7.4 Estado plasmático 24
1.7.5 Quinto estado de la materia (Quinto estado) 24
ÍNDICE
CAPITULO I: MATERIA
3
1.7.6 Sexto estado de la materia (Estado Fermio) 25
1.8 CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA 27
1.9 FENÓMENOS 27
1.10 FENÓMENO ALOTRÓPICO 27
29
2.1 DEFINICIÓN 29
2.2 FORMAS DE ENERGÍA 29
2.3 ¿CÓMO SE CLASIFICAN LAS FUENTES DE ENERGÍA
MASA Y ENERGÍA? 32
2.4 EQUIVALENCIA ENTRE MASA Y ENERGÍA 34
2.5 RELATIVIDAD DE LA MASA 34
35
3.1 MAGNITUDES FÍSICAS 35
3.2 SISTEMA DE UNIDADES 35
3.3 CLASIFICACIÓN DE LAS MAGNITUDES FÍSICAS 36
3.3.1 POR SU ORIGEN 36
3.3.1.1MAGNITUDES FUNDAMENTALES 36
3.3.1.2MAGNITUDES SUPLEMENTARIAS 37
3.3.1.3MAGNITUDES DERIVADAS 37
3.3.2 POR SU NATURALEZA 38
3.3.2.1MAGNITUDES ESCALARES 38
3.3.2.2MAGNITUDES VECTORIALES 38
3.4 NOTACIÓN CIENTIFICA 38
3.5 MÚLTIPLOS, SUBMÚLTIPLOS Y PREFIJOS PARA LAS
UNIDADES MÉTRICAS 39
3.6 TEMPERATURA 40
3.7 ENERGÍA INTERNA 41
3.8 TERMÓMETRO 41
3.9 ESCALAS TERMOMÉTRICOS 41
A) RELACIÓN DE ESCALAS 41
B) ESCALAS ABSOLUTAS 41
3.10 RELACIÓN DE ESCALAS 42
3.11 CONVERSIÓN DE LECTURAS 43
3.12 VARIACIÓN DE TEMPERATURA 43
3.13 DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO 43
3.13.1 DENSIDAD 43
CAPÍTULO II: ENERGÍA
CAPÍTULO III: MEDICIONES FUNDAMENTALES
4
3.13.2 DENSIDAD DE UNA MEZCLA 45
3.13.3 DENSIDAD RELATIVA 46
3.13.4 PESO ESPECÍFICO 46
47
4.1 CONCEPTO ACTUAL DEL ÁTOMO 47
4.2 NÚCLEO 47
4.3 ENVOLTURA O ZONA EXTRANUCLEAR 49
4.4 PARTÍCULAS SUBATÓMICOS FUNDAMENTALES 49
4.5 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS 49
4.6 REPRESENTACIÓN DE UN ELEMENTO 49
4.7 TIPOS DE NÚCLIDOS 50
4.8 MODELOS ATÓMICOS 50
4.9 TEORÍA DE LOS CUANTOS 53
4.10 EFECTO FOTOELÉCTRICO 53
4.11 FÓRMULAS DE MAX PLANCK Y EFECTO FOTOELÉCTRICO 54
4.12 NÚMEROS CUÁNTICOS 55
4.13 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 57
4.14 ORBITALES 57
58
5.1 CONCEPTO DE TABLA PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS QUÍMICOS 58
5.2 DESARROLLO ATÓMICO DE LA TABLA PERIÓDICA 59
5.3 DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS QUÍMICOS 63
5.4 PROPIEDADES ATÓMICAS 65
A) ELECTRONEGATIVIDAD 65
B) ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN 67
C) RADIO ATÓMICO 67
5.5 PROPIEDADES DE LOS METALES Y NO METALES 67
5.5.1 PROPIEDADES FISICAS 67
5.6 PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS METALES Y NO METALES 68
5.7 FAMILIAS QUÍMICAS 68
70
6.1 LAS REACCIONES NUCLEARES 70
6.2 RADIACTIVIDAD 70
6.3 NUCLEIDO 73
CAPÍTULO IV: ESTRUCTURA ATÓMICA
CAPÍTULO V : TABLA PERIÓDICA
CAPÍTULO VI : QUÍMICA NUCLEAR
5
6.4 ECUACIONES NUCLEARES 74
6.5 PRINCIPALES FORMAS DE DESINTEGRACIÓN NUCLEAR 75
6.6 LA FISIÓN NUCLEAR 76
6.7 LA FUSIÓN NUCLEAR 77
6.8 VIDA MEDIA O PERIÓDO DE SEMIDESINTEGRACIÓN 77
6.9 USOS Y APLICACIONES DE LOS RADIOISÓTOPOS 78
80
7.1 ENLACES QUÍMICOS 80
7.2 REPRESENTACIÓN DE LEWIS 80
7.3 REGLA DEL OCTETO 81
7.4 ENLACES IÓNICOS O ELECTROVALENTES 82
7.4.1 CARACTERÍSTICAS DE LOS ENLACES IÓNICOS 83
7.5 ENLACE COVALENTE 84
7.5.1 TIPOS DE ENLACES COVALENTE 85
A) ENLACE COVALENTE POLAR 85
B) ENLACE COVALENTE APOLAR 86
C) ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO 86
D) ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES 87
7.6 ENLACE METÁLICO 89
7.6.1 CARACTERÍSTICAS DE LOS METALES 89
7.7 ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO 90
7.8 GEOMETRÍA MOLECULAR Y TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO 92
7.9 HIBRIDACIÓN 93
94
8.1 ¿QUÉ ES UN GAS? 94
8.2 PRINCIPALES PROPIEDADES DE LOS GASES 94
8.3 TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR 94
8.4 ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES 95
8.5 VARIABLES DE ESTADO 95
8.6 ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES 96
8.7 PROCESOS GASEOSOS RESTRINGIDOS 96
8.8 PROCESO ISOTÉRMICO 97
8.9 PROCESO ISOBÁRICO 97
8.10 PROCESO ISOCÓRICO 97
98
9.1 COMPOSICIÓN CENTESIMAL 98
CAPÍTULO VII: ENLACE QUÍMICO
CAPÍTULO VIII: ESTADO GASEOS O
CAPÍTULO IX: COMPOS ICIÓN CENTES IMAL Y FÓRMULAS
QUÍMICAS
6
9.2 FÓRMULA EMPÍRICA 98
9.3 FÓRMULA MOLECULAR 98
100
10.1 REACCIONES QUÍMICAS 100
10.2 ECUACIÓN QUÍMICA 100
10.3 TIPOS DE REACCIONES 100
A) SEGÚN LA FORMA DE OBTENER PRODUCTO 100
A.1 ADICIÓN, COMBINACIÓN, COMPOSICIÓN
O SÍNTESIS 100
A.2 DESCOMPOSICIÓN 100
A.3 SUSTITUCIÓN SIMPLE 101
A.4 DOBLE SUSTITUCIÓN O METÁTESIS 101
B) SEGÚN EL TIPO DE COMBUSTIÓN 101
B.1 COMBUSTIÓN COMPLETA 101
B.2 COMBUSTIÓN INCOMPLETA 101
C) SEGÚN LA VARIACIÓN DE LAS ENTALPÍAS 101
C.1 EXOTÉRMICAS 101
C.2 ENDOTÉRMICAS 101
D) OTROS REACCIONES 101
D.1 ACUOSAS 101
D.2 FOTOQUÍMICAS 102
D.3 DISMUTACIÓN, DESPROPORCIÓN O AUTOREDOX 102
D.4 NEUTRALIZACIÓN 102
10.4 BALANCE DE ECUACIONES 102
A) BALANCE POR TANTEOS O POR SIMPLE INSPECCIÓN 102
B) BALANCE REDOX 102
10.5 ESTADO DE OXIDACIÓN 103
10.5.1 REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE
OXIDACIÓN 103
105
11.1 CANTIDADES QUÍMICAS 105
11.2 PESO ATÓMICO 105
11.3 PESO MOLECULAR 105
11.4 MOL 106
11.5 NÚMERO DE AVOGADRO: (NA) 106
11.6 ÁTOMO GRAMO DE UN ELEMENTO 106
11.7 VOLUMEN MOLAR 106
CAPÍTULO X: REACCIONES QUÍMICAS
CAPÍTULO XI: CANTIDADES QUÍMICAS
7
107
12.1 DEFINICIÓN 107
12.2 LEYES PONDERALES 107
A) LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA 107
B) LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS 107
C) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES 108
D) LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS 108
12.3 REACTIVO LIMITANTE 109
12.4 REACTIVO EN EXCESO 109
12.5 PORCENTAJE DE RENDIMIENTO 110
12.6 PUREZA DE REACTIVOS 110
111
13.1 ESTADO LÍQUIDO 111
13.2 PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS 112
13.2.1 VISCOSIDAD 112
13.2.2 TENSIÓN SUPERFICIAL 112
13.3 ESTADO SÓLIDO 112
13.3.1 CLASIFICACIÓN DE LOS SÓLIDOS 114
A) SÓLIDOS CRISTALINOS 114
A.1 SÓLIDOS IÓNICOS 114
A.2 SÓLIDOS COVALENTES 115
A.3 SÓLIDOS MOLECULARES 115
A.4 SÓLIDOS METÁLICOS 116
B) SÓLIDOS AMORFOS 116
117
14.1 DEFINICIÓN 117
14.2 CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES 117
14.3 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES 119
14.4 EN FUNCIÓN DE LA NATURALEZA 120
14.5 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES 120
14.5.1 PORCENTAJE EN PESO 121
14.5.2 PORCENTAJE PESO A VOLUMEN 121
14.5.3 PORCENTAJE VOLUMEN A VOLUMEN 121
14.5.4 MOLARIDAD 121
14.5.5 MOLALIDAD 121
14.5.6 NORMALIDAD 121
14.5.7 FRACCIÓN MOLAR 122
CAPÍTULO XII: ESTEQUIOMETRÍA
CAPÍTULO XIII: ESTADO LÍQUIDO Y S ÓLIDO
CAPÍTULO XIV: S OLUCIONES
8
123
15.1 ÁCIDOS Y BASES 123
15.2 ALGUNAS TEORÍAS ÁCIDO BASE 123
15.2.1 TEORÍA DE ARRHENIUS 123
15.2.2 TEORÍA DE BRONSTED – LOWRY 124
15.2.3 TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE GILBERT
NEWTON LEWIS 125
15.3 ¿QUÉ ES UN INDICADOR DE PH? 126
129
16.1 DEFINICIÓN 129
16.2 CELDA ELECTROLÍTICA 129
16.3 CELDA VOLTAICA O GALVÁNICA 130
16.4 POSTULADOS DE LA TEORÍA DE ARRHENIUS 131
16.5 LEYES DE FARADAY 132
16.5.1 PRIMERA LEY DE FARADAY 132
16.5.2 SEGUNDA LEY DE FARADAY 133
16.6 APLICACIONES 134
135
17.1 DEFINICIÓN 135
17.2 RAPIDEZ DE REACCIÓN 135
17.3 ORDEN DE REACCIÓN 136
17.4 FACTORES QUE AFECTAN LA RAIDEZ DE LAS REACCIONES 138
17.4.1 TEMPERATURA 138
17.4.2 ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS 138
17.4.3 PRESENCIA DE UN CATALIZADOR 139
17.4.4 CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS 139
17.4.5 PRESIÓN 139
17.5 ENERGÍA DE ACTIVACIÓN 140
142
18.1 DEFINICIÓN 142
18.2 RELACIÓN ENTRE Kp y Kc 142
18.3 PRINCIPIO DE LE CHATELIER 143
144
19.1 DEFINICIÓN 144
19.2 MATERIALES CONDUCTORES 145
19.3 BANDA DE VALENCIA 146
CAPITULO XV:ÁCIDOS Y BASES
CAPITULO XVI: ELECTROQUÍMICA
CAPÍTULO XVII : CINÉTICA QUÍMICA
CAPÍTULO XVIII: EQUILIBRIO QUÍMICO
CAPÍTULO XIX: MATERIALES CONDUCTORES , AIS LANTES Y
S EMICONDUCTORES
9
19.4 MATERIALES AISLANTES O DIELÉCTRICOS 148
19.5 MATERIALES SEMICONDUCTORES 150
19.6 CRISTAL DE SILICIO PURO 153
19.7 CONDUCCIÓN DEL CRISTAL DE SILICIO PURO 154
19.8 CRISTAL TIPO N. CONDUCCIÓN 155
19.9 CRISTAL TIPO P. CONDUCCIÓN 155
19.10UNIÓN PN. BARRERA DE POTENCIAL. DIODO 156
159
20.1 DEFINICIÓN 159
20.2 RECICLAJE LOS APARATOS ELECTRÓNICOS USADOS 159
20.3 REUSO DE LOS DESECHOS ELECTRÓNICOS 160
20.4 BASURA TECNOLÓGICA 160
164
164
164
165
166
171
CAPÍTULO XX: IMPACTO AMBIENTAL DE LOS DESECHOS
ELECTRÓNICOS
V MATERIALES Y MÉTODOS
VI RES ULTADOS
VII DIS CUS IÓN
VIII REFERENCIA
ANEXOS
APÉNDICE
10
El objetivo fundamental del presente trabajo intitulado
es
desarrollar los diferentes tópicos de la Química General, con el propósito
de ayudar a los estudiantes de Ingeniería Electrónica en el aprendizaje de
la ciencia química, para cuyo fin lo hemos organizado una manera clara,
lógica y relacionando los conceptos básicos necesarios para que el alumno
pueda cursar con éxito la asignatura de química general a nivel
universitario.
El reto que enfrentan actualmente quienes se dedican a la enseñanza es
preparar a los estudiantes para un nuevo milenio, una época de cambios
rápidos. Para un químico es difícil aceptar que no es paz de predecir la
dirección del cambio pero es claro que la velocidad con la que ocurra
estará determinada primordialmente por los cambios en a tecnología.
Igualmente permitirá a los alumnos tener una herramienta de consulta,
formarlos, orientarlos con información reciente de acuerdo a los tópicos de
Química General aplicado a Ingenieros Electrónicos, para hacerlos diestros
en Investigación en cualquier campo laboral.
Este texto, fruto de la experiencia alcanzada en el ejercicio de la
enseñanza de esta materia, está dirigido a los estudiantes de ingeniería
electrónica, en lograr desarrollar el conocimiento sistematizado, e aspecto
teórico – práctico del curso de química, para poder dar una interpretaci
más objetiva de los hechos de la realidad.
II. RESUMEN
TEXTO: “QUÍMICA
GENERAL APLICADO A LA INGENIERÍA ELECTRÓNICA”,
11
El Proyecto de Investigación titulado “
desarrollado observamos la importancia que
tiene de ayudar a los estudiantes en el aprendizaje de la c encia química, para
cuyo fin se ha organizado de una manera clara, lógica y relacionando los
conceptos básicos necesarios para que el estudiante pueda cursar con éxito el
curso de química general con diferentes temas de actualidad en temas de
ingeniería electrónica.
El contenido, secuencia y organización de los temas constituyen la presentación
de principios básicos, seguido por un estudio sistemático de los temas propuestos
pensando en el estudiante con poca base previa de química. Una vez estudiado
cada capítulo, el estudiante debe ser capaz de tener u a concepción total de la
relación de la química y la electrónica en los diferen es campos de la vida diaria e
industria.
El objetivo general el cual era: “Mejorar el rendimiento académico del estudiante
de la Facultad de Ingeniería Eléctrica y Electrónica e la asignatura de Química
General aplicado a los ingenieros electrónicos”, se ha cumplido.
Igualmente en la hipótesis que había planteado: “
y su uso permitirá mejorar el
rendimiento académico del estudiante de la Facultad de Ingeniería Eléctrica y
Electrónica, en los conceptos básicos de la terminología química así como la
aplicación y relación de los diferentes capítulos de la química y la ingeniería
electrónica como por ejemplo: estudio del quinto estado de la materia, las
reacciones químicas en los desechos electrónicos, el grafeno, el enlace metálico,
el estudio de los semimetales como el silicio, el germ nio, que tienen aplicación
en los diferentes componente electrónicos y de esta ma favorecer a los
estudiantes un aprendizaje sólido de la Asignatura; con el objeto realizar
Investigación Científica de alto nivel académico en forma rigurosa, está
plenamente demostrada.
III. INTRODUCCIÓN
TEXTO: QUÍMICA GENERAL APLICADA
A LA INGENIERÍA ELECTRÓNICA”
TEXTO: “QUÍMICA GENERAL
APLICADO A LA INGENIERÍA ELECTRÓNICA”,
12
IV MARCO TEÓRICO
13
La Química es una ciencia experimental que estudia a l materia, su
estructura, composición, leyes y principios, sus transformaciones, sus
propiedades físicas y químicas y su energía.
Otra definición de la química estudia:
Las transformaciones de la materia viva.
Las transformaciones físicas de la materia
Las transformaciones que sufre la materia mediante rea nes químicas
La composición, propiedades y transformación de la materia en las reacciones químicas y las leyes que la rigen
Sólo los cambios energéticos que sufre la materia
Si el universo está constituido de materia y energía, bjeto de la Química,
es tan amplio que es muy difícil que una persona llegue a conocer esta
ciencia con debida profundidad y en toda su extensión, lo una porción muy
restringida de ella.
Esta circunstancia, ha determinado la división de la Q ca en diferentes
ramas, cada una de las cuales se ocupa del estudio de n campo
especializado, aunque éste tenga límites poco definido entre ellas tenemos:
1.2.1 Consiste en el estudio sistemático de las leyes de
esta ciencia y de los principios básicos acerca de la nstitución,
propiedades y transformaciones de las sustancias.
1.2.2 También llamada química mineral, estudia las
sustancias constituyentes de la materia sin vida.
1.2.3 También llamada Química de los compuestos del
Carbono, estudia las sustancias constituyentes de la materia con vida.
CAPÍTULO I : MATERIA
1.1 DEFINICIÓN DE QUÍMICA
1.2 RAMAS DE LA QUÍMICA
Química General:
Química Inorgánica:
Química Orgánica:
ó
ó
ó
ó
ó
14
1.2.4 Emplea técnicas y procedimientos para analizar las
muestras químicas. Se divide en :
Descubre el tipo de sustancias presentes en la
muestra
Logra calcular la cantidad de cada sustancia en
la muestra.
1.2.5 Estudia los proceso químicos que ocurren en los seres
vivos.
Estudia todo lo relacionado con las leyes de la física y
su aplicación a los procesos químicos.
Es una parte de la Química, que estudia los derivados
del petróleo.
Parte de la Química que estudia la relación entre las
reacciones químicas y la corriente eléctrica.
Entre otras ramas tenemos: Radioquímica, Química de lo coloides,
Ingeniería Química, Farmaquímica, Sucroquímica, Astroquímica, etc.
Se denomina así a todo aquello que tiene masa y ocupa
espacio.
El ordenamiento y la interrelación entre las partes que forman la materia,
constituyen la base de su estructura y ésta a su vez determina sus
propiedades. ´
Estas pueden ser según:
Química Analítica:
Q.A. Cualitativa:
Q.A. Cuantitativa:
Bioquímica:
1.2.6Fís icoquímic a:
1.2.7 Petroquímica:
1.2.8 Electroquímic a:
1.3 MATERIA:
1.4 PROPIEDADES DE LA MATERIA
•
•
15
: Una propiedad física, generalmente
describe, la respuesta de la sustancia a cualquier inf uencia externa;
tal como la luz, el calor, fuerza, electricidad; sin necesidad que la
sustancia sea destruida o transformada. En otras palab as son
aquellas propiedades que identifican a una sustancia sin producir un
cambio en la composición de la sustancia. No dependen la
cantidad de masa.
Estas pueden ser:
Tabla 1.1: Propiedades Físicas
Punto de ebulliciónPunto de fusiónBrilloVolatilidad
Color SaborSuavidadLubricidad
OlorDurezaDuctibilidadMaleabilidad
Conductividad térmicaViscosidadDensidad
: Definen la capacidad de la sustancias
para formar otras nuevas; mediante la interacción de u sustancia
con otra o la transformación de una sustancia en otra.
Tienen relación directa con la
definición de una teoría, además de inercia y peso, se considera las
siguientes:
Es la cantidad de materia que tiene un cuerpo.
Es la resistencia que ofrece todo cuerpo a su cambio
estado de reposo o de movimiento.
1.4.1 SEGÚN SUS PROPIEDADES SON FÍSICAS Y QUÍMICAS:
A. PROPIEDADES FÍSICAS
PROPIEDADES FÍSICAS
B. PROPIEDADES QUÍMICAS
1.4.2 SEGÚN SUS PROPIEDADES GENERALES Y ESPECÍFICAS:
PROPIEDADES GENERALES
Mas a:
Ine rcia:
A) :
o
o
16
: Propiedad que tiene la materia de ocupar un lugar en l
espacio, es decir poseer volumen..
: El espacio que ocupa un cuerpo .no puede ser
ocupado al mismo tiempo por otro.
: Todo cuerpo por compacto que sea presenta espacios
vacíos entre sus partículas y moléculas.
: Cualquier tipo de materia aumenta sus dimensiones por
acción del calor.
: Los cuerpos se pueden dividir empleando los medios
adecuados.
: Los cuerpos se atraen unos con otros.
Son inherentes a cada tipo de
sustancia, permitiendo distinguir una de otra, de mane a definida.
: Definida como masa por unidad de volumen, nos permite
identificar y determinar si una sustancia es pura.
: Es la resistencia que ofrecen los cuerpos para ser rayados.
La Escala de Mohs establece un orden de menor a mayor ureza.
Talco Yeso Calcita Fluorita Apatito
Feldespato Cuarzo Topacio Corindón Diamante
: Capacidad que tienen algunos cuerpos sólidos de
formar hilos cuando son estirados. También depende de u arreglo
interno. Ejemplo: el oro.
Resistencia que ofrecen los cuerpos para romperse por
tracción.
o
o
o
o
o
o
o
o
o
o
Extens ión
Impenetrabilidad
Poros idad
Dilatación
Divis ibilidad
Atracción
Dens idad
Dureza
Maleabilidad
Tenacidad:
B) PROPIEDADES ESPECÍFICAS :
17
: Propiedad que tienen algunos cuerpos de cambiar su
forma cuando se aplica una acción y de recuperarla cuando está en
retirada.
: Tiene relación con la interacción de la radiación
electromagnética con la materia y también depende de l s
constituyentes y su ordenamiento.
: Propiedad por la cual ciertos cuerpos, como los
metales pueden convertirse en hilos finos, también la ntan los
metales.
: Expresa la propiedad de ciertos cuerpos de
reducir sus dimensiones por efecto de la presión; los gases son muy
compresible, en cambio los líquidos son prácticamente
incompresibles.
Es la resistencia que ofrecen los fluídos al movimient
de los cuerpos en su seno.
1.5 :
Para un estudio químico ordenado, los cuerpos se han clasificado según
sus características; esta clasificación se clasifica en:
Fig. 1.1: Clasificación de la materia.
o
o
o
o
o
Elas ticidad
Color
Ductibilidad
Compres ibilidad
Vis cos idad:
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
18
1.5.1 SUSTANCIAS: Es la materia químicamente homogénea en su
composición existe un mismo tipo de átomos o un mismo ipo de
moléculas. Una sustancia pura puede ser un elemento o un
compuesto, y su composición es definida y fija.
1.5.1.1 ELEMENTOS: Son sustancias simples, es decir que por
procedimientos químicos ya no pueden descomponerse en
otras sustancias, en su composición hay un solo tipo de
átomos.
Se clasifican en metales, no metales y gases nobles.
1.5.1.2 COMPUESTOS: Son sustancias formadas por dos o más
elementos que se hallan en proporción definida; en su
composición sólo intervienen moléculas del mismo tipo.
Las propiedades de los compuestos son distintas de los de
los elementos individuales que intervienen.
Se clasifican en compuestos inorgánicos y orgánicos.
1.5.2 MEZCLAS: Es la materia formada por dos o más sustancias que no
reaccionan químicamente y participan en proporción variable, cada
sustancia conserva su identidad y sus propiedades físicas y
químicas. Las mezclas pueden ser homogéneas y heterogéneas
1.5.2.1 MEZCLAS HOMOGÉNEAS: Son mezclas que físicamente
toda su masa es uniforme, aquí no se pueden distinguir por
separado a las sustancias constituyentes. Pueden ser de
tres tipos:
Suspensiones
Coloides
Soluciones
A. SUSPENSIONES: Estas mezclas tienen la característica de la
sedimentación, cuando se dejan en reposo, es decir las partículas
sólidas caen al fondo por acción de la gravedad.
Ø
Ø
Ø
19
El diámetro de las partículas dispersas es mayor de un micrómetro.
Ejemplos: Leche magnesia, tinta china, hidróxido de calcio acuoso.
B. COLOIDES: Son mezclas homogéneas cuya característica es el
movimiento incesante y desordenado de las partículas dispersas
llamado Movimiento Browniano (en honor al botánico ingles Robert
Brown, quién lo observó por primera vez en 1828) .
Experimentalmente los coloides se reconocen por el Efe Tyndall,
que consiste en el brillo característico de las partíc las cuando un haz
de luz incide sobre la mezcla.
El diámetro de las partículas dispersas es mayor de un nanómetro pero
menor de un micrómetro.
C. SOLUCIONES: Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias.
Las sustancias pueden hallarse en forma de átomos o moléculas.
En las soluciones verdaderas, la mezcla es íntima hasta el nivel de los
átomos, iones y moléculas individuales.
Las soluciones están compuestas por un disolvente y uno o más
solutos.
Solvente es el componente que se encuentra en mayor pr porción y
soluto en menor proporción.
