Propiedades de la materia
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I. Índice
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias
p. Portada
1. Introducción
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos]
En física clásica y química general, la materia es cualquier sustancia que tiene masa y ocupa espacio al tener volumen (Multhauf, 1962). Todos los objetos cotidianos que se pueden tocar están compuestos en última instancia por átomos, que están formados por partículas subatómicas que interactúan, y tanto en el uso cotidiano como en el científico, la "materia" generalmente incluye átomos y cualquier cosa formada por ellos, y cualquier partícula (o combinación de partículas) que actúan como si tuvieran masa y volumen en reposo.
La materia no debe confundirse con la masa, ya que las dos no son lo mismo en la física moderna (Mongillo, 2007). Materia es un término general que describe cualquier 'sustancia física'. Por el contrario, la masa no es una sustancia sino una propiedad cuantitativa de la materia y otras sustancias o sistemas; Dentro de la física se definen varios tipos de masa, que incluyen, entre otros, masa en reposo, masa inercial, masa relativista, masa-energía.
Si bien existen diferentes puntos de vista sobre lo que debe considerarse materia, la masa de una sustancia tiene definiciones científicas exactas. Otra diferencia es que la materia tiene un "opuesto" llamado antimateria, pero la masa no tiene opuesto: no existe tal cosa como "antimasa" o masa negativa, hasta donde se sabe, aunque los científicos discuten el concepto. La antimateria tiene la misma propiedad de masa (es decir, positiva) que su equivalente de materia normal.
Diferentes campos de la ciencia usan el término materia de maneras diferentes y, a veces, incompatibles. Algunas de estas formas se basan en significados históricos vagos, de una época en la que no había razón para distinguir la masa de simplemente una cantidad de materia. Como tal, no existe un único significado científico universalmente aceptado de la palabra "materia". Científicamente, el término "masa" está bien definido, pero "materia" se puede definir de varias maneras. A veces, en el campo de la física, la "materia" se equipará simplemente