Tabla 1.2: TIPOS DE COLOIDES O SISTEMAS COLOIDALES
FASE MEDIO SISTEMA EJEMPLOS
20
SÓLIDO LIQUIDO Sol ( * )
Soluciones de almidón
Jaleas
Oro o azufre en agua
Detergente en agua
LIQUIDO LIQUIDO Emulsión
Leche homogeneizada
Mayonesa
Agua en benceno
GAS LIQUIDO Espuma
Crema batida
Espuma de cerveza
SÓLIDO SÓLIDO Sol sólido
Perla
Cristal de rubí
Cuarzo humeante
LIQUIDO SÓLIDO Emulsión
sólida
Opalo
Mantequilla
Cuarzo lechoso
GAS SÓLIDO Espuma sólida
Pómex
Jabón flotante
Lava
Gelatina
Pasta de dientes
SÓLIDO GAS Aerosol sólido
Humo de tabaco
Polvo fino en el aire
Hollín en el aire
LIQUIDO GAS Aerosol líquido
Niebla
Nube
Fijadores para cabello
GAS GAS No existe Entre gases no se forman
coloides
( * ) A los soles que cuajan en forma semisólida, como la gelatina, les llama
geles.
Tabla 1.3: Tipos de Soluciones
DISPERSA DISPERSANTE
21
GAS GAS GAS
Aire(N2 y O2, CO2 , argón, etc )
Mezcla de metano, etano, propano y butano
gaseosos ( Gas natural )
GAS LÍQUIDO LÍQUIDO
Bebidas carbonatadas ( CO2 en agua )
Alberca de natación (Cl2 en agua)
LÍQUIDO LÍQUIDO LÍQUIDO
Vino ( Etanol en agua )
Vinagre ( ácido acético en agua )
Agua oxigenada (H2O2 en agua)
Agua regia: HNO3 y HCl concentrados 1: 3
en volumen
Cerveza ( 5 % de alcohol etílico )
Tintura de Yodo ( I2 en alcohol )
LÍQUIDO SÓLIDO SÓLIDO
Amalgama dental para empastes (Hg líquido
en plata sólida)
SÓLIDO LÍQUIDO LÍQUIDO
Salmuera ( NaCl en agua )
Azúcar en agua
SÓLIDO SÓLIDO SÓLIDO
Se les llama aleaciones :
Bronce : Cu + Sn
Latón : Cu + Zn
Acero : Fe + C
Plata sterling : Ag + Cu
Oro amarillo ( 14 K ):
Au ( 58 % ) + Ag ( 24 %) + Cu( 17 %) +
Zn( 1 %)
Oro amarillo ( 10 K ) :
Au ( 42 % ) + Ag ( 12 %) + Cu( 40 %) +
Zn( 6 %)
1.5.2.2. MEZCLAS HETEROGÉNEAS: Son aquellas mezclas
donde se pueden distinguir fácilmente dos o más
sustancias constituyentes.
Ejemplos:
Mezcla de arena y sal común
Concreto armado: arena, cemento, piedra y agua
S OLUTO DIS OLVENTE S OLUCIÓN EJEMPLOS
22
Líquidos no miscibles como aceites y agua
(emulsiones) ( * )
EMULSIONES: Es la dispersión coloidal de dos
líquidos inmiscibles. La mayoría de las emulsiones
contiene agua como uno de los líquidos siendo el
otro líquido, que ha de ser insoluble en agua,
líquido oleoso o aceite.
Tabla 1.4: TIPOS DE DISPERSIONES: SOLUCIONES DISPERSIONES
COLOIDALES Y SUSPENSIONES
Diámetro promedio
de las partículas
dispersas
0,5 – 2, 5 Å 10 – 1000 Å Mayores de 1000 Å
Comportamiento
con respecto a la
gravedad
No sedimenta
( Movimientos
cinéticos )
No sedimenta
( Movimiento
Browniano )
Sedimenta ( bajo la
influencia de la
gravedad )
Se separa por
diálisis No Sí Sí
Comportamiento
con respecto a la
luz
Transparente
Por lo común traslúcida
u opaca (efecto
Tyndall)
Traslúcida u opaca
Filtrabilidad No filtrable No filtrable Filtrable
Homogeneidad Homogénea En el límite Heterogénea
Número de fases Una Dos Dos
Ejemplos Azúcar en agua
Sal en agua
Suspensión de
almidón, leche
magnesia
Arcilla en agua
ó
PROPIEDAD S OLUCIÓN DIS PERS IÓN
COLOIDAL
S USPENS IÓN
1.6 DIFERENCIAS ENTRE COMPUESTO Y MEZCLA
23
Tabla 1.5: Diferencias entre compuesto y mezcla
Los componentes se hallan en proporc ión constante.
Los componentes no pueden separarse por medios mecánicos o físicos.
Su formación or ig ina cambios de energía.
El compuesto tiene
propiedades d iferentes a las
de cada uno de sus
componentes.
Los componentes pueden var iar su proporción.
Los componentes pueden separarse por la acción de d isolventes o medios mecánicos.
Su formación no origina cambios de energía.
Cada componente conserva
sus propiedades.
: Una sustancia puede ser sólida, líquida,
gaseosa, plasmática, estado Bose Einstein (Quinto estado de la mat ia),
Estado Fermiónico.(Sexto estado de la materia).
: Un sólido mantiene su volumen y forma debido a
que predominan las fuerzas de cohesión. Sus constituye es se
encuentran en estado de reposo relativo, favoreciendo u rigidez.
La naturaleza nos presenta dos formas a través de los cuales la
materia logra su rigidez: Un estado sólido cristalino; donde los
componentes de la materia mantienen regularidad en su
ordenamiento tridimensional, favoreciendo la formación de
estructuras definidas y, un estado sólido amorfo; en el cual no existe
regularidad cuando sus componentes alcanzan la rigidez.
COMPUESTO MEZCLA
1.7 ESTADOS DE LA MATERIA
1.7.1 Es tado Só lido
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
24
En relación a los sólidos; los líquidos conservan
solo su volumen y fluyen para adoptar la forma de sus ecipientes.
Las fuerzas de cohesión y repulsión tienen intensidades parecidas,
favoreciendo su extensión a lo largo de superficies.
Un gas no tiene forma ni volumen y además de
fluir también se expande para ocupar todo el son más i nsas que
las de cohesión.
Se considera el cuarto estado físico de la
materia, se produce cuando un gas se somete a muy altas
temperaturas, el gas se ioniza totalmente, siendo el una
mezcla de iones (átomos con carga eléctrica) y electro es libres. Por
ejemplo; existe plasma en la superficie del sol, en el interior de los
volcanes y en las explosiones nucleares.
El
físico Eric Cornell, Carl Wieman y sus colegas del Instituto Nacional
de Estándares y Tecnologías de la Universidad de Colorado
(EEUU), lograron crear un estado de la materia diferente de los
cuatro hasta ahora conocidos; sólido, líquido, gaseoso y plasma.
Al enfriar vapores de Rubidio hasta una temperatura ré rd de 180
grados nanokelvin, o sea, una millonésima de grado por encima del
cero absoluto (equivalente a – 273, 15 ºC), el equipo
estadounidense materializó lo que los científicos deno inan cubo de
hielo cuántico o condensado de Bose – Einstein.
Fig. 1.2:
Condensado Bose - Einstein
1.7.2 Es tado Líquido :
1.7.3 Es tado Gas eos o :
1.7.4 Es tado Plas mático :
plas ma
1.7.5 El Condensado Bos e – Eins tein, Quinto Estado de la Materia:
25
En 1925, el genio alemán y físico indio Nath Bose postular n que:
Recientes
investigaciones confirmaron este postulado.
El condensado presentaba unas propiedades exclusivas.
. Así describieron sus
observaciones los dos físicos.
Se interrogó a los dos científicos sobre la aplicación de este estado
de la materia. La respuesta fue:
. Con temperaturas tan bajas
se congelaría hasta el movimiento.
Durante la última semana de enero de 2004, un grupo de sicos de
la Universidad de Colorado, Estados Unidos (en la imagen), creó el
sexto estado da materia bautizado con el nombre de condensado
fermiónico. Para formarlo también es necesario alcanzar
temperaturas próximas al cero absoluto.
A temperaturas tan bajas, los átomos y sus partículas ienen
comportamientos muy diferentes dependiendo de su momento
angular intrínseco el espín o rotación de esa partícula.
Si un grupo de partículas ocupa un mismo estado cuántico las
partículas se llaman bosones una condición imprescindi e para
formar un condensado de Bose - Einstein. Los valores del momento
angular intrínseco de los bosones son iguales a un número entero
multiplicado por la Constante de Planck y dividido ent e dos pi. Si las
“Si un gas s e enfriaba muy por debajo de los 0 ºC, s us átomos
perde rán energ ía, se frenarían y entonces s e unirían unos c on
otros para formar un s upe rátomo ins ólito”.
“¿Se imaginan us tedes la
cons trucc ión de relojes atómicos más p recis os o de cár e s
atómicos con barrotes magnétic os ?”
“El cubo de
hie lo cuántico recuerda a una cereza con una picadura ins ecto,
s alvo que s u d iám e tro e s de 2x10– 8 m m ”
1.7.6 Es tado Fermio , Se xto es tado de la materia:
26
partículas no pueden tener el mismo estado cuántico se llaman
fermiones. Los fermiones tienen valores no enteros y conforme al
Principio de exclusión de Pauli, y a diferencia de los bosones, no
pueden ocupar el mismo estado cuántico.
Desde 1956, los físicos saben que en los superconducto s la
corriente eléctrica no es transportada por electrones dividuales y sí
por parejas de electrones ligados. Los electrones son fermiones y,
antes de poder formarse un condensado de Bose - Einstein, es
preciso su emparejamiento. Los físicos de Colorado decidieron
imitar la formación de esas parejas pero en vez de electrones
produjeron un condensado de parejas de átomos sin estar ligados
formando moléculas y moviéndose simultáneamente. Los
investigadores enfriaron una muestra gaseosa del isóto Potasio -
40 hasta los 300 nanokelvin, un nanokelvin es la mil m onésima
parte de un Kelvin. El gas estaba contenido en una cámara de vacío;
para manipular y juntar los átomos emplearon campos magnéticos y
haces de luz láser.
El condensado fermiónico es una nube de átomos de potasio muy
fríos con un comportamiento extraño y con las características de un
superconductor. Según los físicos de la Universidad de Colorado, el
condensado fermiónico se sitúa a medio camino entre los
superconductores y los condensados de Bose - Einstein. Añaden
que observando el comportamiento de los átomos de potasio se
dieron cuenta de la posibilidad de obtener materiales que sean
superconductores a temperatura ambiente y que, por lo nto,
puedan conducir electricidad sin perder energía.
El siguiente cuadro nos muestra una breve comparación de los tres estados
físicos de la materia en base a la sustancia agua.
Tabla 1.7: Estados de la Materia
1.8 CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
27
Definida
IndefinidaIndefinida
Definido
DefinidoIndefinido
Despreciable
Muy pocaAlta
Partículas en contacto y estrechamente empaquetadas en formaciones rígidas.Partículas en contacto, pero móviles.Partículas muy separadas e independientes unas de otras.
Los sólidos y líquidos constituyen los de la materia
por tener un volumen definido; a líquidos y gases se les llama ya que
no poseen propia sino que adaptan al recipiente que los contiene.
Se denomina a cualquier suceso natural observable y
susceptible de ser medido con algún aparato o instrumento, donde las
sustancias que intervienen en general no cambian, y si cambian, cambio
se produce a nivel microscópico.
Distinguimos los fenómenos físicos de los , que
son también sucesos observables y susceptibles de ser medidos, pero en los
cuales las sustancias intervinientes "cambian" macroscópicamente al
combinarse entre sí. A nivel subatómico las reacciones químicas implican
una interacción que se produce a nivel de los electrones de los átomos (no a
nivel de los núcleos atómicos).
No es propiamente un cambio o transformación.
La es la propiedad que presentan ciertos elementos de ha arse al
mismo estado físico en dos o más formas con distintas piedades.
Ejemplos:
ESTADOS DE LA MATERIA
ESTADO FORMA VOLUMEN COMPRESIBILIDAD PROPIEDADES SUBMICROSCÓPICAS
S ólido
LíquidoGase oso
IMPORTANTE:
1.9 FENÓMENOS
FENÓMENO FÍSICO
FENÓMENOS QUÍMICOS
1.10 FENÓMENO ALOTRÓPICO
Alo tro pía
•
•
•
es tados condens ados
fluídos
28
El fósforo se presenta en dos formas alotrópicas al estado sólido.
que arde a 14 ºC, despidiendo gases tóxicos y el
es estable a condiciones de ambiente.
El Fósforo rojo, es estable acondiciones de ambiente.
El al estado gaseosa se presenta como Oxígeno propiamente (O2)
necesario en nuestra respiración y el (O3), tóxico al aspirarse.
El C al estado sólido se presenta como ; que es una piedra
preciosa y el usado en la mina de lápiz.
El se presenta al estado sólido como rómbicos
muy estable y el de inestable.
Fós foro blanco fós foro
ro jo
Oxígeno
ozono
arbono diamante
grafito
azufre azufre de cris tales
cris tale s monoclínicos
CAPÍTULO II: ENERGÍA
29
Es una
forma o cualidad
intangible de la materia
que causa un cambio o
interacción de cuerpos
materiales; en otros
términos, es la
capacidad de realizar
trabajo.
Por lo tanto, todo cambio
físico, químico o nuclear que ocurren en cuerpos mater ales es causado por
la energía.
Es la capacidad que posee la materia para producir cal trabajo en forma
de movimiento, luz, crecimiento biológico, etc. Por materia se entiende
cualquier cuerpo sólido, líquido o gaseoso existente.
Energía cinética, energía que un objeto posee debido a su
movimiento. La energía cinética depende de la masa y la velocidad
del objeto.
La energía potencial es cuando un objeto o cuerpo no está en
movimiento (o sea en reposo)
Ejemplo:
Un columpio (que no está en movimiento)
2.1 DEFINICIÓN:
2.2 FORMAS DE ENERGÍA:
ENERGÍA CINÉTICA
ENERGÍA POTENCIAL
Ø
Ø
30
La energía eléctrica se produce por el movimiento de cargas
eléctricas, específicamente electrones (cargas negativas que giran
alrededor del núcleo de los átomos) a través de un cable conductor.
Cada vez que se acciona un interruptor, se genera un movimiento de
millones de electrones, los que circulan a través de u cable
conductor metálico. Las cargas que se desplazan forman parte de
los átomos que conforman el cable conductor. Los elect se
mueven desde el enchufe al aparato eléctrico ya sea lavadora, radio,
televisión, etc, lo que produce un tránsito de energía ntre estos dos
puntos.
La energía nuclear es aquella que se libera como resultado de una
reacción nuclear. Se puede obtener por el proceso de Fisión nuclear
(división de núcleos atómicos pesados) o bien por Fusión nuclear
(unión de núcleos atómicos muy livianos.
En las reacciones nucleares se libera una gran cantidad de energía,
debido a que parte de la masa de las partículas involucradas en el
proceso, se transforma directamente en energía.
En relación a la liberación de energía, una reacción n ear es un
millar de veces más energética que una reacción química, por
ejemplo, la generada por la combustión del combustible fósil del
metano.
Ø
Ø
Ø
ENERGÍA ELÉCTRICA
ENERGÍA NUCLEAR
ENERGÍA GEOTÉRMICA
31
La energía geotérmica consiste en aprovechar la energí térmica del
interior de la Tierra. El interior de la Tierra es caliente como
consecuencia de la fusión de las rocas. Se han encontr do rocas a
más de 200ºC. El agua caliente también sale al exterior por grietas
de las rocas.
Es la energía que llega a la Tierra proveniente de la estrella más
cercana a nuestro planeta.
El Sol. Esta energía abarca un amplio espectro de Radiación
Electromagnética, donde la luz solar es la parte visible de tal
espectro.
La energía solar es generada por la llamada Fusión Nuclear que es
la fuente de vida de todas las estrellas del Universo.
Es aquella producto de una combustión (cualquier sust que
arde o se "quema"), reacción en la cual se combina el no del
aire con la materia del cuerpo que arde.
Es aquella que el hombre utilizó, en un comienzo, como producto de
su propio esfuerzo corporal. Luego, utilizo la fuerza nimal, para lo
que domesticó animales como bueyes, caballos y burros.
La energía mecánica engloba dos tipos de energía; la rgía
potencial (cuando el cuerpo está en reposo) y la energía cinética
(cuando un cuerpo está en movimiento)
Ø
Ø
Ø
ENERGÍA SOLAR
ENERGÍA QUÍMICA
ENERGÍA MECÁNICA
32
Es la energía obtenida del movimiento de las mareas y s olas del
mar.
Es aquella energía obtenida principalmente de las corrientes de
agua de los ríos.
El agua de un río se almacena en grandes embalses arti ales que
se ubican a gran altura respecto de un nivel de referencia. El agua
adquiere una importante cantidad de energía potencial (aquella que
poseen los cuerpos que se encuentran a cierta altura).
Esta energía es producida por los vientos generados en la atmósfera
terrestre. Se puede transformar en energía eléctrica mediante el uso
de turbinas eólicas que basan su funcionamiento en el giro de aspas
movidas por el viento.
La energía calórica es la energía que se transmiten dos cuerpos
(u objetos) con distintas temperaturas.
Para clasificar las distintas fuentes de energía se pueden utilizar varios
criterios:
A) Según sean o no renovables.
B) Según la incidencia que tengan en la economía del país.
C) Según sea su utilización.
Ø
Ø
Ø
Ø
ENERGÍA MAREOMOTRIZ
ENERGÍA HIDRÁULICA
ENERGÍA EÓLICA
ENERGÍA CALÓRICA
2.3 ¿CÓMO SE CLASIFICAN LAS FUENTES DE ENERGÍA?
33
Llamaremos fuentes de a aquéllas cuyo
potencial es inagotable por provenir de la energía que llega a nuestro
planeta de forma continua como consecuencia de la radiación solar o
de la atracción gravitatoria de otros planetas de nues ro sistema solar.
Son la energía solar, eólica, hidráulica, mareomotriz la biomasa.
Las fuentes de son aquéllas que existen en
una cantidad limitada en la naturaleza. No se renuevan a corto plazo y
por eso se agotan cuando se utilizan. La demanda mundial de energía
en la actualidad se satisface fundamentalmente con este tipo de
fuentes. Los más comunes son carbón, petróleo, gas natural, ur nio e
hidrógeno (éstas utilizadas en fisión y fusión nuclear respectivamente).
Si atendemos al segundo criterio de clasificación, llamaremos
a aquéllas que tienen una
participación importante en los balances energéticos d los países
industrializados. Es el caso del carbón, petróleo, gas natural,
hidráulica, nuclear.
Por el contrario se llaman , o
nuevas fuentes de energía, a las que por estar en una etapa de
desarrollo tecnológico en cuanto a su utilización gene alizada, no
cuentan con participación apreciable en la cobertura de la demanda
energética de esos países. Es el caso de la energía solar, eólica,
mareomotriz y biomasa.
Según sea su utilización las fuentes de energía las podemos
clasificar en primarias y secundarias. son las que se
obtienen directamente de la naturaleza, como ejemplo t nemos el
carbón, petróleo, gas natural. Es una energía acumulada.
, llamadas también útiles o fínales, se obtienen a partir de
las primarias mediante un proceso de transformación po medios
técnicos. Es el caso de la electricidad o de los combustibles.
A) energ ía renovables
energ ía no renovables
B)
fuentes de energ ía conve ncionales
fuentes de energ ía no convencionales
C)
Las primarias
Las
s ecundarias
34
Según la Teoría de la Relatividad, propuesta por Alber Einstein, la
masa y la energía son dos formas en las que se puede manifestar la
materia y están relacionadas de la siguiente fórmula.
E = m c 2
Donde:
E = energía m = masa del cuerpo
c = Velocidad de la luz = 3 x 10 8 m/s
De acuerdo con la misma teoría de la Relatividad, se p ntea que:”La
masa de todo cuerpo se ve sensiblemente
aumentada cuando éste se moviliza con
alguna rapidez en relación a un determinado
marco de referencia inercial”
Así, cuando un cuerpo se mueve a gran
velocidad, su masa será mayor en relación a
la que tenía cuando se encontraba en reposo
Donde:
m i = Masa inicial, cuando se encuentra en reposo relativo
m f = Masa final
v f = Velocidad
c = Velocidad de la luz
Esta relación es significativa sólo para cuerpos que viajan a grandes
velocidades, como por ejemplo las partículas subatómicas aceleradas
(electrones, protones, neutrones, etc.) en ciclotrones y betatrones que
2.4 EQUIVALENCIA ENTRE MASA Y ENERGÍA
2.5 RELATIVIDAD DE LA MASA
Fig . 2 .1: Albert Eins te in, c ientífic o
que revo luc io nó la Fís ica
2
1
m im f
v f
c
= −
35
son instrumentos creados por el hombre para incrementa la velocidad
de partículas. Para cuerpos ordinarios, cuyas velocida s son muy
pequeñas respecto de la velocidad a la luz, el increme to de la masa
inercial es extremadamente pequeña que ningún instrumento de
medida es capaz de detectar, por lo tanto no tiene mayor significado.
36
3.1 Es todo aquello que es suceptible a ser medido.
3.2
La necesidad de tener una unidad homogénea para deter inada magnitud,
obliga al hombre a definir unidades convencionales.
Ante la diversidad de sistemas de unidades y las diver s equivalencias, que
hacen tediosas las operaciones y, con el objeto de garantizar la uniformidad
y equivalencia en las mediciones, así como facilitar todas las actividades
científicas, tecnológicas, industriales y comerciales, nació oficialmente en
1960 el S.I. que utiliza pocas unidades y es una ampliación de la forma MKS
del Sistema Métrico Decimal.
En la décimocuarta Conferencia General de 1971, el Comité Internacional
de Pesas y Medidas fija 7 unidades de base, 2 suplementarias y unidades
derivadas, con sus símbolos correspondientes aceptados por todos los
países del mundo.
3.3
3.3.1
3.3.1.1 Son aquellas que
sirven de base para escribir las demás magnitudes.
Tabla 3.1: Magnitudes fundamentales
metro m
kilogramo kg
CAPÍTULO Nº 3: MEDICIONES FUNDAMENTALES
MAGNITUDES FÍSICAS:
SISTEMA DE UNIDADES :
CLASIFICACIÓN DE LAS MAGNITUDES FÍSICAS :
POR SU ORIGEN :
MAGNITUDES FUNDAMENTALES:
MAGNITUD UNIDAD SÍMBOLO
LONGITUD
MASA
37
segundo s
Ampere A
Kelvin K
candela cd
mol mol
3.3.1.2
Tabla 3.2: Magnitudes suplementarias
radián rad
estereoradián sr
Son aquellas magnitudes que están
expresadas en función de las magnitudes fundamentales.
TIEMPO
INTENSIDAD DE
CORRIENTE ELÉCTRICA
TEMPERATURA
TERMODINÁMICA
INTENSIDAD LUMINOSA
CANTIDAD DE
SUSTANCIA
MAGNITUDES SUPLEMENTARIAS:
MAGNITUD UNIDAD SÍMBOLO
ÁNGULO PLANO
ÁNGULO SÓLIDO
3.3.1.3 MAGNITUDES DERIVADAS:
38
Tabla 3.3 : Magnitudes derivadas
metro cuadrado m 2
metro cúbico m 3
kilogramo por metro cúbico kg/ m 3
newton N
pascal Pa
joule J
voltio V
coulomb C
hertz Hz
watt w
3.3.2
3.3.2.1 Son aquellas magnitudes
que están perfectamente determinadas con sólo conocer
su valor numérico y su unidad . Ejm; tiempo, potencia, calor
específico, volumen, temperatura, etc.
MAGNITUD UNIDAD SIMBOLO
ÁREA
VOLUMEN
DENSIDAD
FUERZA
PRESIÓN
TRABAJO , ENERGÍA
TENSIÓN O FUERZA
ELECTROMOTRIZ ( FEM)
CANTIDAD DE CARGA
ELÉCTRICA
FRECUENCIA
POTENCIA
POR SU NATURALEZA :
MAGNITUDES ESCALARES:
39
3.3.2.2 Son aquellas magnitudes
que además de conocer su valor numérico y su unidad, se
necesita su dirección y sentido para que dicha magnitu
quede perfectamente determinada. Ejm; velocidad,
aceleración, fuerza, etc.
3.4
En física es muy frecuente usar números muy grandes pero también muy
pequeños. Para su simplificación se hace uso de los múltiplos y
submúltiplos.
Tabla 3.4: Múltiplos, submúltiplos
Yotta 1000 000 000 000 000 000 000 000 10 24
Zetta 1000 000 000 000 000 000 000 10 21
Exa 1000 000 000 000 000 000 10 18
Peta 1000 000 000 000 000 10 15
Tera 1000 000 000 000 10 12
Giga 1000 000 000 10 9
Mega 1000 000 10 6
Kilo 1000 10 3
hecto 100 10 2
Deca 10 10 1
MAGNITUDES VECTORIALES:
NOTACIÓN EXPONENCIAL
3.5 MÚLTIPLOS, SUBMÚLTIPLOS Y PREFIJOS PARA LAS UNIDADES
MÉTRICAS
MÚLTIPLOS
PREFIJO S ÍMBOLO VALOR EQUIVALENTE
Z
E
P
T
G
M
K
H
Da
Y
40
deci 0,1 10 – 1
centi 0,01 10 – 2
mili 0,001 10 - 3
micro 0,000 001 10 – 6
nano 0,000 000 001 10 – 9
pico 0,000 000 000 001 10 - 12
femto 0,000 000 000 000 001 10 – 15
atto 0,000 000 000 000 000 001 10 – 18
zepto 0,000 000 000 000 000 000 001 10 - 21
yocto 0,000 000 000 000 000 000 000 001 10 - 24
La temperatura es una propiedad de la materia que nos dica el grado de
agitación molecular que en promedio tiene un cuerpo, a mayor temperatura
significa que en el cuerpo las moléculas se mueven con mayor velocidad.
Se puede asumir también que la temperatura mide la energía interna
de un cuerpo.
La temperatura es una propiedad intensiva que no depen de la
masa, dos cuerpos de diferentes masas pueden hallarse la misma
temperatura. La mayor o menor temperatura de un cuerpo depende de
la cantidad de energía cinética que poseen las partículas que forman
los átomos o moléculas.
SUBMÚLTIPLOS
d
c
m
n
p
f
a
z
y
3.6 TEMPERATURA
m
Ø
Ø
41
¿Calor es igual que temperatura?
No, calor es una forma de energía interna en tránsito ue depende de
la masa. El calor fluye de mayor a menor temperatura.
A B TA > TB
Calor
.-Todos los átomos están constituidos de átomos y
moléculas en movimiento. La suma de energías debido al movimiento de
traslación, rotación y vibración, es lo que se llama e rgía interna.
: Es aquel instrumento que sirve para medir la temperatura.
: Pueden ser relativas y absolutas.
Usan como referencia los puntos de
congelación y ebullición del agua.
Las más empleadas son:
Cuando la
presión exterior es una atmósfera. , marca 0º en el punto de
congelación de agua y 100º en su punto de ebullición, dicho
intervalo en 100 divisiones, cada una de las cuales en un grado
centígrado.
( º F ), Cuando la
presión exterior es de una atmósfera, marca 32º en el punto de
congelación del agua y 212 º en su punto de ebullición, divide el
intervalo en 180 divisiones, cada una de las cuales re resenta un
grado Fahrenheit.
3.7 ENERGÍA INTERNA
3.8 TERMÓMETRO
3.9 ESCALAS TERMOMÉTRICAS
A) ESCALAS RELATIVAS:
A.1) ESCALA CELSIUS O CENTÍGRADO : ( ºC ),
A.2) ESCALA FAHRENHEIT O INGLESA :
42
: Su cero coincide con el Cero Absoluto de
temperatura, éste es un punto teórico no alcanzado aún por ningún
cuerpo y donde hipotéticamente se sostiene no habría imiento
molecular.
Se inicia en el cero absoluto y la presión
exterior es de 1 atm, marca 273º en el punto de congelación del agua y
373º en el punto de ebullición, el tamaño de 1K equivale a 1º C.
Se inicia en el cero absoluto, la presión
exterior es de 1 atm, marca 492 en el punto de congelación del agua y
672 en su punto de ebullición. El tamaño de 1º R equivale al de 1ºF.
Aplicando Thales, para las 4 escalas.
B) ESCALAS ABSOLUTAS
B.1) ESCALA KELVIN : ( K ):
B.2) ESCALA RANKINE ( R ):
3.10 RELACIÓN DE ESCALAS
Cº F º K R
100 º 212 º 373 672
P ex t. = 1 atm.
T º C T º F T K T R
0 º 32 º 273 492
0 º 4
- 273 º - 460 º 0 0
3.11 CONVERSIÓN DE LECTURAS:
Punto de cong e lac ión
de l agua .
Punto de ebullic ión de l agua.
Pun to de fus ión
mezc la de sale s amoniac ales
Cero abs o lu to
43
Simplificando se tiene:
Las fórmulas que se indican a continuación se usan cuando hay variación (
aumento o disminución) de temperatura.
T = 100 º C = 180 º F = 100 K = 180 R
Se tiene: 1 º C = 1,8 º F = 1 K = 1,8 R
donde: 1 º C = 1,8 º F 1 º C = 1 K 1º F = 1 R
Para resolver ejercicios de escalas, termométricas, primero se
identifica si se trata de una variación de temperatura o de un cambio de
escala.
Es una unidad física de concentración que resulta de
dividir la masa de un cuerpo entre su volumen.
Cada sustancia ( sólido , líquida o gas ), tiene su propia densi d.
D = M / V
º 0 º 32 273 492
100 0 212 32 373 273 672 492
º º 32 273 492
100 180 100 180
º º 32 273 492
5 9 5 9
T C T F T K TR
T C T F T K TR
T C T F T K TR
− − − −= = =
− − − −
− − −= = =
− − −= = =
∆
3.12 VARIACIÓN DE TEMPERATURA :
Nota:
3.13 DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO
3.13.1 DENSIDAD:
44
g/mL , kg/L , lb/ pie 3 , lb/gal
Se denota con D o
1) Considerando en los 3 estados de la materia.
* La densidad de una sustancia varía de acuerdo con su estado.
Ejemplo: H2O.
- A 0ºC hielo tiene una D = 0,9998 g/mL a medida que a menta la
temperatura, la estructura rígida del hielo colapsa aumentando su
densidad.
- A 4ºC no predomina ningún efecto, y el agua alcanza
máxima densidad de 1,00 g/mL.
- Por encima de 4ºC existe el efecto de un aumento mole ular y el
líquido continua dilatándose por consiguiente disminuye su
densidad.
D H 2 O = 1 g/ ml = 1 kg / L = 62,4 lb/pie 3
D aire = 1,293 g/cc ( 0ºC y 1 atm a CN. )
* La densidad de un cuerpo depende de la presión y tem ratura;
ambos parámetros modifican el volumen del cuerpo pero su
masa.
Tabla 3.5: Relación de densidades y la temperatura
0 0, 9998
4 1, 0000
50 0, 9981
UNIDADES:
OBSERVACION Nº 1:
OBSERVACION Nº 2:
VALORES IMPORTANTES
T ºC D ( g /cc )
σ
45
Se halla dividiendo, la masa total de
la mezcla entre el volumen total de la misma.
Donde: Mt = Masa total = M1 + M2 + M3 + .................. + Mn
Vt = Volumen total = V 1 + V 2 + V 3 + ......................+ Vn
Dm = Densidad de la mezcla.
* La densidad de una mezcla no es igual a la suma de l s densidades
de los componentes.
Dm es igual a D1 + D2 + D3 + .........................+ Dn
* Si los volúmenes de cada componente de la mezcla es isma ; Se
cumple que :
La densidad de la mezcla siempre está comprendido entr las
densidades > y <.
Densidad menor < Dm < Densidad mayor.
3.13.2 DENSIDAD DE UNA MEZCLA:
OBSERVACION Nº 3:
no
OBSERVACION Nº 4:
OBSERVACION Nº 5:
MtDm
Vt
n nn
n n
D V D V D V D VM M M MDm
V V V V V V V V
nD D D DDm
n
=
+ + ++ + += =
+ + + + + +
+ + + +=
1 1 2 2 3 31 2 3
1 2 3 1 2 3
..................
......... .........
1 2 3 .........
46
Es una cantidad adimensional que resulta
de dividir la densidad de un cuerpo entre las densidad de otro cuerpo
con el cual se desea comparar.
Donde : Dr = Densidad relativa de A con respecto a B.
DA = Densidad de A.
DB = Densidad de B.
La densidad relativa carece de unidades.
Es una unidad física de concentración que
resulta de dividir el peso de un cuerpo entre su volum n.
Se denota con pe o
=
Donde:
= peso específico.
w = peso. Dina/cm3 , N/ cm3 , lbf/pie3 , N/m3
V = volumen.
* Relación entre ( D ) y peso específico ( )
= …………………….
donde g: aceleración de la gravedad.
3.13.3 DENSIDAD RELATIVA:
OBSERVACION Nº 6:
OBSERVACION Nº 7:
3.13.4 PESO ESPECÍFICO:
UNIDADES
A
B
DADr D
B D
A BD es diferente D
B A
w
V
w
V
mgD g
V
= =
δ
δ
δ
δ
δ σ = =
47
El átomo es la partícula más pequeña de un elemento químico que conserva
las propiedades de dicho elemento; es un sistema dinámico y energético en
equilibrio, constítuido por dos partes:
4.2 NÚCLEO
Es la parte central
Muy pequeño
Presenta carga positiva
Contiene aproximadamente 200 tipos de partículas denominadas
nucleones, de los cuales los protones y los neutrones on los más
importantes (nucleones fundamentales). Estas poseen una gran masa
en comparación con otras partículas (99, 99%).
Fig. 4.1 Estructura del átomo
CAPÍTULO IV: ESTRUCTURA ATÓMICA I
4.1 CONCEPTO ACTUAL DEL ÁTOMO:
o
o
o
o
48
4.3 ENVOLTURA O ZONA EXTRANUCLEAR:
Es un espacio muy grande (constituye el 99, 99% del volumen atómico),
donde se encuentran los electrones ocupando ciertos estados de energía
(orbitales, subniveles y niveles).
Los electrones se encuentran a distancias no definidas especto al núcleo y
se desplazan en torno a ella en trayectorias también i inidas, porque
según la mecánica ondulatoria o mecánica cuántica, sólo podemos
determinar la región espacial energética donde existe la mayor probabilidad
de encontrar un electrón, llamado orbital o nube elect nica.
4.4 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS FUNDAMENTALES
Tabla 4.1: CARACTERÍSTICAS DE LA PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
FUNDAMENTALES
Masa Carga
Partícula Símbolo
En gramos En u.m.a. Absoluta Relativa
Descubridor
Electrón e – 9,1095x10 - 28 0, 00055 - 1,6022x10–19 C - 1 J. Thomson
( 1897 )
Protón p + 1,672x10 – 24 1, 0073 +1,6022x10–19 C + 1 Ernest
Rutherford
( 1919 )
Neutrón n º 1,675x10 - 24 1, 0087 0 0 J. Chadwick
( 1932 )
Se le denomina partícula a un cuerpo dotado de masa, y del que se hace
abstracción del tamaño y de la forma.
Una partícula subatómica es una partícula más pequeña ue un átomo,
puede ser elemental o compuesta.
4.5 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
49
A principios del siglo XX, se realizó el descubrimiento de unas partículas
subatómicas llamadas protón, electrón y neutrón, estas están contenidas en
el átomo.
Las partículas subatómicas de las cuales se sabe su existencia son:
Bosón, Positrón, Electrón, Protón, Fermión, Neutrino, drón, Neutrón,
Leptón, Quark, Mesón.
Las partículas están formadas por componentes atómicos como los
electrones, protones y neutrones, (los protones y los utrones son
partículas compuestas), estas están formadas de quarks.
Los Quarks se mantienen unidos por las partículas gluo que provocan una
interacción en los quarks y son indirectamente responsables por mantener
los protones y neutrones juntos en el núcleo atómico.
Donde:
Z = Número atómico
A = Peso atómico o masa atómica
nº = Número de neutrones
Cuando el átomo es neutro, se tiene: Z = p + = e –
Cálculo del número de neutrones: nº = A – Z
Por lo tanto: nº = A – p + ó nº = A - e -
4.6 REPRESENTACIÓN DE UN ELEMENTO
AZ E A
Z E
50
Tabla 4.2: Tipos de núclidos
Elementos iguales, que tienen
números atómicos iguales,
pero diferente masa atómica y
diferente número de neutrones.
Elementos diferentes, pero
tienen la masa atómica igual.
Elementos diferentes, masas
diferentes, números atómicos
diferentes, pero número de
neutrones iguales.
Desde la antigüedad el ser humano se ha cuestionado
de que estaba hecha la materia, unos 4000 años a.C, el filósofo griego
Demócrito consideró, que la materia estaba constituida po pequeñas
partículas, que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello
llamo a esta partícula ÁTOMO, que en el griego quiere r
"indivisible". Demócrito atribuyo a los átomos la cual d de ser
eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo la idea de Demócrito
4.7 TIPOS DE NÚCLIDOS
TIPOS DE
ÁTOMOS
REPRESENTACIÓN DEFINICIÓN
ISÓTOPOS O
HÍLIDOS
ISÓBAROS
ISÓTONOS
4.8 MODELOS ATÓMICOS
DEMÓCRITO:
1 2
1 2º º
;
1 21 2;
1 2
1 21 2
º º
;
A A
Z Z
n n
E E
A AZ ZE E
A AZ Z
n n
E E
A)
51
sobre la materia no fue aceptada por filósofos de esa poca, y hubiera
de transcurrir cerca de 2200 años, para que la idea de átomo fuera
tomada de nuevo en consideración.
Fué el primero en introducir el concepto de átomo.
Dalton postuló que la materia era discontinua y no continua y que
estaba formada por partículas indivisibles muy pequeñitas a las que
llamamos átomos.
Postulados:
La hipótesis de Dalton se basa en los siguientes postulados:
1. Los elementos están constituidos por átomos, que so partículas
independientes, inalterables e indivisibles.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto
de propiedades.
3. Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y
propiedades.
4. los componentes se forman por la unión de átomos de los
correspondientes elementos en relación sencilla de número entero.
5. En las reacciones químicas los átomos no se crean ni se destruyen
únicamente se redistribuyen.
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN.
Descubrió en 1897 que los rayos catódicos no eran un f ujo sin masa,
sino chorros de partículas cargadas negativamente y co masa, a las
que llamó "electrón" . Propuso que éstos se encontraban en el átomo,
como las pasas de un pastel, envueltos como una sustancia rígida y de
carga positiva.
B) JOHN DALTON (1766 -1844)
C) JOSEPH JOHN THOMPSON: (1856 – 1940)
52
DESCUBRIMIENTO DEL NUCLEO ATÓMICO.
Éste científico colocó una muestra de material radioactivo (polonio),
junto a una lámina de oro, a la que recubrió con placas fotográficas. Al
observar como las partículas alfa, que poseen carga positiva,
atraviesan la lámina de oro, comprobó que algunas se desviaban y
otras rebotaban.
Este hecho contradecía el modelo de Thompson. propuso que los
electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas, ig al que lo hacen
los planetas alrededor del sol.
DESCUBRIMIENTO DE ÓRBITAS DEFINIDAS CIRCULARES CON
ENERGÍA DETERMINADA.
Éste científico descubrió en 1913 que existe un número limitado de
órbitas o niveles de energía. Un año antes, en 1912, T pson había
descubierto el protón o núcleo de hidrógeno.
Físico alemán que profundizó en la teoría de Niels Bohr sobre los
espectros. Pasó la mayor parte de su vida profesional Munich.
Sommerfeld estudió una gran variedad de problemas (giroscopios,
difracción electrónica y de rayos X, ondas de radio.). Su trabajo más
conocido es el de los espectros atómicos. Desarrolló, profundizando en
ella, la teoría de la estructura atómica concebida por Niels Bohr.
Sommerfeld sustituyó el modelo de las orbitas electrónicas circulares
por las orbitas elípticas e introdujo un nuevo numero uántico azimutal.
En 1916, Friedrich Paschen confirmaba con cierto detalle la hipótesis
de Sommerfeld
D) ERNEST RUTHERFORD: (1871 - 1937)
E) NIELS BOHR: (1885 -1962)
F) SOMMERFELD, ARNOLD: (1868 - 1951)
53
Para comprender qué es la teoría de los cuantos debemos referirnos a las
teorías clásicas a fin de que resalten las diferencias que existen entre
ambas. Digamos primero que mientras que las leyes dadas por las teorías
clásicas permiten describir los fenómenos que tienen l gar en los campos
macroscópico y microscópico, las leyes dadas por las t orías cuánticas, en
cambio, son válidas en los dominios del mundo atómico.
Así pues, lo esencial es notar que estamos ante dos mun s con
características distintas, regidos por leyes distintas; por tal razón, mientras la
mecánica clásica permite describir el movimiento de lo planetas alrededor
del sol, la mecánica cuántica estudia los procesos electrónicos alrededor del
núcleo atómico.
El concepto que hizo estallar la crisis cuando todavía no había nacido la
teoría de los cuantos, fue el de energía. Efectivament mientras en el
dominio macroscópico un cuerpo puede poseer prácticamente cualquier
valor de energía, en el mundo atómico, en cambio, una artícula sólo puede
tener valores fijos de energía y pasar de uno a otro a saltos, como si se
tratasen de escalones de energía.
El consiste en la emisión de electrones por un material
cuando se le ilumina con radiación electromagnética (l z visible o
ultravioleta, en general). A veces se incluyen en el t otros tipos de
interacción entre la luz y la materia.
El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz en 1887,
al observar que el arco que salta entre dos electrodos conectados a alta
tensión alcanza distancias mayores cuando se ilumina con luz ultravioleta
que cuando se deja en la oscuridad. La explicación teórica solo fue hecha
4.9 TEORÍA DE LOS CUANTOS
4.10 EFECTO FOTOELÉCTRICO:
efecto fotoeléctrico
54
por Albert Einstein, quien publicó en 1905 el revolucionario artículo
“Heurística de la generación y conversión de la luz”, basando su formulación
de la fotoelectricidad en una extensión del trabajo sobre los cuantos de Max
Planck.
Fig. 4.2: Efecto fotoeléctrico
Max Planck:
Donde:
E = Energía de un fotón
h = Constante de Planck : 6,63 x 10 -34 J.s
c = Velocidad de la luz: 3 x 10 8 m/s
Efecto Fotoeléctrico:
Ec = Energía cinética
= Longitud de onda
0 = Longitud de onda en el umbral
4.11 FÓRMULAS DE MAX PLANCK Y EFECTO FOTOELÉCTRICO
E h
hcE
cE E E
c
hc h cE c c
hc hcE E hc
n
l
l l
l l
l l l l
=
=
= +
= + −
= − =====> =
λ
λ
0
0
. 0
0 0 .
55
Los números cuánticos son valores numéricos discretos que nos indica las
características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría
atómica de Niels Bohr, que es el modelo atómico más ac ptado y utilizado
en los últimos tiempos por su simplicidad.
Estos números cuánticos son:
( = 1, 2, 3, 4 ... ), indica el nivel de energía en el ue se halla el
electrón. Esto determina el tamaño del orbital. Toma valores enteros.
Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del orbital.
( = 0,1,2,3,4,5,...,n – 1), indica la forma de los orbitales y el subnivel de
energía en el que se encuentra el electrón.
Si:
Subórbita "s" ("forma circular") proviene de harp
( ).
Subórbita "p" ("forma semicircular achatada") proviene
de rincipal.
Subórbita "d" ("forma lobular, con anillo nodal") proviene
de ifuse ( ).
Subórbita "f" ("lobulares con nodos radiales") proviene
de undamental.
Subórbita "g"
Subórbita "h"
4.12 NÚMEROS CUÁNTICOS
I) El NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL; (n):
II) El NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO, DEL MOMENTO ANGULAR
O AZIMUTAL; (l):
l = 0: s s
l = 1: p
p
l = 2: d
d
l = 3: f
f
l = 4:
l = 5:
n
l
ítido
difus o
n
56
Indica la orientación
espacial del subnivel de energía, "( m = - l,..., - 2, - 1, 0, + 1, + 2, ...,+ l )".
Para cada valor de “ hay ( 2 + 1 ) valores de .
indica el sentido de giro del
campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma
valores 1/2 y -1/2.
Tabla 4.3: Números cuánticos
Nombre Símbolo Significado orbital
Rango de valores
Valor ejemplo
Número Cuántico principal
n shell o capa 1 = 1, 2, 3 , …
Número Cuántico
Secundario o azimutal
( Momento angular )
l subshell o subcapa
0 ( n – 1 )Para = 3 = 0, 1, 2
s, p , d
Número Cuántico
Magnético, ( Proyección de momento
angular)
m energía shift -l + lPara = 2
= - 2, - 1, 0, +1, +2
Número Cuántico Spin
s Spín Para un electrón sea:
s =
III) El NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO; ( ):
IV) El NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN; ( ):
n n
ln
l
ml
m
m
s
l” l m
≤
≤ ≤
≤ ≤
− +
− +
1 1
2 21 1
;2 2
y
57
Es el modo en el cual los electrones están ordenados e el átomo.
Cumple con la regla del serrucho o de sarrus.
Fig. 4.3: Regla del serrucho
El orbital es la descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región del espacio disponible para un electrón. Cada orbital con diferentes valores de presenta una energía específica para el estado del electrón.
Fig. 4.4: Orbitales
4.13 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
4.14 ORBITALES
n
58
Es un esquema donde se encuentran ordenados y clasificados los
elementos químicos, de acuerdo a su número atómico y sus propiedades.
La tabla periódica es un auxiliar de mucha importancia para muchos
estudiantes, profesores y profesionales, ligados a las ciencias y muy
especialmente al área de química, pues nos permite conocer las
propiedades de un elemento de acuerdo a su ubicación, demos saber
si es un metal, no metal o gas noble, del mismo modo su electronegatividad,
peso atómico, punto de fusión, punto de ebullición, número atómico, radio
atómico, etc.
Distribuyó los elementos hasta ese entonces conocidos n metales y
no metales (electropositivos y electronegativos).
Estableció la hipótesis que: “Propuso el ordenamiento ementos
en base al Hidrógeno según la cual las masas atómicas dio eran
números enteros y múltiplos de aquel”.
Con el descubrimiento de los isótopos decae esta teoría, sobre todo
con los experimentos efectuados por el francés Dumas.
CAPÍTULO V : TABLA PERIÓDICA
5.1 CONCEPTO TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
5.2 DESARROLLO ATÓMICO DE LA TABLA PERIÓDICA
Deficiencias :
A. JUAN JACOBO BERZELIUS
B. WILLIAM PROUT
59
El alemán Johann Dobereiner, agrupa los elementos de p opiedades
similares en conjunto de tres llamados “Triadas”, observando que en
cada triada el peso atómico de uno de los elementos era
aproximadamente el promedio de los otros dos.
Tabla 5.1: Triadas de Dobereiner
Elemento P.A Elemento P.A Elemento P.A Elemento P.A
Li 7 Ca 40 S 32 Cl 35,5
Na 23 Sr 88 Se 79 Br 89
K 39 Ba 37 Te 127 I 127
No todos los elementos forman triadas
Están ordenados de acuerdo a su número de masa.
En 1862, el francés Alexandro Beguyer de Chancourtois, hizo un
ordenamiento de los elementos graficándolos en la pare e un cilindro
en orden creciente a sus masas atómicas promedio en forma de hélice,
la que luego dividió en 16 segmentos colocando en cada no de ellos
la forma vertical a los elementos de propiedades semejantes a lo cual
denominó “Caracol Telúrico”.
Fig. 5.1: Caracol Telúrico
C. TRIADAS DE DOBEREINER
D. CARACOL TELÚRICO
Deficiencias :
Ø
Ø
60
El Ingles John Newlands, ordena los elementos conocidos en la época
en función creciente a su peso atómico, observando que cada octavo
elemento tenía propiedades semejantes al primero donde se empezó a
contar.
Tabla 5.2: Octavas de Newlands
1 7 9 11 12 14 16
19 23 24 27 28 31 32
Si bien el sistema funcionaba hasta el elemento Potasio, no ocurría
así para elementos de mayor peso atómico.
Al descubrirse nuevos elementos y entre ellos los gas nobles, ya
no resultaba aplicable la “Ley de las octavas”.
E. OCTAVAS DE NEWLANDS
ELEMENTO H Li Be B C N O
PESO
ATÓMICO
ELEMENTO F Na Mg Al Si P S
PESO
ATÓMICO
Deficiencias :
§
§
61
El ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev y el alemán Julius Lothar Meyer
trabajando independientemente lograron establecer una sificación
de los elementos casi idénticas.
Se establece por primera vez una , la cual sostiene que
“Las propiedades de los elementos dependen de su peso atómico y se
repiten sistemáticamente al ordenarlos en función creciente a esta
propiedad”.
En la tabla periódica de Mendeleiev, existen columnas ticales y
grupos, donde se hallan los elementos de propiedades lares.
Mendeleiev, en su tabla deja espacios vacíos para los elementos ue
según él no habían sido descubiertos, indicando las pr piedades que
deberían tener. Al descubrirse nuevos elementos, queda comprobada
la genialidad del químico ruso ya que las propiedades por él indicadas
resultaban muy cercanas y en algunos casos idénticas las que
realmente tenían estos elementos.
Por ejemplo : El Escandio, Galio, Germanio y Renio a los que había
denominado: EKA - BORO, EKA – ALUMNIO, EKA – SILICIO Y DVI –
MANGANESO, respectivamente.
En su época Mendeleiev clasificó a 63 elementos que co cía y para
predecir las propiedades de los elementos no descubiertos, determinó
que las propiedades de los elementos se encontraban re acionadas con
los elementos que los circundaban.
Esta tabla no expresa la configuración electrónica de átomos.
No consideró la existencia de los gases nobles.
F. TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV Y MEYER
Ley Periódica
Deficiencias :
Ø
Ø
62
La ley periódica de pesos atómicas crecientes no se cumple en
algunos casos.
Los elementos poseen una valencia, lo cual es falso.
Los metales y no metales, no siempre se encuentren clarame e
diferenciados, así el Mn ( metal ), se halla en le mismo grupo del
Cloro ( no metal ).
Tabla 5.3: Predicción según Mendeleiev y Winkler
Masa atómica promedio
aproximada : 72
Masa atómica promedio : 72, 6
Peso específico aproximado : 5, 5 Peso específico : 5, 35
Fórmula del óxido : EO 2 Fórmula del óxido : GeO 2
El óxido se reducirá fácilmente a
metal.
El GeO2 se reduce a metal ante la
acción del H 2
El Cloruro tiene fórmula ECl4 y será
líquido con una temperatura de
ebullición de unos 90ºC y peso
específico aproximado de 1, 9.
El GeCl4 es un líquido con
temperatura de ebullición de 83 ºC y
peso específico de 1, 887.
Ø
Ø
Ø
Predicción de Mendele iev Es tablecido por Winkler
63
Tabla 5.4: Tabla Periódica según Mendeleiev
RowGroup I
-----R 2 O
Group II-----RO
Group III-----
Group IVRH 4RO 2
Group VRH 3
R 2 O 5
Group VIRH 2
RO 3
Group VIIRH
R 2 O 7
Group VIII-----RO 4
1 H = 1
2 Li = 7 Be = 9,4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19
3 Na = 23 Mg = 24 Al = 27, 3 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35, 5
4 K = 39 Ca = 40 ___ = 44 Ti = 48 V = 51 Cr = 52 Mn = 52 Fe = 56, Co = 59Ni = 59, Cu = 63
5 (Cu = 63 ) Zn = 65 ___ = 68 ____ = 72 As = 75 Se = 78 Br = 80
6 Rb = 85 Sr = 87 ? Yt = 88 Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 ___ = 100 Ru = 104 , Rh = 104Pd = 106 , Ag = 108
7 (Ag = 108) Cd = 112
In = 113 Sn = 118
8 Cs = 133 Ba = 137
?Di = 138 ? Ce = 140
9
10 ?Er= 178 ? La = 180Ta = 182 W = 184
Os = 195 , Ir = 197,Pt = 198, Au = 199
11 (Au = 199) Hg = 200
Tl = 204 Pb = 207 Bi = 208
12 Th = 231U = 240
El inglés Henry Moseley, empleando un tubo de descarga, bombardea con
rayos catódicos un blanco metálico usado como ánodo, y comprueba que los
rayos X producidos al impactar el haz e rayos catódico , varían su eficiencia
en función directa con el número atómico del metal.
Las propiedades de los elementos dependen
de su número atómico y se repiten sistemáticamente al denarlos en
función creciente a esta propiedad.
1. Los elementos se hallan ubicados en orden creciente a u número
atómico.
2. Existen columnas verticales o grupos ( I , II, III, IV , V , VI , VII, VIII ) ,
cada grupo se halla formado por dos subgrupos, tal que estos
G. TABLA PERIÓDICA MODERNA
5.3 DESCRIPCION DE LA TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS
LEY PERIÓDICA MODERNA:
64
contienen elementos con propiedades similares.
3. Actualmente los grupos se reconocen por números arábigos ( 1, 2 , 3 ,
4 , …, 18 ).
Tabla 5.5: Subgrupos de la Tabla Periódica
:
(I A, II A , III A , ……., VIII A)
(I B, II B , III B , …….., VIII B)
Para los elementos representativos, el número de grupo indica el número de
electrones de valencia, estos son los que se hallan en el último nivel de
energía.
Del mismo modo los grupos en la Tabla Periódica se enu n según
números arábigos. ( 1, 2, 3, …………………..15, 16, 17, 18 )
Existen 7 ( 8 ) períodos o filas horizontales. ( 1, 2, 3, 4, 5, 6,7 )
: 2 elementos período corto
: 8 elementos período corto
: 8 elementos período corto
: 18 elementos período largo
: 18 elementos período largo
: 32 elementos período largo
: 32 elementos período largo
(con elementos sintetizados )
: X elementos período incompleto
(elementos supuestos)
Los períodos 6 y 7 tienen una prolongación en la parte inferior de 14
elementos cada uno, que en conjunto se les llama
SUBGRUPO A ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
SUBGRUPO B: ELEMENTOS DE TRANSICION
Primer período
Segundo pe ríodo
Tercer período
Cuarto período
Quinto período
Sexto período
Séptimo período
Octavo período
TIERRAS RARAS.
65
: 14 elementos
: 14 elementos
El número de período indica el número de niveles de energía o capas de los
átomos.
5.4 Entre las más importantes tenemos:
Fué definida por el químico estadounidense Linus Pauli g , como la
capacidad que tienen los átomos para atraer electrones.
Dio una escala de valores para la Electronegatividad, desde 0, 7 hasta
4, 0
En la tabla por lo general, la electronegatividad aume hacia la
derecha y hacia arriba, disminuyendo hacia la izquierda y hacia abajo.
Fig. 5.2: Tabla periódica indicando la electronegativi d
Período 6 LANTÁNIDOS
Período 7 ACTÍNIDOS
PROPIEDADES ATÓMICAS:
A) ELECTRONEGATIVIDAD (EN) :
66
Fig. 5.3: Tabla periódica indicando la variación de la electronegatividad
Es la energía mínima necesaria que al entregarse a un mo que se
halla en estado basal, éste logra perder el electrón que se hallaba en el
más alto estado energético.
En la tabla periódica aumenta hacia la derecha y hacia arriba,
disminuyendo hacia la izquierda y hacia abajo.
Ejemplos :
Na + ( 119 Kcal / mol ) =======> Na + + e -
S + ( 239 Kcal / mol ) =======> S + + e -
Fig. 5.4: Tabla periódica indicando la variación de la energía de ionización
B) ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (EI)
EI
EI
67
Es la distancia entre el núcleo y el límite de la nube electrónica.
En la tabla periódica, el Radio Atómico aumenta hacia en cada
grupo y disminuye en cada periodo.
Fig. 5.5: Tabla periódica indicando la variación del r dio atómico.
Tabla 5.6: Propiedades físicas de los metales y no metales
a condiciones de
ambiente se presentan al estado
sólido, excepto el mercurio.
pueden ser sólidos
(carbono), líquidos (bromo) o gases
(oxígeno).
C) RADIO ATÓMICO (RA):
5.5 PROPIEDADES DE LOS METALES Y NO METALES
5.5.1 PROPIEDADES FÍSICAS
METALES NO METALES
Los metales Los no metales
68
presentan brillo
característico y son opacos.
son buenos
conductores del calor y la
electricidad-
son maleables y
dúctiles.
no tienen brillo y por lo
general son transparentes.
en cambio son malos
conductores.
al estado sólido son
quebradizos (azufre).
Tabla 5.7: Propiedades químicas de los metales y no metales
tienen pocos electrones
de valencia
tienen baja
electronegatividad
al formar
enlace por lo general pierden
electrones.
se hallan
unidos por el enlace metálico.
tienen muchos
electrones de valencia
tienen alta
electronegatividad
al formar
enlace por lo general ganan
electrones.
se hallan
unidos por enlace covalente.
5.6 : Constituyen los subgrupos « A » de la tabla
periódica, siendo una familia química el conjunto de e ementos cuyas
propiedades físicas y químicas son afines.
Los metales
Los metales
Los metales
Los no metales
Los no metales
Los no me tales
5.5.2 PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS METALES Y NO METALES
METALES NO METALES
Los metales
Los metale s
Los átomo s me tálic o s
Los átomos me tálico s
Los no metale s
Los no metales
Los átomos no metálico s
Los átomos no metálico s
FAMILIAS QUÍMICAS
69
Sub - grupo A:
IA : Alcalinos
IIA : Alcalinos térreos
IIIA : Térreos o boroides
IV : Carbonoides
V : Nitrogenoides
VI : Anfígenos, oxigenoides, calcógenos, chalcoides.
VII : Halógenos
VIII : Gases Nobles, aerógenos, gases inertes, gases raros.
Sub - grupo B:
IB : Elementos puente
IIB : Metales nobles
IIIB : Familia del Escandio
IVB : Familia del Titanio
VB : Familia del Vanadio
VIB : Familia del Cromo
VIIB : Familia del Manganeso
VIIIB : Elementos Ferromagnéticos
70
En las reacciones químicas ordinarias, los átomos y moléculas interaccionan
logrando un reordenamiento de sus nubes electrónicas, rando nuevas
sustancias; en estas reacciones los núcleos atómicos no sufren ninguna
modificación en su estructura.
Las reacciones nucleares en cambio, son aquéllas donde se origina
rompimiento de los núcleos atómicos, generándose produ s de reacción
que son elementos diferentes a los que reaccionaron.
Algunas reacciones nucleares ocurren espontáneamente, mo en la
reactividad, donde se verifica la desintegración de nú eos individuales a una
velocidad que no es alterada por factores como presión y temperatura. La
mayoría de reacciones nucleares conocidas, sin embargo, son el resultado
de la interacción de dos núcleos atómicos o del impact de una partícula
subatómica contra un núcleo, en este caso si son alteradas por las
variaciones de energía.
El estudio de las reacciones nucleares se inicia en 1919, a partir de los
experimentos realizados por Ernest Rutherford, quien logra la primera
transmutación artificial, al bombardear nitrógeno con artículas alfa,
comprobando que se producían protones y oxígeno de acuerdo a la
reacción:
Es un fenómeno que se produce cuando, debido a la inestabilidad del
núcleo, este se fracciona produciendo nuevos núcleos, emisión de partículas
y emisión de energía.
CAPÍTULO VI : QUÍMICA NUCLEAR
6.1 LAS REACCIONES NUCLEARES:
6.2 RADIACTIVIDAD:
14 4 17 17 2 8 1N O pa+ ====> +
71
La radiactividad, se manifiesta de dos formas:
A) Descubierta en forma casual por Henry
Becquerel en 1896, es la desintegración en forma espon ánea de los
núcleos, emitiendo partículas, nuevos núcleos y energía.
Ionizan el medio que los rodea.
Producen brillo en pantallas fluorescentes, como el ZnS.
Presentan un poder de penetración característico.
Presentan tres tipos de emisiones llamadas: radiacione alfa, beta y
gamma.
Fig. 6.1: Desviación de las emisiones radiactivas
Radiactividad natural:
Carac terís ticas de las emis iones radiactivas :
Des viación de las emis iones radiactivas , bajo la acc ió de un campo
elé ctrico .
Ø
Ø
Ø
Ø
72
Fig. 6.2: Efectos biológicos de las radiaciones
Tabla 6.1: Características de la radiaciones
Corpuscular
Son núcleos de
helio (heliones) o
partículas alfa.
Corpuscular
Son electrones
No corpuscular
Radiación
electromagnética
Muy baja Baja Alta
4, 0026 u.m.a.u.m.a.
0
+ 2 - 1 0
V = 20 000 km/s V = 270 000 km/s c = 300 000 km/s
Alta Baja Muy baja
B) Efectos bio lóg icos de la radiación
RADIACIÓN RADIACIÓN
ALFA ( )
RADIACIÓN
BETA ( )
RADIACIÓN
GAMMA ( )
NATURALEZA
PODER DE
PENETRACIÓN
MASA
CARGA
RELATIVA
VELOCIDAD DE
SALIDA DEL
NÚCLEO
PODER
IONIZANTE
a b g
1
1836
≈
α β
73
Tabla 6.2: Efecto biológicos de las radiaciones.
Por su bajo poder de penetración y corto alcance (reco
sólo 4 a 5 cm en el aire), no dañan a la materia viva.
Cuando se ingiere elementos radiactivos ( uranio, radio,
radón, etc) en los alimentos o al respirar el aire
contaminado, se acumula generando células cancerosas,
posee alto poder ionizante.
Produce mayor daño sobre la superficie de la materia v va
(debido a su mayor poder de penetración), causando
quemaduras sobre la piel y ojos como los rayos ultravioleta
del sol.
Producen cáncer a la piel (exposición prolongada).
Llega a los órganos internos por ingestión.
Por su elevado poder de penetración, causan mucho daño
a la materia viva.
Produce quemaduras internas, esterilización y mutación de
genes (mutaciones genéticas).
Se utiliza para destruir células cancerosas. Por ejemp el
(Co-60) por el método de baños de cobalto.
Es un tipo de átomo caracterizado por un definido núme o de
protones y neutrones. Se conocen unos 1600 nucleidos.
Radiación Efectos bio lóg icos
ALFA
( )
BETA
( )
GAMMA
( )
6.3 NUCLEIDO:
a
b
g
74
Las reglas que se enumeran a continuación, resumen la orma correcta de
escribir e interpretar una ecuación nuclear, la cual e resa simplificadamente
lo que ocurre en una reacción nuclear.
1. Cada nucleído tendrá un superíndice que es su número másico y un
subíndice que es su número atómico.
2. Un protón libre se representa como , ya que es el núcleo del
isótopo más ligero del hidrógeno.
3. Un neutrón libre se representa como
4. Un electrón libre se designa como o , ya que las partículas beta
menos (-) son electrones de alta velocidad.
5. Al positrón o partículas beta más (+) se le designa: o
6. Una partícula alfa se designa como: o
7. La radiación gamma ( ) tiene número másico cero y carga cero.
8. El neutrino se representa por
9. El Deuterón se representa por o d
10. El Tritión se representa por o t
11. La ecuación nuclear debe estar balanceada, tal que la uma de
superíndices tanto como subíndices debe ser igual en ambos miembros.
Ejemplos:
En los procesos nucleares donde se da el inicio con pa tículas ligeras y se
logra la expulsión de otras partículas ligeras productos, se pueden
representar de dos formas:
X + a ====> Y + b ó X(a,b)Y
6.4 ECUACIONES NUCLEARES:
1 11 1
10
01
01
01
01
42
42
00
00
21
31
238 238 492 90 2
212 212 083 84 1
H o p
n
e
e
He
H
H
U Th He Bi Po e
− −
+ +
γ
+
+
====> + −====> +
b
b
a
g
n
75
Donde:
X =Nucleído inicial a = Partícula de bombardeo
Y = Nucleído final b = Partícula producto
Ejemplos:
a) Cuando el radionucleído emite una partícula alfa, el
número atómico disminuye en 2 unidades y el número de se
reduce en 4 unidades.
Ejemplo:
b) El radionucleído puede emitir partículas beta
negativas o negatones y beta positivas o positrones, e ambos casos la
masa de la partícula emitida - o + posee una unidad fundamental de
carga + o – y su masa es igual a la de los electrones.
Ejemplos:
9 4 12 1 9 124 2 6 0 ( , )
14 1 11 4 14 117 1 6 2 ( , )
55 2 55 1 55 5525 1 26 02 ( ,2 )
4 42 2
226 222 488 86 2
114 11449 50
40 4021 20
Be He C n Be n C
N H C He N p C
Mn H Fe n Mn d n Fe
A AZ ZX Y
Ra Rn
n p p n
In Sr Sc Ca
a
a
a
a
b b
b b
+ ====> +
+ ====> +
+ ====> +
−−====> +
====> +
β β
+ −====> + + +====> +
−====> + +====> +
6.5 PRINCIPALES FORMAS DE DESINTEGRACIÓN NUCLEAR:
Des integració n alfa:
Des integració n beta:
76
c) La radiación gamma se presenta en la mayoría de los
casos en combinación con una desintegración alfa, beta, debido a que
luego de uno de los procesos, el núcleo hijo quedó en un estado excitado
y fugazmente pasará a su estado fundamental con emisión de rayos
gamma. Al ocurrir emisión gamma no habrá variación de ni de A.
La fisión nuclear es un proceso que ocurre sólo en núcleos muy pesados,
consiste en la división o fragmentación de un núcleo e dos o a veces en
más partes, por cada núcleo fisionado se libera una en rgía del orden de
200 MeV.
Otto Hans y Fritz Strassman, fueron los primeros en descubrir el fenómeno
de fisión en el año 1939, para tal efecto bombardearon U 235 con neutrones
neutros, obteniendo como productos Ba 144 y Kr 89, seg n la ecuación:
Para una pequeña masa de material fisionado, la energí liberada es
enorme.
Fig 6.3: Fisión nuclear
Emis ión g amma:
6.6 LA FISIÓN NUCLEAR
235 1 144 89 192 0 56 36 03U n Ba Kr n+ ====> + +
77
Es aquella reacción nuclear donde a partir de núcleos igeros se obtienen
núcleos pesados y un desprendimiento correspondiente de energía.
Para que ocurra la fusión, es necesario que la energía cinética de los
componentes de la reacción química sean suficientement altas para poder
vencer las fuerzas electrostáticas de repulsión, para o cual se hace
necesario elevadas temperaturas, del orden de 107 ºC.
La reacción de fusión conocida, que libera mayor cantidad de energía es
aquélla donde de cuatro protones se genera un núcleo de helio.
Fig 6.4: Fisión nuclear
Se refiere al tempo necesario para que se desintegre la mitad de los núcleos
radiactivos contenidos en una muestra radiactiva.
6.7 LA FUSIÓN NUCLEAR
6.8 VIDA MEDIA O PERÍODO DE SEMIDESINTEGRACIÓN
1 4 01 2 14 2H He e+====> +
78
Tabla 6.3: Vida media de semidesintegración
Tc – 99 6 horas Tratamiento de cáncer, imágenes de
tejidos.
Tl – 201 74 horas Tratamiento del corazón, imágenes
del corazón.
I – 131 8 días Tratamiento de afecciones a la
tiroides.
P – 32 14, 3 días Tratamiento de osteoporosis.
Co – 60 5, 27 días Tratamiento de cáncer.
C – 14 5730 años Determinación de antigüedad de
fósiles.
K – 40 1, 3 x 10 9 años Determinación de fechado de rocas.
U – 238 4, 5 x 10 9 años Determinación de la edad de la tierra.
En la agricultura se mejora las cosechas obteniéndose iedades de
especies por mutaciones genéticas. En este caso es útil la radiación gamma,
también se pueden preservar los alimentos con radiaciones o
(provenientes del Co – 60 y Cs – 137).
En el control de plagas, la radiación gamma se usa para esterilizar el macho
de la mosca gusanera, evitándose, de esta forma, el uso descontrolado de
insecticidas y plaguicidas (por se contaminantes).
El diagnóstico médico también se desarrolla gracias a a actividad de los
radioisótopos, estos deben tener un tiempo de vida medio muy corto y ser
emisores de radiación gamma. Por ejemplo:
Radionúclido Vida media ( t ½) Aplic aciones
6.9 USOS Y APLICACIONES DE LOS RADIOISÓTOPOS
γ β
79
Se puede determinar la deficiencia de funcionamiento de la glándula tiroides
(I- 131); se detecta si el tejido cardíaco ha muerto desp e un ataque al
corazón y la sangre fluye libremente por los conductores coronarios (Tl –
201), se localizan tumores cerebrales (As – 74); se obtienen imágenes y
detectan males del hígado, pulmón, páncreas, etc, a tr és de
gammagrafías (Tc – 99).
En radioterapia, los radioisótopos cumplen un papel mu importante ya que
son usadas para el tratamiento de más de una enfermedad.
80
El enlace químico se define como la unión establecida entre átomos, iones o
moléculas. Debido a que se comparten electrones o a la existencia de
fuerzas atractivas de naturaleza eléctrica, para forma una entidad de orden
superior como una molécula o una estructura cristalina.
, o puede ser llamada ,
o , es una representación gráfica que
muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de
electrones solitarios que puedan existir. Diagrama de se puede usar
tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos
mediante enlace covalente como complejos de coordinaci n. La estructura
de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo int ujo por primera vez
en 1915 en su artículo .
Tabla 7.1: Estructura de Lewis
CAPÍTULO VII : ENLACES QUÍMICOS
7.1 ENLACES QUÍMICOS:
7.2 REPRESENTACIÓN DE LEWIS
La Estructura de Lewis
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS GASES
NOBLES
GRUPO IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
NOTACIÓN
DE LEWIS
E . .E.
.
. E .
.
. E .
.
..
. E .
.
..
: E .
.
..
: E :
.
..
: E :
..
diagram a de punto mode lo
de Lewis repres entación de Lewis
La molé cula y el átom o
81
La , enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que
la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es
completar sus últimos niveles de energía con una canti de 8 electrones
tal que adquiere una configuración semejante a la de u gas noble,
ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y so inertes, es decir
que es muy difícil que reaccionen con algún otro eleme o pese a que son
elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura
de Lewis. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los
átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el mportamiento y
las propiedades de las moléculas.
Existen compuestos estables que tienen como átomo cent al a uno con
menos de ocho electrones. Tal es el caso de algunos compuestos boro,
como el trifloruro de boro. El boro tiene tres electrones de valencia, que al
compartirse con los electrones del flúor completa seis electrones a su
alrededor.
Estructura de Lewis del trifluoruro de boro ( BF3 )
La regla del octeto no se cumple en una gran cantidad compuestos,
como en aquéllos en los que participan el boro o el be ilio a los que se les
llama compuestos , porque tienen menos
electrones de valencia que un octeto.
Existen otros compuestos moleculares en los cuales alg no o algunos de
sus átomos tienen con más de ocho electrones a su alre dor. El fósforo y
el azufre son dos ejemplos. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y
el azufre seis. Cuando se combinan con algún elemento de la familia de los
7.3 REGLA DEL OCTETO
reg la del octeto
deficientes de e lectrones
Fig . 7.1:Trifluo ru ro de Bo ro
Exc ep ciones a la regla de l octeto
82
halógenos (flúor, cloro, bromo y iodo) pueden comparti diez (Ej. PF5) y
hasta doce electrones. (SCl6).
Estructura de Lewis del Pentacloruro de fósforo y del Hexafluoruro de
azufre.
A esta situación se le conoce como
Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando
éstos tienen una diferencia de electronegatividad de 1,7 ó mayor. Este tipo
de enlace fue propuesto por W. Kossel en 1916.
Este enlace se produce cuando de elementos
(especialmente los situados más a la izquierda en la t la periódica períodos
1, 2 y 3) se encuentran con (los elementos situados a
la derecha en la tabla periódica especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a l átomos del no
metal, transformándose en , respectivamente.
Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas
intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a n compuesto
iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces s.
En una unión de dos átomos por enlace iónico, un elect ón abandona el
átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica
del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de
enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un
electrón que es capturado por el segundo:
Fig. 7.2: Pentacloruro de fósforo
y del Hexafluoruro de azufre
expans ión del octeto .
7.4 ENLACES IÓNICOS O ELECTROVALENTES
áto mos metálico s
átomos no metálico s
iones pos itivos y negativos
83
NaCl ? Na+ + Cl-
De esta manera se forman dos iones de carga contraria: n catión (de carga
positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los
iones provoca entonces una fuerza de interacción elect omagnética entre los
átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los
elementos involucrados aceptarán o perderán electrones.
En la solución, los enlaces
iónicos pueden romperse y se
considera entonces que los
iones están disociados. Es
por eso que una solución
fisiológica de cloruro de sodio
y agua se marca como "Na+ +
Cl-" mientras que los cristales
de cloruro de sodio se marcan
"Na+Cl-" o simplemente
"NaCl".
Fig. 7.3: Enlace iónico
Algunas características de los compuestos formados por este tipo de
enlace son:
Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
Altos puntos de fusión y ebullición.
Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los
grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
Son solubles en disolventes polares y aun así es muy baja.
Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque
de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no
funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como
7.4.1 CARACTERÍSTICAS DE LOS ENLACES IÓNICOS:
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
84
parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvem s sal en
abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño cir uito, se
encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son
capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito
y por ello este funciona.
Ejemplo:
Fig. 7.4: Enlace iónico por transferencia de electrones
Un se produce por compartición de electrones entre dos
átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad
polar pero la diferencia de electronegatividad entre l átomos no es
suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de
electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares
electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los
se suelen producir entre elementos gaseosos no
metales.
A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la
transferencia de electrones de un átomo a otro, en el lace químico
covalente, los electrones de enlace son compartidos po ambos átomos. En
el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más
7.5 ENLACE COVALENTE
enlace covalente
enlaces co valente s
85
electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el
cual depende del número atómico del átomo en cuestión. Entre los dos
átomos puede compartirse uno, dos o tres electrones, lo cual dará lugar a la
formación de un enlace simple, doble o triple.
Fig. 7.4: Enlaces covalentes
En este caso, los átomos son de elementos diferentes y como regla,
la diferencia de electronegatividad debe ser menos de e1,7.
En la interacción, el átomo más electronegativo atraerá con mayor
fuerza los electrones de valencia del otro, pero no ll ganarlos,
compartiéndose uno o más pares de electrones. La moléc la es
polar, debido a que su nube electrónica se halla desplazada hacia el
átomo más electronegativo.
Ejemplo:
7.5.1 TIPOS DE ENLACE COVALENTE
A) ENLACE COVALENTE POLAR:
86
Fig. 7.5: Enlace covalente polar
Se forma entre átomos de
igual electronegatividad (el
mismo elemento). Los
átomos interaccionar
atraerán con igual fuerza los
electrones de valencia,
generando moléculas
apolares es decir cuya nube
electrónica es uniforme.
Debes tener en cuenta que
en algunos casos, resultan
moléculas apolares siendo
átomos enlazados de
elementos diferentes; es el
caso del CCl4 , donde la
molécula es apolar debido a
que tiene simetría.
Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace covalente
coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada
par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno
de los átomos. El átomo que aporta el par de electrones se
denomina , y el que lo recibe, .
Fig. 7.6: Enlace covalente apolar
B) ENLACE COVALENTE PURO O APOLAR:
C) ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO:
dador receptor
87
El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (? ) que
parte del átomo que aporta los dos electrones y se dir ge hacia el
que no aporta ninguno. Un ejemplo de enlace coordinado lo tenemos
cuando se forma el catión amonio, NH4+, a partir del amoniaco,NH3,
y del ion de hidrógeno, H+.
En la reacción anterior, el amoniaco se une con un pro ón H+ para
formar el ion amonio, NH4+. El amoniaco aporta un par de electrones
que son compartidos por el ion H+, el cual adquiere de esta forma la
configuración estable del gas noble He.
Fig. 7.7: Enlace covalente coordinado o dativo
En el caso de las moléculas de Cl2 e H2, únicamente se comparte un
par de electrones entre los dos núcleos; esto se conoce como un
. En otras moléculas se comparte más de
un par de electrones entre dos núcleos y estos enlaces se
denominan . Podemos encontrar dos
tipos de enlaces múltiples: enlaces covalente dobles y enlaces
covalentes triples.
Un doble enlace se forma cuando se comparten cuatro el ctrones
entre dos átomos. Por ejemplo, en la molécula de oxígeno (O2).
Cada O tiene la siguiente configuración electrónica:
O: 1s2 2s2 2p4
Para que un átomo de oxígeno sea estable debe adquirir la
configuración electrónica del gas noble posterior (Neó ). Ya que el
D) ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES:
enlace covalente s encillo
enlaces covalentes múltip les
Enlace Cov alente Dob le
88
oxígeno tiene seis electrones en la capa de valencia, se completa el
octeto cuando se comparten cuatro electrones que forma un doble
enlace.
Fig. 7.8: Enlace doble del oxígeno
que también se puede representar como:
La molécula de nitrógeno N2 esta constituida por un triple enlace ya
que ambos nitrógenos comparten seis electrones, siendo éste un
ejemplo de un enlace covalente múltiple.
Una molécula diatómica de N2 posee un enlace covalente triple, es
decir, se comparte seis electrones en un enlace covale triple. La
configuración electrónica de un átomo de nitrógeno es:
N : 1s2 2s2 2p3
Para que un átomo de N obtenga la estabilidad de una configuración
de gas noble, debe compartir tres de sus electrones co otro átomo
de N. Los cinco electrones más los tres electrones com rtidos le
dan a cada átomo de N la configuración del gas noble Ne.
Fig. 7.9: Enlace triple del nitrógeno
que también se puede representar como:
Uno de los enlaces más fuertes que se conocen es el triple enlace
en el N2. Un enlace múltiple es más fuerte que uno simple o uno
doble entre los mismos dos átomos.
No todos los átomos de los no metales pueden formar enlaces
covalentes múltiples. El O, N, C, P y S son ejemplos de átomos que
Enlace Cov alente Trip le
89
con más frecuencia forman enlaces múltiples. Los átomos como el H
o los halógenos únicamente comparten un electrón; en
consecuencia, éstos no forman enlaces covalentes múlti s.
Un es un enlace químico que mantiene unidos los átomos
(unión entre cationes y los electrones de valencia) de los metales entre sí.
Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que
produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que
adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En
este tipo de estructura cada átomo metálico está rodea por otros doce
átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además,
debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones
de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse
libremente a través del compuesto metálico, lo que oto a éste las
propiedades eléctricas y térmicas.
Las características básicas de los elementos metálicos son producidas
por la naturaleza del enlace metálico. Entre ellas destacan:
1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el urio, y
sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elev s (esto se
explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia
menor).
3. Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos.
4. Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de
valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin
producir una situación distinta, es decir, una rotura).
5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en for a de calor.
6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben
cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efect
fotoeléctrico.
7.6 ENLACE METÁLICO
enlace metálico
7.6.1 CARACTERÍSTICAS DE LOS METALES
90
El enlace metálico es característico de los elementos álicos, es un
enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos la misma
especie. Los átomos, al estar tan cercanos uno de otro interaccionan
los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las
tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales ubes.
Estos electrones libres son los responsables que los metales presenten
una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que s se pueden
mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica.
Presentan brillo y son maleables.
Fig. 7.10: Enlace metálico
Un es la fuerza atractiva entre un átomo
electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo
electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo - dipolo con un
átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí
el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confun se con un enlace
covalente a átomos de hidrógeno).
7.7 ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
enlace por puente de hidrógeno
91
Fig. 7.11: Enlace por puente de hidrógeno
La geometría molecular es la forma de una molécula determinada por las
posiciones relativas de los núcleos atómicos.
Teoría de la repulsión de pares de electrones de la ca de valencia
(RPCV)
Para predecir las posiciones relativas de los átomos alrededor de un átomo
dado, empleando la teoría RPCV, primero se debe consid ar la
acomodación de los pares electrónicos de la capa de valencia alrededor del
átomo central. Alguno de estos pares electrónicos son es enlazantes y
otros, pares no enlazados. La dirección en el espacio los pares
enlazantes la geometría a la molecular.
7.8 GEOMETRÍA MOLECULAR Y TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO
predice las formas de las m oléculas y los iones en los cuale s los
pares de e lec trones en la capa de valencia e s tán acom odados a lrededor
de l átomo, de m odo que los pares e lectrónicos s e cons ervan tan
pue den uno del o tro, m inim izando as í las repuls iones en tre e llos .
da
92
Tabla 7.2: Geometría molecular
2 0 AX2 X __A __X
Lineal
180º BeCl2 Cl _Be_Cl
3 0 AX3
Plana trigonal
120º BF3
2 1 AX2E
Angular
120º SO2
4 0 AX4
Tetraédrica
109,5º CH4
3 1 AX3E
Piramidal trigonal
107º NH3
2 2 AX2E2
Angular
105º H2O
La hibridación consiste en una mezcla de orbitales puros en un estado
excitado para formar orbitales híbridos equivalentes con orientaciones
determinadas en el espacio.
Pares de e le c trone s
To tal De en lace So litario s
No tac ión
RPCV
Geometría
mo lecular
Ángulo s
de en lace
Eje mplo
7.9 HIBRIDACIÓN
à
à
à
à
à
à
93
Fig. 7.12: Tipos de hibridación
94
Es toda sustancia (elemento o compuesto) que a condiciones de ambiente
no presenta forma ni volumen definidos, ello se debe a que las fuerzas
repulsivas intermoleculares son de mayor intensidad que las fuerzas
atractivas.
A veces suele confundirse un gas con un vapor, pero este último, si bien no
tiene forma ni volumen definidos, a condiciones de ambiente se presenta
generalmente como líquido.
Expresa la propiedad que tienen los gases de ocupar
todo el volumen disponible.
Los gases se deforman fácilmente, no presentando form
propia, sino que se adaptan a la del recipiente que lo contiene.
Los gases disminuyen sus dimensiones con mucha
facilidad por el efecto de la presión.
Una vez que cesa la causa deformadora, los gases tratan
de recuperar sus dimensiones originales.
Los gases a gran velocidad atraviesan materiales
porosos, pequeños orificios, delgados tubos capilares incluso otro
medio gaseoso.
Esta teoría pretende explicar las propiedades que presentan los gases
desde un punto de vista submicroscópico, es decir a escala molecular.
Todo gas se halla formado por moléculas, el volumen de cada molécula
es despreciable en comparación con le volumen de toda la masa
gaseosa.
CAPÍTULO VIII : ESTADO GASEOSO
8.1 ¿QUÉ ES UN GAS?
8.2 PRINCIPALES PROPIEDADES DE LOS GASES
Expans ibilidad:
Fluidez:
Compres ibilidad:
Elas ticidad:
Difus ibilidad:
8.3 TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR (TCM)
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
95
Las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento el cual es
caótico y desordenado, chocando continuamente entre sí y con las
paredes del recipiente.
Los choques moleculares son de tipo elástico, es decir que antes y
después de cada choque la molécula tiene la misma velocidad.
La presión que ejerce un gas se debe a los choques moleculares y
tiene igual valor en cualquiera de sus puntos.
La temperatura indica la velocidad de las moléculas y tá en función
de la energía cinética molecular promedio.
Para un volumen determinado de una masa gaseosa.
Es un modelo teórico de gas, que cumple aproximadament de
la Teoría cinética molecular.
Es todo gas que existe en la naturaleza, estos gases a bajas
presiones y altas temperaturas tienen un comportamient muy aproximado
de gas ideal.
En un proceso gaseoso la presión absoluta de una misma masa gaseosa, es inversamente proporcional a su volumen y es directamente proporcional a su temperatura absoluta.
Si multiplicamos a los denominadores (antecedentes) por m (masa) y
aplicamos:
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
GAS IDEAL:
GAS REAL:
8.4 ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES (CLAUSIUS)
8.5 VARIABLES DE ESTADO
1 1 2 2 3 3
1 2 3
.........
1 2 3
1 1 2 2 3 3
.........
n n
n
P V P V P V P V
T T T T
mD
V
n
n n
P P P P
T D T D T D T D
= = = =
=
= = =
96
Llamada también ecuación de Estado, es una expresión matemática
aplicable a los procesos generales donde varían simu áneamente la
presión, el volumen y la
Temperatura del gas en función de su masa
…………. ( 1 )
Donde:
P = presión absoluta (atm, mm Hg, Torr)
V = volumen (L, pie3 )
T = temperatura (K o R)
n = número de mol-g ó mol Lb
R = Constante universal de los gases:
Cuando la presión está en atmósferas, R: 0,082 atm. L/mol. K ,
Cuando la presión está en mm Hg, R: 62,4 mm Hg.L/mol.K
Cuando la presión está en Torrecelli, R: 62,4 Torr.L/mol.K
Pero:
…………. ( 2 )
Remplazando (2) en (1) y despejando W y #moléculas tenemos las
siguientes expresiones:
Son cambios que experimenta un gas, manteniendo constante a de
la masa, cualquiera de las variables P, V ó T
8.6 ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES IDEALES (CLAPEYRON)
8.7 PROCESOS GASEOSOS RESTRINGIDOS
)(
)10023,6
#(
23
236,023 10#
236, 023 10
M
wRTPV
x
moléculasRTPV
RT
MPVw
x PVmoléculas
RT
PV RT n
ow N moléculasn
xM
= ⇒
= ⇒
=
=
=
= =
97
Ley de Boyle y Mariotte o Ley de las
Isotermas.
“A temperatura constante, el volumen de una misma masa gaseosa es
inversamente proporcional a la presión absoluta”.
PV = K Si T = constante,
En general:
P1 V1 = P2 V2 = P3 V3
Ley de Charles “A presión constante.
El volumen de una misma masa gaseosa es directamente proporcional a la
temperatura absoluta”
Ley de Gay Lussac
(Ley de las Isócoras)
“A volumen constante, la presión absoluta de una misma masa gaseosa es
directamente proporcional a la temperatura absoluta”.
Si V = constante
En general:
8.8 PROCESO ISOTÉRMICO (T = cte):
8.9 PROCESO ISOBÁRICO (P =cte):
“
8.10 PROCESO ISOCÓRICO o ISOMÉTRICO (V =cte):
nV
TV
TV
TV n
PK
T
P V Mw
R T
PP PT T T
......3
3
2
2
1
1
31 2
1 2 3
===
=
=
= =
98
Nos indica el porcentaje en peso que aporta cada elemento por una mol-g
de sustancia.
Ejemplo:
Hallar la composición centesimal del SO3 .
1 mol-g SO3 ====> 1 at-g S =====> 3 at-g O
WT = 80 g ====> WS = 32 g ====> WO = 48 g
%WS = . 100 = 40 %
%WO = . 100 = 60 %
CC (SO3) : 40 % S y 60 %O
Se obtiene de simplificar la fórmula molecular; nos in la relación mínima
de combinación de los átomos para formar un compuesto molécula.
Ejemplo:
Si un compuesto presenta un 25% de hidrógeno y 75% de carbono,
determinar la fórmula empírica del compuesto.
%C = 75% FE = C x H y
%H = 25%
x =
y =
Por lo tanto la fórmula empírica es = CH 4
Es la fórmula real o verdadera que nos indica la combi real de los
átomos para formar un compuesto o molécula.
CAPÍTULO IX: COMPOSICIÓN CENTESIMAL Y FÓRMULAS QUÍMICAS
9.1 COMPOSICIÓN CENTESIMAL: (CC)
So lución:
9.2 FÓRMULA EMPÍRICA: (FE)
So lución:
9.3 FÓRMULA MOLECULAR: (FM)
32
80
48
80
75 6, 251
12 6, 25
25 254
1 6, 25
g
g
g
g
= =
= =
99
n = y FM = n (FE)
Ejemplo:
Un compuesto binario está formado por hidrógeno y nitrógeno en el cual,
solo hay 12, 5%de hidrógeno. Si un mol de la sustancia tiene una masa de
32 g, determinar su fórmula verdadera.
%N = 87, 5% FE = N x H y
%H = 12, 5%
x =
y =
Por lo tanto la FE = NH 2
Aplicando las fórmulas: n = y FM = n (FE)
n =
FM = 2 (FE) ====> FM = 2 ( NH2 ) FM = N2H4
FM
FE
M
M
FM
FE
M
M
So lución:
87,5 6, 251
14 6, 25
12,5 12,52
1 6, 25
322
16
= =
= =
=
100
Es el proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos o
reactantes, se transforman en otras llamadas productos, los cuales
dependerán de las condiciones en las que se realiza dicho proceso.
Las evidencias que indican la realización de una reacción química son:
Variación de olor, color, sabor.
Variación energética de las sustancias comprometidas e el proceso.
Liberación de gases.
Formación de precipitados (sustancias que se dirigen a fondo del
recipiente por la gravedad)
Es la representación simbólica de una reacción química que muestra las
cantidades relativas de las sustancias que reaccionan s reactivos) y de las
sustancias que se obtienen (los productos).
Ejm:
C3 H8 + 5O2 ===> 3CO2 + 4H2O
Las principales reacciones químicas las podemos clasificar de la siguiente
manera:
Si dos
o más reactantes generan un solo producto.
SO 3 + H 2 O ======> H 2 SO 4
Un solo reactante origina varios productos.
?
CaCO 3(s) ======> CaO (s) + CO 2 (g)
CAPÍTULO X : REACCIONES QUÍMICAS
10.1 REACCIONES QUÍMICAS
10.2 ECUACIÓN QUÍMICA
10.3 TIPOS DE REACCIONES:
A) SEGÚN LA FORMA DE OBTENER PRODUCTO
A.1 ADICIÓN, COMBINACIÓN, COMPOSICIÓN O SÍNTESIS:
A.2 DESCOMPOSICIÓN:
Ø
Ø
Ø
Ø
Ø
101
El elemento más activo desplaza a otro
menos activo para ocupar su lugar.
Zn (s) + 2 HCl (ac) =====> ZnCl2 (ac) + H 2 (g)
: Relacionado con su
actividad química, el elemento más activo desplazará al menos
activo y éste ocupará el lugar del que lo desplazó.
Pb(NO3)2 + KI ===> KNO3 + PbI2 ?
Cuando un combustible se
quema por acción del oxígeno del aire, liberando energía en forma de
luz o calor.
El combustible se mezcla con el
carburante (O2) generando dióxido de carbono y agua.
C3H8(g) + 5 O2(g) =====> 3 CO2(g) + 4 H2O(g)
En esta combustión se produce
carbono (C), monóxido de carbono y vapor de agua.
4 CH4(g) + 5 O2(g) ======> 2 CO(g) + 2C(s) + 8 H2O(l)
Durante la reacción se libera energía.
C(s) + O 2(g) ======> CO2(s) + 390 kJ/mol
Durante la reacción se libera la energía.
CaCO3 + 177,8 kJ/mol ===> CaO + CO2
D )
Pb(NO3)2(ac) + KI (ac) ======> PbI2 ? + KNO 3(ac)
A.3 SUSTITUCIÓN SIMPLE:
A.4 DOBLE SUSTITUCIÓN O METÁTESIS
B ) SEGÚN EL TIPO DE COMBUSTIÓN:
B.1 COMBUSTIÓN COMPLETA:
B.2 COMBUSTIÓN INCOMPLETA:
C ) SEGÚN LA VARIACIÓN DE LAS ENTALPÍAS:
C.1 EXOTÉRMICAS:
C.2 ENDOTÉRMICAS:
OTROS REACCIONES
D.1 ACUOSAS:
102
Cuando el factor energético es la luz, que da la
energía necesaria para que la reacción se lleve a cabo.
h
6CO2 + 6H2O =======> C6H12O6 + 6O2 ?
El mismo
elemento se oxida y se reduce simultáneamente.
?
2 KClO3 ======> 2 KCl + 3 O2 ?
Cuando reaccionan un ácido y una base,
dando como resultado una sal y agua.
2 HCl(ac) + Mg(OH)2(ac) ======> MgCl2(ac) + 2H2O(l)
Este método
exige mucho trabajo de inspección visual. Se debe igualar, el número de
átomos de todos los elementos del primer miembro con l del segundo
miembro de la ecuación química.
Son aquellas que ocurren mediante transferencia de
electrones, es decir hay átomos que pierden electrones (oxidación) y átomos
que ganan electrones (reducción).
Oxidación e electrones)
- 5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5
Reducción (Gana electrones)
D.2 FOTOQUÍMICAS:
D.3 DISMUTACIÓN, DESPROPORCIÓN O AUTOREDOX:
D.4 NEUTRALIZACIÓN:
10.4 BALANCE DE ECUACIONES:
A) BALANCE POR TANTEOS O POR SIMPLE INSPECCIÓN:
B) BALANCE REDOX:
ν
103
Llamado también número de oxidación, es la
carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se
distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.
El estado de oxidación o número de oxidación se define como la
suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual
indirectamente indica el número de electrones que tien átomo
Hay varias reglas para determinar el estado de oxidación de cada
ion:
* El estado de oxidación de átomos neutros es igual a cero.
* En las moléculas formadas por átomos del mismo eleme (por ej.
Cl2) el número de oxidación es cero.
* En las moléculas neutras, la suma de los estados de idación da
cero.
* En las moléculas cargadas (iones poliatómicos), la suma de los
estados de oxidación coincide con la carga total de la molécula.
* El flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 (se trata del
elemento más electronegativo).
* El oxígeno suele tener un estado de oxidación de -2, excepto en
varios casos:
- En el caso de que haya flúor, que tendrá estado de oxidación -1.
- Cuando hay enlaces entre dos átomos de oxígeno; un oxígeno
neutraliza la carga del otro.
10.5 ESTADO DE OXIDACIÓN:
10.5.1 REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN
104
- En peróxidos, por ejemplo, el agua oxigenada (peróxido de
hidrógeno), H2O2, en donde tenemos O22-, por lo que se considera
que el átomo de oxígeno tiene un estado de oxidación d -1.
- En superóxidos; -1/2.
* Los iones del grupo 1 tienen un estado de oxidación 1 en sus
compuestos.
* Los iones del grupo 2 tienen un estado de oxidación de +2 en sus
compuestos.
* Los halógenos tienen normalmente un estado de oxidación de -1
(salvo cuando están con otros átomos tan electronegati os como
ellos, como el oxígeno u otros halógenos).
* El hidrógeno tiene estado de oxidación de +1, excepto cuando
forma hidruros metálicos.
105
Son parámetros o variables que nos relacionan la masa una sustancia y
la cantidad de especies químicas (átomos neutros carga s o iones,
moléculas, iones poliatómicos), protones, neutrones presentes en dicha
masa.
Es un conjunto de compuestos que tienen propiedades análogas, en virtud
a que se generan por un mismo grupo funcional. Ejemplos: óxidos,
hidróxidos, ácidos, etc.
Ejemplos:
Pesos atómicos:
H = 1 ; N = 14 ; S = 32 ; C =12 ; Ag = 108 ; P = 31
Es el peso relativo de las moléculas de una sustancia, se calcula sumando
los pesos atómicos de los átomos que conforman el compuesto o molécula.
Ejemplos:
H2O = 2 PA(H) + 1 PA(O) = 2(1) + 1 (16) = 18 uma.
C2H5OH = 2PA(C) + 6PA (H) + 1PA (O) = 2(12) + 6(1) + 1(16) = 46
uma.
Se utiliza sólo para compuestos iónicos como los
óxidos, hidróxidos y sales.
PF = ? PA PF = ( numéricamente )
Ejemplos:
El PF de NaCl = 58, 5 uma =
El PF de Ca3(PO4)2 = 310 uma =
CAPÍTULO XI : CANTIDADES QUÍMICAS
11.1 CANTIDADES QUÍMICAS
11.2 PESO ATÓMICO: ( PA )
11.3 PESO MOLECULAR: ( )
Nota:
Pes o fó rmula (PF):
M
M PA
M
M
M
M
M
= ∑
106
Es una cantidad de sustancia que contiene 6, 023x1023 unidades
estructurales o partículas de dicha sustancia.
Ejemplos:
1 mol átomo de Au = 6, 023x1023 átomos de Au
1 mol moléculas de H2O = 6, 023x1023 moléculas de H2O
1 mol de electrones = 6, 023x1023 electrones.
1 NA = 6, 023x1023
Es la cantidad en gramos del
elemento numéricamente igual a su masa atómica.
Cuando se tiene una mol de cierto gas y se halla
en condiciones normales ( P = 1 atm y T = 0º C), el vo umen que ocupa este
cierto gas, se nombra como volumen molar y es igual a Vm = 22, 4 L.
11.4 MOL:
11.5 NÚMERO DE AVOGADRO: (NA):
11.6 ÁTOMO GRAMO DE UN ELEMENTO:
11.7 VOLUMEN MOLAR (Vm):
107
La estequiometria, (del griego elemento básico constitutivo y
medida), es el término utilizado por los químicos para referirse a
todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones
químicas para balancear ecuaciones químicas.
En el estudio de los cálculos estequiométricos se requiere conocer
fundamentalmente:
Las masas relativas de los átomos
Conceptos de mol y Número de Avogadro.
Balanceo y tipos de ecuaciones químicas.
La
masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea su
transformación que ocurra dentro de él, esto es: la ma a de los cuerpos
reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.
Ejemplo: En la síntesis del agua se verifica que:
2 H 2 + O 2 ====> 2 H 2 O
Rel. en moles 2 mol 1 mol 2 mol
n. H2 n. O2 n. H2O
Relación en masa 2(2) g 1(32) g 2(18) g
? m R = 36 g ? m P = 36 g
Cuando dos sustancias o más se unen para formar difere tes compuestos
lo hacen en una relación invariable de masas”. Esto si nifica que las masas
CAPÍTULO XII : ESTEQUIOMETRÍA
12.1 DEFINICIÓN
12.2 LEYES PONDERALES
A) LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER, 1789):
B) LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST, 1801):
“
s toicheion:
m e tron:
M M M
108
de cada uno de los reactivos y productos están en proporción directa con
sus respectivas masas estequiométricas. Ejemplo:
En la ecuación química: 1 N 2 + 3 H 2 ====> 2 NH 3
Masas estequiométricas: 28 g 6 g 34 g
Según Ley de Proust: m(N2) = m(H2) = m(NH3)
28 6 34
Cuando dos sustancias o más elementos reaccionan para mar dos (o
más) compuestos diferentes, la masa de uno de los elementos permanece
constante mientras que del otro varía en una relación que viene dada por
un número sencillo”.
Ejemplo: Se tiene, en los compuestos: S = 32 y O = 16
Tabla 12.1: Ley de las proporciones múltiples
SO 32 16. 1
SO2 32 16. 2
SO3 32 16. 3
Cuando dos pesos fijos de dos sustancias distintas (B C) se
combinan por separado con un mismo peso de una tercera sustancia (A),
entonces éstas se combinarán entre si en la misma proporción en peso o
múltiplos de ellos”.
Ejemplo: Se combinan los siguientes componentes:
El hidrógeno y el oxígeno para formar agua según la siguiente
ecuación química y regla ponderal:
2 H2 + O2 =====> 2 H2O
4 g 32 g
C) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON, 1803):
“
Compuestos Mas a de (S) en
gramos
Mas a de (O) en
gramo s
CONCLUSIÓN CONSTANTE VARÍA
D) LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS (WENZEL - RICHTER,
1792): “
•
109
El calcio y el oxígeno para formar óxido d calcio segú la
siguiente ecuación química y regla ponderal:
2 Ca + O2 =====> 2 CaO
80 g 32 g
Finalmente se combina el calcio y el hidrógeno para formar el
hidruro de calcio que según la Ley de Wensel – Richter se tiene:
Ca + H2 =====> CaH2
40 g 2 g
20 1
Es el reactivo o reactante que se encuentra en menor c ntidad
estequiométrica que los demás reactivos y que al consumirse por
completo, para dar lugar a un producto en una reacción química
determinada, logra detenerla.
De la ecuación balanceada, a cada reactante se le dete por una
proporción ponderal, molar o volumétrica.
Proporción estequiométrica = ,
el de menor proporción es el reactivo limitante.
Es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad estequiométrica, de tal
forma que parte de ésta, no reacciona, es decir sobra al final de la reacción
química.
•
•
12.3 REACTIVO LIMITANTE (RL):
12.4 REACTIVO EN EXCESO (R exc):
Datos del problema
Datos deecuación química balanceada
110
Se llama rendimiento o eficiencia de la reacción a la ntidad real o teórica
obtenida del producto formado en una reacción química.
%R =
V PRÁC: Valor práctico, real o experimental.
V TEOR: Valor teórico (con 100% de rendimiento)
En toda reacción química, las sustancias que
intervienen en ella deben ser químicamente puras, es decir sin mezclas de
sustancias extrañas.
%P = m sustancia pura =
12.5 PORCENTAJE DE RENDIMIENTO: ( % R)
12.6 PUREZA DE REACTIVOS (P):
.
.
100
tan
tan
100 tan
%
100
PRA C T
TE OR
Vx
V
sus cia pura
sus cia total
mx
m sus cia total
Pm
111
Las características generales de los líquidos se inclu en la tabla Nº 1.
Los líquidos pueden formarse de dos maneras:
a) Al fundir un sólido, el cual absorbe la energía que se emplea para
superar las fuerzas de atracción entre las partículas l retículo cristalino.
b) Al condensar (o licuar) un gas, el cual libera energía a medida que las
fuerzas de atracción se establecen entre las moléculas del líquido.
Un líquido posee propiedades intermedias entre un gas y un sólido
cristalino. Sus moléculas se encuentran cercanas pero enadas.
Tabla 13.1: Características generales de los líquidos
Las partículas de los líquidos se atraen con mayor
fuerza, lo que impide que ellas se muevan
libremente.
se
comprime sólo a presiones
altas. Se usan en frenos
hidráulicos.
Las partículas de un líquido no están muy
separadas. La poca compresión lograda se basa
en la deformación de las propias partículas, lo que
requiere obviamente altas presiones.
Los líquidos toman la forma del recipiente que los
contiene, ya que las moléculas pueden deslizarse
entre ellas.
Los líquidos conservan su volumen sin importar el
tamaño del recipiente que los contiene.
Tienen densidades mucho mayores que la de los
gases, aunque menores que la de los sólidos.
Un líquido se mezclará o se difundirá con otro en
CAPÍTULO XIII : ESTADO LÍQUIDO Y SÓLIDO
13.1 ESTADO LÍQUIDO
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS LÍQUIDOS
Expans ión limitada
Baja compres ibilidad:
Forma variable
Vo lumen c onstante
Alta dens idad
Mis cibilidad o difus ión
112
el que sea soluble, pero esta miscibilidad es
mucha más lenta en los líquidos que en los
gases.
Algunos lo consideran un estado intermedio entre el sólido y el líquido. Son
sustancias (por lo general compuestos orgánicos) cuyas propiedades
intermedias entre la de los verdaderos sólidos cristalinos y las de los líquidos
verdaderos, cuando cambian del estado sólido al líquido. Pueden cambiar de
color al variar la temperatura. Se usan en las pantallas digitales de los
relojes a pulso, calculadoras y juegos electrónicos; también son utilizadas
para detectar fiebres y enfermedades vasculares.
Las propiedades intermoleculares cohesivas se manifiestan en los líquidos
de diferentes formas:
Es la propiedad que tiene un líquido de oponer
resistencia al flujo. Algunos líquidos, como los aceit s lubricantes, se
resisten a fluir, otros, como el agua, fluyen con mucha facilidad.
Cuanto mayores sean las fuerzas de atracción, más viscoso será el
líquido.
Es la propiedad que tiene un líquido de
arrastrar sus moléculas de su superficie hacia el centro de él, lo que
reduce la superficie a un mínimo.
Lo que caracteriza a los sólidos es la regularidad est ctural que reemplaza
al caos de los gases.
Obs ervación: ¿Qué importancia tienen lo s c ris tales líq dos ?
13.2 PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
13.2.1 VISCOSIDAD:
13.2.2 TENSIÓN SUPERFICIAL:
13.3 ESTADO SÓLIDO
113
Los sólidos son todas aquellas sustancias que se caracterizan por tener
forma y volumen propios. En su estructura microscópica los sólidos
presentan un ordenación de sus partículas.
En la mayoría de las sustancias sólidas, las partículas constituyentes
(átomos, iones o moléculas) están perfectamente ordena s en una red
cristalina, ocupando cada una de ellas una posición reticular definida.
Las características generales de los sólidos se pueden identificar mediante
sus propiedades, según la tabla Nº 14.1
TABLA 13.2: Características generales de los sólidos
Los sólidos no se expanden
a temperatura constante.
Los metales, se dilatan al elevar la
temperatura.
Los sólidos poseen forma
definida.
Los sólidos son muy rígidos y sus partículas
constituyentes están ordenadas en redes
cristalinas.
Los sólidos conservan su
volumen.
Al igual que los líquidos, las fuerzas que
unen las partículas constituyentes de los
sólidos son bastante fuertes.
Los sólidos son
prácticamente
incompresibles
Debido a las intensas fuerzas de atracción,
las partículas constituyentes se encuentran
muy cerca entre sí.
Los sólidos son muy densos Debido a que las partículas se encuentran
muy cerca las unas de las otras, los sólidos
poseen densidades relativamente altas.
Los sólidos poseen difusión
baja
Excepto a presiones extremas.
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS SÓLIDOS
114
CRISTALINOS
Los sólidos pueden definirse como amorfos o cristalinos, los cuales difieren
entre sí por sus estructuras.
Fig. 13.1: Clasificación de los sólidos
Son sustancias formadas por partículas que
están acomodadas en una forma geométrica definida, la es diferente
para cada sólido cristalino.
Las propiedades de los sólidos cristalinos dependen en gran parte de la
geometría del cristal y también de la naturaleza de la partículas
constituyentes (ya sea átomos, iones o moléculas) del retículo y las
fuerzas que mantienen unidos dichas unidades.
Poseen punto de fusión definidos.
Son o sea algunas de sus propiedades físicas dependen de
la dirección en las que son medidas.
IÓNICOS: sal de cocina
CLASES DE
SÓLIDOS
COVALENTES: diamante
METÁLICOS: Cobre
MOLÉCULARES: azúcar
AMORFOS: Vidrios,
plásticos
CRISTALINO
13.4 CLASIFICACIÓN DE LOS SÓLIDOS
13.5 A) SÓLIDOS CRISTALINOS:
anisotrópicos
115
: Cuando sustancias diferentes cristalizan en el mismo sistema.
Ejemplos: NaCl; sistema cúbico, Hierro; sistema cúbico.
Cuando una misma sustancia se puede presentar en dos
más formas cristalinas diferentes.
Ejemplos: CaCO3 (romboédrico) calcita
CaCO3 (ortorrómbico) aragonita
Estas sustancias tienen en sus posiciones
reticulares iones (aniones y/o cationes) que se encuentran unidos entre
si mediante fuerzas electrostáticas, tipo fuerzas coulómbicas (enlaces
iónicos), las cuales son fuertes, por lo consiguiente, ori nan cristales
duros pero quebradizos.
Ejemplo: NaCl
Llamados también sólidos atómicos, pues
las unidades de los puntos reticulares son átomos enla dos
covalentemente.
Ejemplo: El diamante (C), Cuarzo (dióxido de silicio), carborundum
(SiC)
Se caracterizan por ser sólidos de gran dureza, con al s puntos de
fusión, pero males conductores del calor y de la elect icidad.
Son sustancias cuyas redes cristalinas
están constituidas por moléculas unidas entre sí por f
relativamente débiles, tipo las fuerzas de Van der Waals.
Tienen por lo general bajos puntos de fusión, son blandos debido a que
sus moléculas pueden deslizarse fácilmente y son malos conductores
del calor y de la electricidad, ya que no tienen porta res de carga.
Is o morfis mo
Po limorfis mo:
A.1 SÓLIDOS IÓNICOS :
A.2 SÓLIDOS COVALENTES:
A.3 SÓLIDOS MOLECULARES:
116
Ejemplo: Hielo seco (CO2)
Son sustancias cuyas redes cristalinas están
constituidas por iones positivos, poseen altos puntos fusión y son
buenos conductores del calor y de la electricidad debido a la
deslocalización electrónica. Poseen brillo característico en su superficie
debido a que los electrones deslocalizados reflejan la luz que incide
sobre ellos, en todas direcciones.
Ejemplo: Na, Ag, Cu.
Son aquellos sólidos que en su estructura
interna sus partículas no presentan una geometría defi da.
No poseen punto de fusión definido.
Por lo general son mezclas no son sustancias.
Son isotrópicos ya que en cualquier dirección algunas propiedades
físicas son iguales.
Tabla 13.3: Características de los sólidos cristalinos
PARTICULAS
RETÍCULARES
FUERZAS
ENLAZANTES
DUREZA PUNTO
DE
FUSIÓN
CONDUCTI
VIDAD
EJEMPLOS
Iones (+ o -) Iónicos Duros y
quebradizos
Altos Baja NaCl, Na3PO4
Moléculas Van der Waals Blandos Bajo Baja Hielo seco
(CO2)
Hielo (H2O)
Átomos Covalentes Muy duros Muy altos Baja Diamante (C)
Cuarzo(SiO2)
Carborundum
(SiC)
Iones positivos Atracciones
entre el gas
electrónico y
los iones
Blandos o
duros
Medios o
altos
Buena o
excelente
Na, Ag, Fe
Cu, Zn, Au
CARACTERÍSTICASSOLIDAS
A.4 SÓLIDOS METÁLICOS:
B) SÓLIDOS AMORFOS:
IÓNICOS
MOLECULARES
COVALENTES
METÁLICOS
117
En química, una solución o disolución (del latín ) es una mezcla
homogénea, a nivel molecular de una o más especies químicas que no
reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran e proporción que
varía entre ciertos límites.
Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un
medio dispersante denominado disolvente o solvente. También se define
disolvente como la sustancia que existe en mayor cantidad q el soluto en
la disolución.
Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de
etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia ue es más
frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en
este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más
solutos y uno o más disolventes.
Una disolución será una mezcla en la misma proporción cualquier
cantidad que tomemos (por pequeña que sea la gota), y no se podrán
separar por centrifugación ni filtración.
Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o
el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercur o, formando una
amalgama)
Son mezclas homogéneas
CAPÍTULO XIV : SOLUCIONES
14.1 DEFINICIÓN
14.2 CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES
dis olutio
118
La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se e cuentran en
proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se
encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así.
La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende
del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está
relacionada con la solubilidad del soluto en el disolv nte.
Una disolución que contenga poca cantidad es una disolución diluida.
A medida que aumente la proporción de soluto tendremos disoluciones más
concentradas, hasta que el disolvente no admite más soluto, entonces la
disolución es saturada.
Por encima de la saturación tenemos las disoluciones s bresaturadas. Por
ejemplo, 100g de agua a 0ºC son capaces de disolver hasta 37,5g de NaCl
(cloruro de sodio o sal común), pero si mezclamos 40g con 100g de
agua a la temperatura señalada, quedará una solución s turada.
Sus propiedades físicas dependen de su concentración:
a) Disolución HCl (ácido clorhídrico) 12 mol/L Densida 18 g/cm3 ,
b) Disolución HCl (ácido clorhídrico) 6 mol/L Densidad 1,10 g/cm3
Sus componentes se separan por cambios de fases, como fusión,
evaporación, condensación, etc.
Tienen ausencia de sedimentación, es decir al someter una disolución a un
proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a
que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Ángstrom ( ?) .
119
Tabla 14.1: Clasificación de las soluciones
:
aleaciones como
zinc en estaño
(latón);
:
hidrógeno en
paladio;
:
mercurio en plata
(amalgama).
; es aquella en donde la fase
dispersa y la dispersante no están en
equilibrio a una temperatura dada; es decir,
ellas pueden admitir más soluto hasta
alcanzar su grado de saturación. Ej.: a 0ºC
100g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir,
a la temperatura dada, una disolución que
contengan 20g NaCl en 100g de agua, es
no saturada.
:
alcohol en agua;
:
sal en agua
(salmuera);
:
oxígeno en agua
: en esta disolución hay un
equilibrio entre la fase dispersa y el medio
dispersante, ya que a la temperatura que se
tome en consideración, el solvente no es
capaz de disolver más soluto. Ej.: una
disolución acuosa saturada de NaCl es
aquella que contiene 37,5g disueltos en
100g de agua 0ºC.
Gaseosas : oxígeno
en nitrógeno;
:
gaseosas, cervezas;
:
hidrógeno absorbido
sobre superficies de
Ni, Pd, Pt, etc.
: representa un tipo de
disolución inestable, ya que presenta
disuelto más soluto que el permitido para la
temperatura dada. Para preparar este tipo
de disolución se agrega soluto en exceso, a
elevada temperatura y luego se enfría el
sistema lentamente. Esta disolución es
inestable, ya que al añadir un cristal muy
pequeño del soluto, el exceso existente
precipita; de igual manera sucede con un
cambio brusco de temperatura.
14.3 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES:
POR SU ESTADO DE
AGREGACIÓN
POR SU CONCENTRACIÓN
Sólidas s ó lido en só lido
gas en só lido
líquido en só lido
No s aturada
Líquidas líquido en líquido
s ó lido en líquido
gas en líquido
Saturada
gas en gas
gas en líquido
gas en só lido
Sobres aturada
120
En función de la naturaleza de solutos y solventes, la leyes que rigen las
disoluciones son distintas.
Sólidos en sólidos: Leyes de las disoluciones sólidas.
Sólidos en líquidos: Leyes de la solubilidad.
Sólidos en gases: Movimientos brownianos y leyes de los coloides.
Líquidos en líquidos: Tensión interfacial.
Gases en líquidos: Ley de Henry.
Por la relación que existe entre el soluto y la disolución, algunos autores
clasifican las soluciones en diluidas y concentradas, as concentradas se
subdividen en saturadas y sobre saturadas. Las diluidas, se refieren a
aquellas que poseen poca cantidad de soluto en relación a la ca d de
disolución; y las concentradas cuando poseen gran cantidad de soluto.
Es inconveniente la utilización de esta clasificación ebido a que no todas
las sustancias se disuelven en la misma proporción en un determinada
cantidad de disolvente a una temperatura dada. Ej: a 25ºC en 100g de agua
se disuelven 0,000246g de BaSO4. Esta solución es concentrada (saturada)
porque ella no admite más sal, aunque por la poca cantidad de soluto
disuelto debería clasificarse como diluida. Por ello es más conveniente
clasificar a las soluciones como no saturadas, saturadas y sobre saturadas.
En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y
el disolvente en una disolución se emplean distintas u dades: molaridad,
normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en
volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por
trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando
términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para
altas.
14.4 EN FUNCIÓN DE LA NATURALEZA:
14.5 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES:
121
Nos indica los gramos de soluto por
cada 100 g de solución.
Nos indica los gramos de
soluto por cada 100 mL de solución y está dado por la guiente
ecuación:
Nos indica los mL de
soluto por cada 100 mL de solución y está dado por la guiente
ecuación:
Es el número de moles de soluto por litro de
solución:
Es el número de moles por kilogramo de
disolvente:
Es el número de equivalente gramo de soluto por
volumen de solución:
Donde:
W: peso de la sustancia
p.e: Peso equivalente
: Peso molecular
: Número de H+ , (OH) – o electrones ganados o perdidos
14.5.1 PORCENTAJE EN PESO:
14.5.2 PORCENTAJE PESO A VOLUMEN:
14.5.3 PORCENTAJE VOLUMEN A VOLUMEN:
14.5.4 MOLARIDAD (M):
14.5.5 MOLALIDAD (m):
14.5.6 NORMALIDAD:
θ
=
=
=
=
=
−= − = =
% / 100
% / 100
% / 100
( )
..
gramos de solutop p x
gramos de solución
gramos desolutop v x
mililitros de solución
volumen de solutov v x
volumen de solución
moles de solutoM
volumen de solución
moles de solutom
kg de solvente
eq g solutoN
volumen de solución
Wsolutoeq g
p e
Mp e
M
q
122
Indica la relación existente entre el
número de moles de soluto y solvente en la solución y stá dado por
la siguiente ecuación:
Donde:
Xi : Fracción molar
ni: Moles del componente “i”
nt: Moles totales
14.5.7 FRACCIÓN MOLAR (Xi) :
i
t
nXi
n=
123
Los ácidos y las bases son dos tipos de compuestos químicos que
presentan características opuestas.
Los ácidos tienen sabor agrio, colorean de rojo el tor tinte rosa que
se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con s metales
desprendiendo hidrógeno.
Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto
jabonoso.
Cuando se combina una solución acuosa de un ácido con otra de una base,
tiene lugar una reacción de neutralización en la que se forman agua y la sal
correspondiente. Consideremos, como ejemplo, la reacción de
neutralización del ácido clorhídrico (HCl) con el hidróxido de sodio (NaOH)
que produce agua y cloruro de sodio (NaCl)
HCl + NaOH ? ? > H2O + NaCl
En el año de 1884 un químico sueco
llamado us, propuso las primeras definiciones importantes de
ácido y base.
Un ácido es una sustancia química que contienen hidrógeno, y que, al ser
disuelta en agua produce una concentración de iones hi geno o protones
(el término protón se refiere a un ión hidrógeno posit o un átomo de
hidrógeno sin electrones, ión H+)
Una base es una especie que contiene grupos OH en la su molécula y
forma iones hidroxilo. (OH-), en solución acuosa.
CAPITULO XV: ÁCIDOS Y BASES
15.1 ÁCIDOS Y BASES
15.2 ALGUNAS TEORÍAS ÁCIDO BASE
15.2.1 TEORÍA DE ARRHENIUS:
•
•
Augus t Arrhe ni
124
La teoría de Arrhenius fue útil pero resultó insuficie para explicar el
comportamiento de ácidos y bases ya que el concepto de ácidos se limita
a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies
que contienen iones hidroxilo. Además, esta teoría se efiere únicamente a
disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones
ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1 el químico danés
y, paralelamente, el químico británico .
Esta teoría establece que los ácidos son sustancias ca ces de ceder
protones y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aunque aún
contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, ya no se necesita que el
medio sea necesariamente acuoso y, además, considera a las bases que –
como el NH3 no contienen iones OH- .
El concepto de ácido y base de Brönsted y Lowry ayuda a entender las
reacciones ácido-base en términos de una competencia por los protones.
En forma de ecuación química se tiene:
Ácido (1) + Base (2) ? ? > Ácido (2) + Base (1)
La reacción de Ácido (1) con Base (2) se produce al tr nsferir un protón del
primero al segundo. Al perder el protón, el Ácido (1) e convierte en su base
conjugada, o sea, Base (1) Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en
su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita co stituye un equilibrio
que puede desplazarse a derecha o izquierda.
La reacción efectiva tiene lugar en la dirección en la que él ácido y la base
más fuertes reaccionan para dar las correspondientes base y ácido más
débiles.
15.2.2 TEORÍA DE BRONSTED – LOWRY:
Johannes Bröns ted Thomas Lowry
125
Por ejemplo HF + NH3 ? ? > NH4+ + F-
El HF es un ácido más fuerte que el ión amonio y el amoníaco es una base
más fuerte que el fluoruro
La teoría de Brönsted y Lowry: También explica que el agua pueda mostrar
propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos
como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de
un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido
con mayor tendencia a disociarse que el agua. Igualmente el agua actúa
como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el NaOH).
Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que
inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth,
Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard,
Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y
desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts
desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muer e fue profesor de
química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue
decano de la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos bases no estaría
completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y
bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de
ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón –
punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de
fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis.
Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un
par electrónico.
15.2.3 TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE GILBERT NEWTON LEWIS
§
126
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y c partir) un
par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teo de
Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de
Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius
y de Bronsted – Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis.
Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de se un ácido, y un ión
hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis
expanden el modelo ácido – base más allá de los modelos de Bronsted y
Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia
especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de
Bronsted – Lowry son por lo general adecuadas para explicar las
reacciones en solución acuosa.
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general
como sustancias que, en solución acuosa.
Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.
Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.
Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro
produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones
hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que
se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no
metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos istalinos de alto
punto de fusión y de ebullición.
Los indicadores son colorantes orgánicos, que cambian color
dependiendo si se encuentran en presencia de una sustancia ácida, o
básica.
§
§
§
§
§
15.3 ¿ QUÉ ES UN INDICADOR DE PH?
127
es una medida de la acidez o la alcalinidad. La escala de el pH
va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay
un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha sol ción seria
neutral.
Las normas del pH empiezan con una definición de pH. La p viene
de la palabra poder. La H por supuesto es el símbolo d l elemento
hidrógeno. Juntos el término pH significa hidrión expo nte iónico. A
medida que el potencial de liberar iones de hidrogeno crementan
en una sustancia el valor del pH será menor. Es así como a mayor
grado de acidez la lectura del pH será más baja.
Fig. 15.1: Valores de pH de algunas sustancias
pH
128
10,000,000 pH = 0 ácido de batería 1 x 100 1 x 10-14
1,000,000 pH = 1 ácido estomacal 1 x 10-1 1 x 10-13
100,000 pH = 2 jugo de limón, vinagre 1 x 10-2 1 x 10-12
10,000 pH = 3toronja, jugo de naranja,
gaseosas1 x 10-3 1 x 10-11
1,000 pH = 4 jugo de tomate, lluvia ácida 1 x 10-4 1 x 10-10
100 pH = 5 café negro, agua de lluvia 1 x 10-5 1 x 10-9
10 pH = 6 orina, saliva 1 x 10-6 1 x 10-8
1 pH = 7 agua "pura" 1 x 10-7 1 x 10-7
1/10 pH = 8 agua de mar 1 x 10-8 1 x 10-6
1/100 pH = 9 bicarbonato 1 x 10-9 1 x 10-5
1/1,000 pH = 10 leche magnesia 1 x 10-10 1 x 10-4
1/10,000 pH = 11 amoníaco 1 x 10-11 1 x 10-3
1/100,000 pH =12 agua jabonosa, cloro 1 x 10-12 1 x 10-2
1/1,000,000 pH = 13 limpiador de hornos 1 x 10-13 1 x 10-1
1/10,000,000 pH = 14 limpiador líquido de drenajes 1 x 10-14 1 x 100
Tabla 15.1: Escala de concentraciones de pH
ESCALA DE CONCENTRACIONES pH
Concentraciones
de iones de
hidrógeno (H3O+)
comparadas con
agua des tilada
pHSo luciones que típicamente
tienen e s te pHH3O+ OH-
129
Desde el punto de vista Fisicoquímico los conductores más importantes son
los del tipo electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los
conductores electrónicos, como los metales por el hecho de que el paso de
una corriente eléctrica va acompañada por el transporte de materia.
Las celdas electroquímicas se usan principalmente con s fines:
A. Convertir la energía química en eléctrica
B. Convertir la energía eléctrica en química
En las pilas secas comunes y en el acumulador de plomo tenemos
convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la carga de la
batería de almacenamiento y en la purificación electrolítica del cobre se
utiliza la energía eléctrica para realizar una acción química.
Una celda es un dispositivo simple de dos electrodos y un electrolito capaz
de dar electricidad por la acción química dentro de la celda, o de producir
una acción química por el paso de electricidad a su tr . Una batería, por
otra parte, es una combinación de dos o mas celdas dispuestas en serie o
en paralelo. Así el acumulador de plomo es una batería constituidas por tres
celdas conectadas en serie.
Fig 16.1: Celdas galvánicas y electroquímicas
CAPITULO XVI : ELECTROQUÍMICA
16.1 DEFINICIÓN
130
Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que
procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no
espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas
electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos
electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente
de corriente directa.
Fig 16.2: Partes de una Celda electrolíticas
Celdas voltaicas o galvánicas: son celdas electroquímicas en las cuales las
reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las
dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas,
por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un
circuito externo.
En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y
por tanto, son reacciones de óxido reducción (redox).soluciones electrolíticas
16.2 CELDA ELECTROLÍTICA
16.3 CELDA VOLTAICA O GALVÁNICA
131
Fig 16.3: Esquema de la Pila de Daniell
Existen teorías que permiten explicar el comportamient de las soluciones
electrolíticas. Una de estas teorías es la de la Ionización de Arrhenius.
Arrhenius propuso en 1887 la Teoría de la disociación ctrolítica, la cual
está basada en la idea de que los electrolitos se disocian en iones al
ponerse en contacto con el agua.
Postulados de la Teoría de Arrhenius:
a) Los electrolitos al disolverse en el agua se disocian parcialmente en iones,
los cuales son átomos o radicales con carga eléctrica.
b) El número de cargas eléctricas transportadas por ca ión es igual a su
valencia y el número total de cargas de los cationes e igual al total de
cargas de los iones, de allí que las soluciones electr ticas sean
eléctricamente neutras.
16.4 POSTULADOS DE LA TEORÍA DE ARRHENIUS
132
c) La ionización es un proceso reversible y se establece un equilibrio,
propio de cada electrolito, entre las moléculas no disociadas y los iones.
d) Los iones deben ser considerados como especies químicas con sus
propiedades características.
e) Los poliácidos se ionizan en fases. Por ejemplo:
La electrolisis como proceso de Óxido – Reducción: Se tiene un recipiente
o cuba electrolítica compuesta por dos electrodos inertes conectados a una
fuente de corriente. Al colocar una solución electrolítica en el recipiente y
hacer pasar una corriente eléctrica, los iones positivos de la solución se
mueven hacia el cátodo (cationes) y los iones negativo hacia el ánodo
(aniones).La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo.
Todos los procesos electrolíticos implican reacciones de óxido-reducción o
redox. Por ejemplo: en la electrólisis de una solución de cloruro de sodio, el
número de oxidación del cloro pasa de -1 a 0 en el ánodo y en el cátodo el
número de oxidación del sodio pasa de +1 a 0. Cuando s da la oxidación
de manera simultánea se da la reducción.
Leyes de Faraday de la Electrólisis: Michael Faraday, formuló las leyes de la
electrólisis en 1833.
“La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante
la reacción en un electrodo, es proporcional a la cant d de carga
(corriente x tiempo) que ha pasado a través del circui .
16.5 LEYES DE FARADAY
16.5.1 PRIMERA LEY DE FARADAY
133
Esta primera ley, permite calcular, la cantidad de electricidad (en
coulombios o faraday) para depositar un equivalente gramo de una
sustancia.
La unidad eléctrica que se emplea en física es el coul mb (C). Un
coulomb se define como la cantidad de carga que atravi sa un punto
determinado cuando se hace pasar un ampere (A) de corr nte
durante un segundo.
Fig 16.4: Primera Ley de Faraday (una celda electrolítica)
“Las masas de diferentes sustancias producidas por el aso de la
misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a
sus equivalentes gramos”.
Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias
depositadas por la misma cantidad de electricidad. La ntidad de
elemento depositado por un Faraday (96.500 c) se conoce como
equivalente electroquímico.
Fig 16.5: Segunda Ley de Faraday ( para varias celdas electrolíticas)
16.5.2 SEGUNDA LEY DE FARADAY
134
Las dos leyes de Faraday se cumplen para los electrolitos tanto
fundidos como en solución. Su validez no se altera por variaciones
de temperatura, presión, naturaleza del solvente y del voltaje
aplicado.
Aplicaciones tecnológicas de los procesos electroquímicos: Los procesos
electroquímicos se emplean en la producción y purificación de diversos
metales.
También se utiliza en la galvanoplastia que se basa en procesos de
electrolisis para recubrir un metal con otro. La galvanoplastia se aplica en
joyería para recubrir con plata u oro diversas prendas y joyas; cucharas,
tenedores, jarras y otros utensilios que son moldeados en metales de bajo
costo para luego ser cubiertos por una delgada capa de un metal más
atractivo y resistente a la corrosión, como el oro o la plata.
La galvanoplastia se utiliza también para proteger tub o tanques por lo
cual se les denomina galvanizados, ya que están recubiertos con metales
que evitan la acción corrosiva del aire y el agua. La corrosión consiste en la
oxidación del metal y es producto de reacciones de óxido reducción.
16.6 APLICACIONES
135
La es un área de la físicaquímica que se encarga del
estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo
condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan durante la
reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética
química es un estudio puramente empírico y experimenta la química
cuántica permite indagar en las mecánicas de reacción, lo que se conoce
como dinámica química.
La Rapidez (o velocidad) de reacción está conformada por la rapidez de
formación y la rapidez de descomposición. Esta rapidez no es constante y
depende de varios factores, como la concentración de l reactivos, la
presencia de un catalizador, la temperatura de reacció y el estado físico
de los reactivos. Uno de los factores más importantes s la concentración
de los reactivos.
Cuanto más partículas existan en un volumen, más colisione hay entre las
partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando concentración de
reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den
colisiones entre las moléculas, y la rapidez es mayor. A medida que la
reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos,
disminuye la probabilidad de colisión y con ella la ra dez de la reacción.
La medida de la rapidez de reacción implica la medida de la concentración
de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, es es, para
medir la rapidez de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de
reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de
producto que aparece por unidad de tiempo. La rapidez de reacción se
CAPÍTULO XVII: CINÉTICA QUÍMICA
17.1 DEFINICIÓN
cinética química
17.2 RAPIDEZ DE REACCIÓN
136
mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en mol/l)/s es decir
moles/(L·s).
Para una reacción de la forma:
la ley de la rapidez de formación es la siguiente:
es la rapidez de la reacción, ( - ? A) la disminución de la concentración
del reactivo A en el tiempo ? . Esta rapidez es la rapidez media de la
reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para
reaccionar.
La rapidez de aparición del producto es igual a la rapidez de desaparición
del reactivo. De este modo, la ley de la rapidez se puede escribir de la
siguiente forma:
Este modelo necesita otras simplificaciones con respecto a:
La actividad química, es decir, la "concentración efectiva"
La cantidad de los eductos en proporción a la cantidad de los productos
y del disolvente
La temperatura
La energía de colisión
Presencia de catalizadores
La presión parcial de gases
Para cada reacción se puede formular una ecuación, la ual describe
cuantas partículas del reactivo reaccionan entre ellas para formar una
cantidad de partículas del producto.
vR c
t
•
•
•
•
•
•
17.3 ORDEN DE REACCIÓN
137
Para una reacción de la forma:
esto significa, que dos partículas A colisionan con una partícula B, una
partícula C y una partícula D para formar el producto E.
Sin embargo, la probabilidad de que cinco partículas colisionen al mismo
tiempo y con energía suficiente, es escasa.
Más probable es que dos o tres partículas colisionen y formen un
, este producto intermedio colisiona con las demás partículas y
forma otros productos intermedios hasta formar el prod cto E, aquí un
ejemplo:
La descomposición de la reacción principal en llamadas reacciones
elementales y el análisis de estas nos muestra exactamente como o urre
esta reacción.
El está definido como la suma de los exponentes de las
concentraciones en la ley rapidez de la reacción. Este es también llamado
, pues el orden depende del reactivo que se
analice. El orden de la reacciones se determina experimentalmente.
Ejemplo:
Suponiendo que la rapidez de reacción de la primera reacción elemental
tiene una dependencia cuadrática con la concentración del reactivo A, esto
significa que esta reacción es de segundo orden con re to al reactivo A.
El orden total de esta reacción es también segundo, pues no hay otros
reactivos.
producto
inte rmedio
orden de reac ción
orden to tal de reacción
138
Existen varios factores que afectan la rapidez de una reacción química: la
concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores
y la superficie de contactos tanto de los reactivos co o del catalizador. Los
catalizadores pueden aumentar o disminuir la velocidad de reacción.
Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con a
temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de
las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven
más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía.
Si en una reacción interactúan reactivos en distintas ses, su área
de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si
el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor.
Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos
factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es
decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría
de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca
de la reacción y son las etapas de transporte las que rminan la
cinética del proceso.
No cabe duda de que un mayor área de contacto reduce l
resistencia al transporte, pero también son muy importantes la
difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que esta
es el límite de la concentración del reactivo, y viene rminada por
el equilibrio entre las fases.
17.4 FACTORES QUE AFECTAN LA RAIDEZ DE LAS REACCIONES
17.4.1 TEMPERATURA
17.4.2 ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS
139
Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción
sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso,
aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de
acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción,
empleando pasos elementales con mayor o menor energía
activación.
Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma
fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición
del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se
encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las
reacciones de hidrogenación).
Los catalizadores también pueden retardar reacciones, solo
acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o
inhibidores, los cuales impiden la producción.
La mayoría de las reacciones son más rápidas en presen de un
catalizador y cuanto más concentrados se encuentren lo reactivos,
mayor frecuencia de colisión.
La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la
dependencia de la rapidez de reacción con las concentraciones de
reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinéti a química. Esa
ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre
de .
En una reacción química, si existe una mayor presión e el sistema,
ésta va a variar la energía cinética de las moléculas. Entonces, si
17.4.3 PRESENCIA DE UN CATALIZADOR
17.4.4 CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS
ecuación de rapidez
17.4.5 PRESIÓN
140
existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a
aumentar y la reacción se va a volver más rápida. Excepto en los
gases, que al aumentar su presión aumenta también el movimiento
de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción.
La (Ea) en química y biología es la energía que
necesita un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. La
energía de activación suele utilizarse para denominar a energía mínima
necesaria para que se produzca una reacción química da .
Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar
en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima. A
medida que las moléculas se aproximan, sus nubes de electrones se
repelen. Esto requiere energía (energía de activación) y proviene del calor
del sistema, es decir de la energía traslacional, vibracional, etcétera de cada
molécula.
Si la energía es suficiente, se vence la repulsión y las moléculas se
aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenación de los
enlaces de las moléculas. La ecuación de Arrhenius proporciona la base
cuantitativa de la relación entre la energía de activa y la velocidad a la
que se produce la reacción. El estudio de las velocida s de reacción se
denomina cinética química.
Las siguientes representaciones gráficas manifiestan diferencias acerca de
cómo la presencia de un catalizador (ejemplo una enzima) por ejemplo
biológico disminuye la energía de activación debido a su complementariedad
y por tanto provoca una disminución en el tiempo reque ido para que se
forme el producto o sea aumenta la velocidad.
17.5 ENERGÍA DE ACTIVACIÓN
energ ía de activación
141
Fig 17.1: Energía de activación
La relación entre la energía de activación ( ) y el incremento de la
entalpía de formación ( ) con y sin catalizador. El punto de mayor energía
(punto del complejo activado) representa el estado de transición. Con un
catalizado, la energía requerida para que la reacción re en el estado de
transición disminuye, por lo tanto, la energía necesar a para iniciar la energía
también disminuye.
Ea
0fH
142
En un proceso químico, el es el estado en el que las
actividades químicas o las concentraciones de los reac ivos y los productos
no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el
estado que se produce cuando el proceso químico evoluciona hacia
adelante en la misma proporción que su reacción inversa.
La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general
no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en
cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este
proceso se denomina equilibrio dinámico.
El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan
cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un
equilibrio de la forma:
a A + b B c C + d D
Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las
concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos
coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las
concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos
coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
Relacionar la Kc y la Kp debemos relacionar previament las
concentraciones de las especies en equilibrio con sus nes parciales.
Kp = Kc (R T ) ?n
CAPÍTULO XVIII : EQUILIBRIO QUÍMICO
18.1 DEFINICIÓN
equilibrio químico
18.2 RELACIÓN ENTRE Kp y Kc
⇔
143
Donde la ?n es la suma de los moles estequiométricos de todos los
productos en estado gaseoso menos la suma de todos los moles de
reactivos también gaseosos.
Existen diversos factores capaces de modificar el esta de equilibrio en un
proceso químico, como son la temperatura, la presión, el efecto de la
concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de
una manera cualitativa por el que dice lo
siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores
que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema
evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que ienda a
contrarrestar dicha variación.
si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta
la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el
sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, endotérmica.
si aumenta la presión se desplazará hacia donde
existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto
de disminución de V, y viceversa.
un aumento de la concentración de uno
de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de
productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha
concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace
que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en
el caso de que se disminuya.
18.3 PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Principio de Le Chatelier,
Efecto de la tempe ratura:
Efecto de la pres ión:
Efecto de las conc entraciones :
144
Todos los cuerpos o elementos químicos existentes en l naturaleza poseen
características diferentes, agrupadas todas en la denominada “Tabla de
Elementos Químicos”. Desde el punto de vista eléctrico, todos los cuerpos
simples o compuestos formados por esos elementos se pu den dividir en
tres amplias categorías:
Conductores
Aislantes
Semiconductores
Los materiales conductores ofrecen una baja resistenci al paso de la
corriente eléctrica. Los semiconductores se encuentran a medio camino
entre los conductores y los aislantes, pues en unos ca s permiten la
circulación de la corriente eléctrica y en otros no. Finalmente los cuerpos
aislantes ofrecen una alta resistencia al paso de la corriente eléctrica. En la
foto superior se muestran algunos de esos materiales: Conductor de
alambre de cobre. Diodos y transistor (dispositivos semiconductores
en ambos casos). Aislantes de porcelana instalados en un transformador
distribuidor de energía eléctrica de bajo voltaje y Aislantes de vidrio
soportando cables a la intemperie montados en un poste para distribución de
energía eléctrica de media tensión. Los aislantes, al rario de los
conductores, constituyen materiales o cuerpos que ofrecen una alta
resistencia al paso de la corriente eléctrica.
Fig. 19.1: materiales conductores, semiconductores y aislantes.
CAPÍTULO XIX: MATERIALES CONDUCTORES, AISLANTES Y
SEMICONDUCTORES
19.1 DEFINICIÓN:
A)
B) C)
D)
E)
§
§
§
145
En la categoría “conductores” se encuentran agrupados odos los metales
que en mayor o menor medida conducen o permiten el paso de la corriente
eléctrica por sus cuerpos. Entre los mejores conductor por orden de
importancia para uso en la distribución de la energía eléctrica de alta, media
y baja tensión, así como para la fabricación de componentes de todo tipo
como dispositivos y equipos eléctricos y electrónicos, se encuentran el cobre
(Cu), aluminio (Al), plata (Ag), mercurio (Hg) y oro (Au).
En general el núcleo de los átomos de cualquier elemento que forman todos
los cuerpos sólidos, líquidos y gaseosos que conocemos se encuentran
rodeados por una nube de electrones que giran su alrededor, distribuidos en
una o en varias órbitas, capas o niveles de energía. Al átomo de cada
elemento contemplado en la “Tabla de Elementos Químico le corresponde
un número atómico que sirve para diferenciar las propiedades de cada uno
de ellos. Ese número coincide también con la cantidad l de electrones
que giran alrededor del núcleo de cada átomo en partic ar. No obstante,
independientemente de la cantidad total de electrones que le corresponda a
cada elemento, en la última capa u órbita sólo pueden girar de uno a ocho
electrones como máximo.
Fig. 19.2: Los conductores de cobre.
Diferentes formas de representar de forma gráfica un mismo átomo, en
este caso de cobre (Cu): Normal, en la que aparecen todos los
electrones girando alrededor del núcleo de ese elemento en sus
respectivas órbitas. Representación plana en la que se pueden
observar, de. forma parcial, las cuatro órbitas o niveles de energía que le
corresponden a ese átomo con la distribución numérica de todos los
19.2 MATERIALES CONDUCTORES
A)
B)
146
electrones que posee en cada una de ellas (29 en total). La misma
representación plana, pero, más simplificada, en la que se muestra
solamente la última órbita o banda de valencia, identificada con el número
“1”, o sea, el único electrón que posee en esa posición. El mismo
átomo mostrado ahora. en representación plana, con la última órbita el
único electrón que gira en la misma.
Fig 19.3: Formas de representar a un mismo átomo.
Como ya conocemos, todos átomos que integran cualquier cuerpo material
poseen órbitas o capas, denominadas también niveles de energía, donde
giran electrones alrededor de sus núcleos. La última de esas capas se
denomina “banda de valencia” y es donde giran los electrones que en unos
casos el átomo puede ser ceder, como ocurre con los me ales y en otros
casos puede atraer o captar de la banda de valencia de otros átomos
cercanos. La banda de valencia es el nivel de energía que determina que un
cuerpo se comporte como conductor, aislante o semicond ctor.
En el caso de los metales en la última órbita o “banda de valencia” de sus
átomos sólo giran entre uno y tres electrones como máximo, por lo que su
tendencia es cederlos cuando los excitamos empleando métodos físicos o
químicos. Las respectivas valencias de trabajo (o núme s de valencia) de
los metales son las siguientes: +1, +2 y +3.
Esos números con signo positivo (+) delante, corresponden a la cantidad de
electrones que pueden ceder los átomos de los metales, de acuerdo con la
cantidad que contiene cada uno en la última órbita.
C)
D)
19.3 BANDA DE VALENCIA
147
En general la mayoría de los elementos metálicos poseen conductividad
eléctrica, es decir, se comportan como conductores de la electricidad en
mayor o menor medida. Los que poseen un solo electrón los que les
corresponde el número de valencia +1, como el cobre), on los que
conducen la corriente eléctrica con mayor facilidad.
Fig. 19.4: Bandas de los conductores
eléctricos.
En los conductores eléctricos las bandas de energía, formadas por la banda
de conducción y la banda de valencia del elemento metálico, se superponen
facilitando que los electrones puedan saltar desde la ima órbita de un
átomo a la de otro de los que integran también las moléculas del propio
metal. Es por eso que cuando se aplica corriente eléct a un circuito
formado por conductores de cobre, por ejemplo, los ele trones fluyen con
facilidad por todo el cuerpo metálico del alambre que ntegra el cable
Normalmente las bandas de energías se componen de: una banda de
valencia. una banda de conducción y, otra banda interpuesta entre las
dos anteriores denominada “banda prohibida”. La funció de esta última es
impedir o dificultar que los electrones salten desde la banda de valencia
hasta la banda de conducción. En el caso de los metales la banda prohibida
no existe, por lo que los electrones en ese caso necesitan poca energía para
saltar de una banda a la otra.
Debido a que en los metales conductores de corriente eléctrica la banda de
valencia o última órbita del átomo pose entre uno y tres electrones
solamente (de acuerdo con el tipo de metal de que se trate), existe una gran
cantidad de estados energéticos “vacíos” que permiten xcitar los
electrones, bien sea por medio de una reacción química, o u reacción
1)
2) 3)
148
física como la aplicación de calor o la aplicación de na diferencia de
potencial (corriente eléctrica) que ponga en movimiento el flujo electrónico.
En general los metales mejores conductores de electricidad como el cobre,
la plata y el oro poseen una alta densidad de electrones portadores de carga
en la banda de valencia, así como una alta ocupación d niveles de energía
en la banda de conducción. Hay que destacar que aunque la plata y el oro
son mucho mejores conductores de la corriente eléctrica que el cobre, la
mayoría de los cables se fabrican con este último meta o con aluminio en
menor proporción, por ser ambos metales buenos conductores de la
corriente eléctrica, pero mucho más baratos de producir y comercializar que
la plata y el oro.
A diferencia de los cuerpos metálicos buenos conductores de la corriente
eléctrica, existen otros como el aire, la porcelana, e cristal, la mica, la
ebonita, las resinas sintéticas, los plásticos, etc., que ofrecen una alta
resistencia a su paso. Esos materiales se conocen como aislantes o
dieléctricos.
Fig. 19.5: Cuerpos aislantes y eléctricos.
Los cuerpos aislantes ofrecen una alta resistencia al so de la corriente
eléctrica. En la foto izquierda se pueden observar diferentes materiales
aislantes de plástico utilizados comúnmente en las cajas de conexión y en
otros elementos propios de las instalaciones eléctricas domésticas de baja
19.4 MATERIALES AISLANTES O DIELÉCTRICOS
149
tensión, así como el PVC (PolyVinyl Chloride – Policloruro de Vinilo)
empleado como revestimiento en los cables conductores. En la foto de la
derecha aparece, señalado con una flecha roja, un aislante de vidrio
utilizado en las torres externas de distribución eléct ica de alta tensión.
Al contrario de lo que ocurre con los átomos de los metales, que ceden sus
electrones con facilidad y conducen bien la corriente éctrica, los de los
elementos aislantes poseen entre cinco y siete electro es fuertemente
ligados a su última órbita, lo que les impide cederlos. Esa característica l
convierte en malos conductores de la electricidad, o no la conducen en
absoluto.
Fig. 19.6: Banda prohibida
La energía propia de los electrones de valencia equivale a unos 0,03 eV
(electrón-voltios) aproximadamente, cifra muy por debajo de los a 10 eV
de energía de salto de banda (Eg) que requerirían poseer los electrones
para atravesar el ancho de la banda prohibida en los materiales aislantes.
En los materiales aislantes, la banda de conduccion se encuentra
practicamente vacia de portadores de cargas electricas o electrones,
mientras que la banda de valencia esta completamente llena de estos.
Como ya conocemos, en medio de esas dos bandas se encuentra la
“banda prohibida”, cuya mision es impedir que los elec rones de valencia,
situados en la ultima orbita del atomo, se exciten y salten a la banda de
conduccion.
150
19.5MATERIALES SEMICONDUCTORES
Los primeros semiconductores utilizados para fines tecnicos fueron
pequenos detectores diodos empleados a principios del siglo 20 en los
primitivos radiorreceptores, que se conocian como “de . Ese nombre
lo tomo el radiorreceptor de la pequena piedra de galena o sulfuro de plomo
(PbS) que hacia la funcion de diodo y que tenian instalado para sintonizar
las emisoras de radio. La sintonizacion se obtenia mov endo una aguja que
tenia dispuesta sobre la superficie de la piedra. Aunque con la galena era
posible seleccionar y escuchar estaciones de radio con poca calidad
auditiva, en realidad nadie conocia que misterio encerraba esa piedra para
que pudiera captarlas.
En 1940 Russell Ohl, investigador de los Laboratorios Bell, descubrio que si
a ciertos cristales se le anadia una pequena cantidad impurezas su
conductividad electrica variaba cuando el material se exponia a una fuente
de luz. Ese descubrimiento condujo al desarrollo de las celdas fotoelectricas
o solares. Posteriormente, en 1947 William Shockley, i vestigador tambien
de los Laboratorios Bell, Walter Brattain y John Barden, desarrollaron el
primer dispositivo semiconductor de germanio (Ge), al que denominaron
“transistor” y que se convertiria en la base del desar de la electronica
moderna.
Los "semiconductores" como el silicio (Si), el germani (Ge) y el selenio
(Se), por ejemplo, constituyen elementos que poseen caracteristicas
151
intermedias entre los cuerpos conductores y los aislantes, por lo que no se
consideran ni una cosa, ni la otra. Sin embargo, bajo inadas
condiciones esos mismos elementos permiten la circulacion de la corriente
electrica en un sentido, pero no en el sentido contrario. Esa propiedad se
utiliza para rectificar corriente alterna, detectar senales de radio, amplificar
senales de corriente electrica, funcionar como interruptores o compuertas
utilizadas en electronica digital, etc.
Fig. 19.7: Elementos semimetalicos.
Lugar que ocupan en la Tabla Periodica los trece elementos con
caracteristicas de semiconductores, identificados con correspondiente
numero atomico y grupo al que pertenecen. Los que aparecen con fondo
gris corresponden a “metales”, los de fondo verde a “m aloides” y los de
fondo azul a “no metales”.
Esos elementos semiconductores que aparecen dispuestos en la Tabla
Periodica constituyen la materia prima principal, en especial el silicio (Si),
para fabricar diodos detectores y rectificadores de co transistores,
circuitos integrados y microprocesadores.
152
48 Cd (Cadmio) IIa Metal 2 e- +2
5 B (Boro) Metaloide 3 e- +3
13 Al (Aluminio)
31 Ga (Galio)
49 In (Indio)
IIIaMetal
14 Si (Silicio) 4 e- +4
32 Ge (Germanio)IVa Metaloide
15 P (Fósforo) No metal 5 e- +3, -3, +5
33 As (Arsénico)
51 Sb (Antimonio)
VaMetaloide
16 S (Azufre) 6 e- +2, -2 +4, +6
34 Se (Selenio)No metal
52 Te (Telurio)
VIa
Metaloide
Los atomos de los elementos semiconductores pueden poseer dos, tres,
cuatro o cinco electrones en su ultima orbita, de acuerdo con el elemento
especifico al que pertenecen. No obstante, los elementos mas utilizados por
la industria electronica, como el silicio (Si) y el germanio (Ge), poseen
solamente cuatro electrones en su ultima orbita. En este caso, el equilibrio
electrico que proporciona la estructura molecular cristalina caracteristica de
esos atomos en estado puro no les permite ceder, ni captar electrones.
Normalmente los atomos de los elementos semiconductore se unen
formando enlaces covalentes y no permiten que la corriente electrica fluya a
traves de sus cuerpos cuando se les aplica una diferencia de potencial o
corriente electrica. En esas condiciones, al no presen ar conductividad
electrica alguna, se comportan de forma similar a un m erial aislante.
Tabla No 19.1: Tabla de elementos semiconductores.
TABLA DE ELEMENTOS SEMICONDUCTORES
Núme ro
Atómico
Nombre de l
Eleme nto
Grupo e n la
Tabla
Pe riódica
Cate goríaEle c trone s en
la última ó rbita
Números de
va lenc ia
153
Existen dos tipos de impurezas, las P y las N, que cam n la conductividad
del silicio y determinan el tipo de cristal a fabricar. Por tanto, como hay dos
tipos de impurezas habrá dos tipos fundamentales de cristales, cristal de
impurezas P y cristales de impurezas tipo N.
El material semiconductor más utilizado es el Silicio Si), pero hay otros
semiconductores como el Germanio (Ge) que también son sados en la
fabricación de circuitos. El silicio está presente de manera natural en la
arena por lo que se encuentra con abundancia en la nat raleza. Además, el
Silicio presenta propiedades mecánicas y eléctricas buenas. S rificación
es relativamente sencilla (llegándose a Si puro del 99,99999%) y el Silicio se
presta fácilmente a ser oxidado, formándose SiO2 y constituyendo un
aislante que se utiliza en todos los transistores.
Se denomina semiconductor puro aquél en que los átomos que lo
constituyen son todos del mismo tipo, es decir no tiene ninguna clase de
impureza.
Fig. 19.8: Disposición esquemática de los átomos de Silicio
La disposición esquemática de los átomos para un semiconductor de silicio
podemos observarla en la figura 19.8, Las regiones sombreadas representan
la carga positiva neta de los núcleos y los puntos neg s son los electrones,
menos unidos a los mismos.
19.6 CRISTAL DE SILICIO PURO
154
La fuerza que mantiene unidos a los átomos entre sí es el resultado del
hecho de que los electrones de conducción de cada uno de ellos, son
compartidos por los cuatro átomos vecinos.
A temperaturas bajas la estructura normal es la que se muestra en la figura
en la cual no se observa ningún electrón ni hueco libre y por tanto el
semiconductor se comporta como un aislante.
Fig. 19.9: Conducción del Silicio puro
A la temperatura ambiente (20 - 25 ºC.) algunas de las fuertes uniones entre
los átomos se rompen debido al calentamiento del semiconductor y como
consecuencia de ello algunos de los electrones pasan a ser libres. En la
figura 19.9 siguiente se representa esta situación. La ausencia del electrón
que pertenecía a la unión de dos átomos de silicio se epresenta por un
círculo.
Cuando un electrón puede vencer la fuerza que le mantiene ligado al núcleo
y por tanto abandona su posición, aparece un hueco, y e resulta
relativamente fácil al electrón del átomo vecino dejar su lugar para llenar
este hueco. Este electrón que deja su sitio para llenar un hueco, deja a su
vez otro hueco en su posición inicial, De esta manera el hueco contribuye a
la corriente lo mismo que el electrón, con una trayect entido opuesto
a la de éste.
19.7 CONDUCCIÓN DEL CRISTAL DE SILICIO PURO
155
Es el que está impurificado con impurezas "Donadoras", que son impurezas
pentavalentes. Como los electrones superan a los hueco en un
semiconductor tipo N, reciben el nombre de "portadores mayoritarios",
mientras que a los huecos se les denomina "portadores minoritarios".
Al aplicar una tensión al semiconductor de la figura 19.10, los electrones
libres dentro del semiconductor se mueven hacia la izq rda y los huecos lo
hacen hacia la derecha. Cuando un hueco llega al extremo derecho del
cristal, uno de los electrones del circuito externo en ra al semiconductor y se
recombina con el hueco.
Fig. 19.10: Conducción cristal tipo N
Los electrones libres de la figura circulan hacia el extremo izquierdo del
cristal, donde entran al conductor y fluyen hacia el positivo de la batería. El
número de electrones libres se llama (electrones libres/m3).
Fig. 19.11: Impurezas "Donadoras" pentavalentes
Es el que está impurificado con impurezas "aceptoras", que son impurezas
trivalentes. Como el número de huecos supera el número de electrones
19.8 CRISTAL TIPO N. CONDUCCIÓN
n
19.9 CRISTAL TIPO P. CONDUCCIÓN
156
libres, los huecos son los portadores mayoritarios y los electrones libres son
los minoritarios.
Al aplicarse una tensión, los electrones libres se mueven hacia la izquierda y
los huecos lo hacen hacia la derecha. En la figura 19.12, los huecos que
llegan al extremo derecho del cristal se recombinan co los electrones libres
del circuito externo.
Fig. 19.12: Conducción cristal tipo P
Fig. 19.13: impurezas "Donadoras"
trivalentes.
En el circuito hay también un flujo de portadores minoritarios. Los electrones
libres dentro del semiconductor circulan de derecha a zquierda. Como hay
muy pocos portadores minoritarios, su efecto es casi despreciable en este
circuito. Hay tantos huecos como impurezas de valencia 3 y sigue habiendo
huecos de generación térmica (muy pocos). El número de huecos se llama P
(huecos/m3).
Supongamos que se dispone de un monocristal de silicio puro, dividido en
dos zonas con una frontera nítida, definida por un pla Una zona se dopa
con impurezas de tipo P y la otra de tipo N La zona P iene un exceso de
huecos, y se obtiene introduciendo átomos del grupo III en la red cristalina
19.10 UNIÓN PN. BARRERA DE POTENCIAL. DIODO
157
La zona N dispone de electrones en exceso, procedentes de átomos del
grupo V. En ambos casos se tienen también portadores de signo contrario,
aunque en una concentración varios órdenes de magnitud inferior
(portadores minoritarios).
En cada zona la carga total es neutra: por cada electr n hay un ion positivo,
y por cada hueco un ion negativo, es decir, no existen distribuciones de
carga neta, ni campos eléctricos internos.
El efecto es que los electrones y los huecos cercanos a la unión de las dos
zonas la cruzan y se instalan en la zona contraria, es decir:
Electrones de la zona N pasan a la zona P.
Huecos de la zona P pasan a la zona N.
Este movimiento de portadores de carga tiene un doble ecto.
Centrémonos en la región de la zona P cercana a la unión:
El electrón que pasa la unión se recombina con un hueco. Aparece una
carga negativa, ya que antes de que llegara el electró la carga total era
nula.
Al pasar el hueco de la zona P a la zona N, provoca un defecto de carga
positiva en la zona P, con lo que también aparece una a negativa.
El mismo razonamiento, aunque con signos opuestos puede realizarse para
la zona N. En consecuencia, a ambos lados de la unión se va creando una
zona de carga, que es positiva en la zona N y negativa en la zona P
Semiconductora, con una resistencia Rp
Semiconductora, con una resistencia Rn
No es conductora, puesto que no posee portadores
de carga libres. En ella actúa un campo eléctrico, o bien entre los extremos
actúa una barrera de potencial.
§
§
§
§
Zona P:
Zona N:
Zona de ago tamiento :
158
Fig. 19.14: Zona de agotamiento
19.15: Diferentes símbolos de los diodos
159
Cada año, el planeta genera entre 20 y 50 millones de toneladas de basura
electrónica, conformada por el desecho de computadoras celulares y demás
aparatos que son desplazados por productos más sofisti y cuyos
componentes representan una fuente de contaminación al suelo, el agua y al
aire.
E-scrap, en una palabra alude a los equipos electrónicos que, en breve, se
convertirán en basura electrónica. Cualquier computado , televisor,
videograbadora, estéreo, fotocopiadora o equipo de fax se vuelve e-scrap
luego de años de uso. Hoy el mundo tiende al reciclado de estos productos
para disminuir la cantidad de residuos tóxicos (plomo, cromo o cadmio), que
casi siempre terminan de relleno en basurales.
¿Qué son los residuos de aparatos eléctricos y electró (RAEE o e-
Waste) o e-scrap?
La expresión e-scrap o RAEE es el término informal popular que se utiliza
para referirse a los productos electrónicos que se ace n al final de su “vida
útil”. Computadoras, televisores, VCRs, estéreos, foto opiadoras y facsímiles
son productos electrónicos comunes. Muchos de estos productos se pueden
reutilizar, restaurar o reciclar. Por desgracia, los d echos de productos
electrónicos componen el grupo de desperdicios de mayor crecimiento en el
mundo. Además, algunos investigadores calculan que cerca del 75 por
ciento de los aparatos electrónicos viejos se encuentr n almacenados, en
parte debido a la incertidumbre de cómo manejar los materiales.
La mayoría de los aparatos electrónicos contiene una cantidad de
materiales, incluyendo metales, que se pueden reciclar. El reciclaje de los
viejos aparatos electrónicos ahorra recursos y protege el medio ambiente
CAPÍTULO XX: IMPACTO AMBIENTAL DE LOS DESECHOS ELECTRÓNICOS
20.1 DEFINICIÓN:
20.2 RECICLAJE LOS APARATOS ELECTRÓNICOS USADOS
160
porque no es necesario extraer metales nuevos. Además, gunos productos
electrónicos contienen altos niveles de ciertos materiales, como plomo,
cromo o cadmio, que los convierte en residuos peligrosos cuando son
desechados. La Secretaría de Ambiente y Desarrollo Sustentable de la
Nación (SA y DS) considera peligrosos a los televisores, PCs, baterías y
monitores descartados por tener compuestos de plomo, cadmio, PCBs,
cromo, bromo, etc. Es por eso que estos aparatos no de n ir con la basura
municipal. Para reciclarlos o exportarlos la SA y DS requiere un permiso
especial que evalúe el impacto ambiental de tales operaciones, así como
cumplir con tratados internacionales como la Convenció de Basilea para el
movimiento de Residuos Peligrosos.
Aquí se aplica el lema ecologista: “reducir, re-usar y reciclar”. Reduzca la
generación de desechos a través de la compra inteligente y el buen
mantenimiento. Reutilice todos los materiales que sean aprovechables,
donándolos o vendiéndolos a alguien que todavía pueda usarlos. Recicle los
componentes que no puedan repararse. Para encontrar una organización
que reutilice o recicle los desechos de su industria o mercio busque en la
base de datos de oportunidades de reciclaje de product s con posibilidades
de re-usar.
Primero definamos la basura, desechos o chatarra tecno ógica, que es un
conjunto de residuos considerados peligrosos, provenie de
computadoras, teléfonos celulares, televisores y elect domésticos, aunque
no se consideraran mucho en el tema, debido a que no cambiamos con la
frecuencia que los ya mencionados.
Escogimos este tema porque consideramos que los desechos tecnológicos
es un grave problema que tenemos actualmente, un ejemplo es que en
México no tenemos una cultura o información acerca de lo que se tiene que
20.3 REUSO DE LOS DESECHOS ELECTRÓNICOS
20.4 BASURA TECNOLÓGICA
161
hacer con los residuos de aparatos electrónicos que ya no usamos, y que si
los tratamos como basura domiciliaria, podemos provocar un gran problema
al ecosistema y a nuestra salud, ya que este tipo de b ura contiene
sustancias nocivas.
Se estima que en las grandes ciudades del mundo, cada horas son
desechadas cerca de 6'000 computadoras personales, cada una de ellas
con un promedio de 8 gramos de plomo que es arrojado al medio ambiente.
En México se estima que cada año se van a la basura entre 150'000 y
180'000 toneladas de basura tecnológica, ocasionando u grave problema
porque se carece de políticas claras para reciclarla. las, teléfonos
celulares, televisores, aparatos de audio y video, acaban en los tiraderos sin
cuidado alguno.
Este tipo de basura es muy peligrosa para la salud y el ecosistema, porque
tienen sustancias sumamente tóxicas como plomo, mercur o, cadmio, cromo
hexavalente, polibromobifenilo (PPP), y polibromodifeniléteres (PBDE),
trióxido de antimonio retardantes de fuego, etcétera.
Entre los daños a la salud provocados, por este tipo de desechos,
encontramos:
Tabla 20.1: Sustancias peligrosas
Cromo
Erupciones Cutáneas.
Malestar Estomacal y Úlceras.
Problemas Respiratorios.
Debilidad en el Sistema Inmune.
Daño en Riñones e Hígado.
Alteración del Material Genético.
Cáncer de Pulmón.
Muerte.
Sus tanc ias Daño provocado:
•
•
•
•
•
•
•
•
162
Plomo
Peturbación de la Biosíntesis de la Hemoglobina
y del Sistema Nervioso.
Anemia.
Incremento de la Presión Sanguínea.
Daño a los Riñones.
Abortos.
Daño Cerebral.
Disminución de la Fertilidad del Hombre a través
del daño en el Esperma.
Disminución en Habilidad de Aprendizaje en los
Niños.
Perturbación en el Carácter de los Niños, como
es la Agresión, Comportamiento Impulsivo e
Hipersensibilidad.
Mercurio
Daño al Sistema Nervioso.
Daño en Funciones Cerebrales.
Daño al ADN y cromosomas.
Reacciones Alérgicas, Irritación de la Piel,
Cansancio y Dolor de Cabeza.
Efectos Negativos en la Reproducción, Daño en
el Esperma, Defectos de Nacimiento y Abortos.
Cadmio
Diarrea, Dolor Estomacal y Vómitos Severos.
Debilidad en Huesos provocando Fracturas.
Fallos en la Reproducción y Posibilidad de
Infertilidad.
Daño al Sistema Nervioso Central.
Daño al Sistema Inmune.
Desordenes Psicológicos.
Posible Daño en el ADN.
Desarrollo de Cáncer.
Mientras en el aspecto ecológico encontramos los siguientes problemas:
Cambio Climático.
Erosión del Suelo.
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•
•
•
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•
•
•
•
•
•
163
Alteración del Ciclo Hidrológico.
Contaminación del Agua.
Al ser desechados estos tipos de aparatos, podemos reciclar muchos de sus
componentes, ya que si no se les da el tratamiento ade uado o no son
reciclados, pueden ocasionar graves consecuencias para medio ambiente
y para las personas que se dedican a ello en condiciones precarias.
Entre algunas cosas que podríamos hacer para mejorar esta problemática,
sería:
Reducir la Generación de Desechos Electrónicos a través de la Compra
Responsable y el Buen Mantenimiento de estos.
Vender o Donar los Equipos Electrónicos que aún Funcionen y no
Usemos.
Donar Equipos Rotos o Viejos a Organizaciones encargad s de Reparar y
Reutilizar con Fines Sociales.
Reciclar los Componentes que no puedan Repararse.
•
•
•
•
•
•
164
El presente proyecto de investigación es de modalidad aplicada, un texto
necesario y muy útil para todas los estudiantes y doce es que consoliden su
conocimiento en las ciencias aplicado a la ingeniería electrónica.
Durante el proceso de investigación, se ha empleado los siguientes
métodos:
Comparativo: Para contrastar los conceptos de los diferentes autores.
Dialéctico: Para analizar el problema social dentro de un contenido científico
y tecnológico.
De analogía: Este método nos sirve para determinar las similitudes de las
diferentes teorías, propiedades, conceptos, etc, que tienen los autores en la
ciencia de la química.
Este trabajo de investigación “TEXTO: QUÍMICA GENERAL ADO A
LA INGENIERÍA ELECTRÓNICA”, tenía como propósito fundamental de
brindar al estudiante los conocimientos básicos en la cual la qu mica se
relaciona con los temas de ingeniería electrónica, com por ejemplo en la
aplicación a futuro del quinto y sexto estado de la materia, el estudio de los
enlaces químicos, incidiendo en el enlace metálico, del mismo modo las
consecuencias que traería la contaminación de los vert ros electrónicos.
Si se observa el desarrollo de este proyecto de invest gación y se compara
con la bibliografía de las diferentes bibliotecas de la Universidad, tendrá
mucha ventaja ya que los temas están ordenados de acue do a la realidad
de la currícula de lngeniería Electrónica.
V MATERIALES Y MÉTODOS
VI RESULTADOS:
VII DISCUSION
165
[1] BURNS RALPH, Editorial Prentice Hall,
México, 2003.
[2] CHANG RAYMOND 4ta Edición – Editorial Mc Graw Hill,
México, 2005.
[3] EBBING, DARREL
, México, 2000.
[4] GARZÓN, GUILLERMO,
, México, 2000
[5] HOUSECROFT, CATHERINE- SHARPE, ALAN, ,
2da Edición, Editorial Pearson Educación S.A, España, 2006.
[6] KOTZ, JOHN – TREICHEL, PAUL “
Thomson , México, 2003.
[7] MILLER, TYLER
, 2000.
[8] PETRUCCI, HARWOOD Y HERRING,
, 8va. Edición, Editorial de Pearson
Educación S.A Volumen I y II , España, 2003.
[9] SHACKELFORD JAMES F.,
, 6ta. Edición, Editorial de Pearson Educación
S.A. España, 2005.
[10] WHITTEN K, W , Editorial Interamericana , 2007.
VIII REFERENCIA
“
“
“Fundamentos de Química”,
Química ”
“Químic a General”
Químic a General con Manual d e
Lab oratorio”
“Química Inorgánica”
Química y Reac tividad Química ”
“Eco logía y Med io Ambie nte”
“Químic a General – Enlace
Químico y Es tructura de la Materia”
“Introducción a la ciencia de lo s
mate riales para ingenieros”
“Químic a Gene ral”
7m a Edición, Editorial Mc Graw
Hill
4ta. Edición, Editorial Mc Graw Hill
5ta. Edición Editorial
2daEdición, Grupo
Editorial Iberoam érica S .A. de C.V. Méx ico
166
Hace tiempo que investigadores e industriales piensan n el grafeno (aislado
por primera vez en 2004) como sustituto del silicio para el desarrollo los
semi-conductores en los que se sustentarán los futuros orde adores ultra-
rápidos. Y ésta es sólo una de las múltiples aplicacio es que evolucionan ya
–tanto en el ámbito de la nanotecnología como fuera de él– a partir de este
material de extraordinarias propiedades. Ahora los científicos han
confirmado lo que también sospechaban hace ya tiempo: ue se trata del
material más fuerte que jamás hayamos conocido. Por César Gutiérrez.
Logran un transistor de grafeno de 300 GHz
Crean un nuevo material fino como el papel y duro como el diamante.
Desde que finalmente se diera con él en 2004, el goteo de noticias (a cual
más asombrosa) acerca del grafeno ha sido continuo. Ha aumentado sin
cesar las tesis doctorales (de un par de ellas hace cu años a cientos en
2007), las investigaciones y las notas de prensa sobre nuevas aplicaciones
de este reciente y extraordinario material. En Tendencias21 ya hemos
informado de la creación del primer nanotransistor construido con grafeno y
también del desarrollo de un derivado del material, el óxido de grafeno, de
propiedades no menos sorprendentes.
Las aplicaciones del grafeno (algunas aún potenciales otras llevadas ya a
la realidad y la práctica) incluyen desde sus usos ele nicos –dadas sus
extraordinarias propiedades conductoras y semiconductoras–, hasta la futura
construcción de ascensores espaciales, pasando por la abricación de
ANEXOS:
Artículo s obre el Grafeno
Artículo s relac ionado s
Se confirma q ue el grafeno e s el material más fuerte del mundo.
Los inves t igadores han med ido la fuerza neces aria para quebrarlo
R epres entación de la prue ba de durez a. Univers idad de Colum bia.
167
corazas humanas en el ámbito de la seguridad, por ejem un chaleco
antibalas de una flexibilidad sólo comparable a su extrema resistencia, y tan
fino como el papel.
Fig.1: Estructura del grafeno
La última novedad sobre el grafeno, según informa en un comunicado la
Universidad de Columbia, es que, por primera vez, los nvestigadores han
confirmado lo que ya se sospechaba: que se trata del material más fuerte
jamás testeado.
Las pruebas han sido llevadas a cabo por Jaffrey Kysar y James Hone,
profesores de ingeniería mecánica de la y
consistieron en la medición de la fuerza que se necesita para romper el
grafeno. Para ello tuvieron que utilizar –como no podía ser de otro modo–
diamante, asimismo alótropo del carbono y mineral natu al de extrema
dureza, con un 10 asignado en la clásica escala de dureza de Mohs.
Se hicieron agujeros de un micrómetro de ancho sobre una lámina de silicio
y se puso en cada uno de esos agujeros una muestra perfecta de grafeno. Y
a continuación rompieron el grafeno con un instrumento puntiagudo hecho
de diamante.
Para que podamos hacernos una idea de la dureza del grafeno, Hone
propuso a Technology Review una curiosa analogía. Comparó las pruebas
Un só lido futuro
Universidad de Colum bia,
168
realizadas por él y Kysar con poner una cubierta de pl stico sobre una taza
de café y medir la fuerza que requeriría pinchar esa cubierta con un lapicero.
Pues bien, según explicó Hone, si en lugar de plástico que se pusiera
sobre la taza de café fuera una lámina de grafeno, des ués situáramos
encima el lápiz, y en lo alto de éste colocáramos un a móvil que se
sostuviera en equilibrio sobre él, la lámina de grafeno ni se inmutaría.
Claro que esto sería muy difícil, no sólo por la dific tad de poner un
automóvil sobre un lapicero, sino porque es extremadam te difícil
conseguir una muestra de grafeno perfecto al nivel mac óscópico de los
lapiceros y las tazas de café (“Sólo una muestra minúscula puede ser
perfecta y super-resistente”, aseguró Hone); pero la comparación es
perfectamente válida porque ésa es proporcionalmente l resistencia del
grafeno a nivel microscópico.
Conviene recordar que se trata de un material obtenido a partir del grafito,
con la reseñable particularidad de que aquél consiste en una de las
capas que conforman a éste. Es decir, y para ubicarnos en el orden
nanométrico al que nos estamos refiriendo: la lámina de grafeno tiene el
grosor de “un” átomo; independientemente de las formas y estructuras que
Fig . 2: Es tructura laminar plana de l grafeno .
Nanoe s tructuras de carbono
169
pueda adquirir (por ejemplo, los nanotubos, si la lámina se enrolla en forma
de cilindo, o las –traducidas como fullerenos o como buckybolas,
si la lámina se enrolla en forma de balón), o cuántas esas capas puedan
superponerse o combinarse para sus aplicaciones y usos industriales.
Como curiosidad, para obtener las capas individuales de grafeno a partir del
grafito (previamente frotado sobre una lámina de silic o) en los laboratorios
universitarios se ha venido utilizando el llamado “método del celo”, que
consiste en aplicar una “cinta adhesiva” doblada a los dos extremos de la
pieza de grafito, y después separándola; y repitiendo el proceso varias veces
hasta la obtención de una única capa. Todo ello (cinta adhesiva incluida) a
escala nanométrica, claro.
En algunas universidades se viene pagando unos 10 dólares a los becarios
por realizar este trabajo. Para su producción industrial se ontinúan
investigando y desarrollando métodos obviamente distintos al “del celo” y,
dada la cantidad de nuevas potenciales aplicaciones que día a día se
plantean para el grafeno y las extraordinarias propiedades del mismo que
una y otra vez se descubren o se confirman, se espera ue pronto pueda
hacerse a gran escala y bajo coste.
La industria de semiconductores –uno de los campos donde el material
parece ser más prometedor–, que tiene la intención de construir ordenadores
mucho más rápidos que los actuales mediante el desarro de
microprocesadores con transistores de grafeno, está de enhorabuena con
estas últimas pruebas sobre la fortaleza del mismo.
Precisamente uno de los principales impedimentos en la construcción de
microprocesadores es la presión –según explica Julia Greer, investigadora
del –, y los materiales usados
para fabricar los transistores no sólo deben tener excelentes propiedades
eléctricas, “sino que también deben ser capaces de sob evivir a la tensión a
buckyballs
Ins tituto T ecnológico de California (Caltech)
El fin del s ilic io
170
que se ven sometidos durante el proceso de fabricación y al calentamiento
generado por repetidas operaciones. El proceso utiliza para estampar
conexiones eléctricas metálicas en los microprocesadores, por ejemplo,
ejerce una tensión que puede provocar el fallo de los hips.”
Greer concluye que “el calor es demasiado para que los materiales lo
soporten”. Pero ahora, tras las pruebas realizadas sob e la resistencia del
grafeno, parece quedar demostrado que éste es capaz de soportarlo.
Konstantin Novoselov, de la quien fue el primero
en aislar láminas bidimensionales del material, ha comentado: “Sabíamos
que el grafeno era el material más resistente; este trabajo lo confirma”.
Universidad de Manches te r,
171
Problemas de aplicación:
1. Dadas las propiedades de la materia :
( ) Inercia ( ) Color
( ) Olor ( ) Calor ganado
( ) Área ( ) Densidad
( ) Presión de un gas ( ) Calor latente de fusión
Son Extensivas e Intensivas
2. Diga cuántas son sustancias simples ( SS ) y cuántas son sustancias
compuestas ( SC ) en la siguiente relación
( ) Acero inoxidable ( ) Anhídrido carbónico ( ) Ozono
( ) Diamante ( ) Sal gema ( ) Ácido sulfúrico
( ) Aire ( ) Agua potable ( ) Cloro
( ) Agua regia
3. Completar el cuadro siguiente y hallar la operación pe da:
C3H8 a f
H3BO3 b g
Mg(NO3)2 c h
Suma 1 = a + b+ c Suma 2 = f + g + h Hallar : M = ( Suma 1 ) ( Suma 2 )
4. Calcular la energía almacenada en un cuerpo de 2, 5 to das de masa.
Dato: 1 ton = 10 3 kg
5. En una explosión nuclear se liberan 522 PJ, si además se recogen 14, 2 kg
de sustancia residual. ¿ Qué porcentaje de la masa se transformó en
energía? Dato : 1 PJ = 10 15 J
APENDICE
Compuesto Atomicidad Nº de e lementos
diferentes
172
6. En la cinética de una partícula cósmica se cumple que: . Si c =
velocidad de la luz, m i = masa en el reposo relativo, m f = masa final; se pide
calcular la velocidad de la partícula en ese instante?
7. Si se cumple : . ¿Cuál sería la velocidad que alcanzaría dicho
cuerpo en ese instante?
8. Hallar el valor de “J”:
9. Hallar el valor de “Q” :
10. La diferencia de los cuadrados de los números de masa y atómico es 481. Si
el número de neutrones es 13. Calcular el número de masa.
11. La diferencia de los cuadrados entre el número de masa y el número
atómico es 675, si tiene 15 neutrones . Calcular el nú o de electrones de
su ión trinegativo.
12. Un átomo es isoelectrónico con otro átomo de carga + 7 ; a su vez éste es
isóbaro con el Ni 59 e isótono con el 26 Co 60. ¿Cuál es la carga nuclear
del primero?
13. La semidiferencia entre el número de neutrones y número de protones de un
átomo con número de masa 77 es 2, 5. Determinar el núm electrones
que presentará el catión divalente de dicho átomo.
14. Si el número atómico del I es 53. ¿Cuál será el número de electrones del
anión I - ?
15. No es un grupo de elementos representativos:
A ) Li , na , K , Rb , Cs , Fr D ) F , Cl , Br , I , At
B ) He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn E ) Be , Mg , Ca , Sr , Ba , Ra
C ) Hg , H , Cu , Fe , Co , U
16. Indica si las siguientes características corresponden metales (M), no
metales (NM) ó semimetales (SM)
( ) Fácilmente forma cationes
( ) Son muy electronegativos
4
3
3
2
3
. . . .
. .
3
3. .
10.
m f
m o
m o
m f
fm Mm mm am dm nmJ
Tm m Gm m
m cm mQ
nm dm
=
=
=
=
m
m
173
( ) Generalmente presentan altas densidades
17. Completar las siguientes reacciones nucleares:
I. 6 C 14 ======> 7 N 14 + .................
II. 11 Na 23 ======> 10 Ne 20 + .................
III. 86 Ra 222 ======> 2 He 4 + + ...............
18. Por emisión de partículas alfa y beta el Uranio – 238 ( Z = 92 ) se transforma
en Protactinio – 218 ( Z = 91 ) . ¿Cuántas partículas y en total se emitió
el Uranio?.
19. En la ecuación nuclear mostrada. ¿ Cuál es el núcleo padre ?
83 Bi 210 + 2 n =====> Z X A + 2 +
20. Abreviar la reacción nuclear siguiente :
53 I 120 + ====> 54 Xe 122 + .................
21. El número de enlaces covalentes múltiples, covalentes coordinados y pares
de electrones no compartidos respectivamente del HNO 3 , es:
Datos: ( 1 H ; 7 N ; 8 O )
22. Marque la secuencia correcta, respecto al tipo de enlace usando la
diferencia de electronegatividades.
( ) El enlace entre el Ca y el F en el CaF2 es iónico.
( ) El enlace entre el C y el H en el CH 4 es covalente apolar.
( ) El enlace entre el H y S en el H2S es covalente polar.
23. La presión que se ejerce sobre los 25 litros de un gas se aumenta de 25 atmósferas a 90 atmósferas. Calcular el nuevo volumen i la temperatura permanece constante.
24. Tenemos 60 ml de un gas a 20 °C ¿Qué temperatura será esaria para duplicar el volumen manteniendo constante la presión?
25. El pistón de un cilindro con el gas que contiene ocu 700 cm3, de igual temperatura la presión se quintuplica. El volumen anterior se reduce en 200cm3 Hallar el volumen del pistón.
γ
α β
α γ
α
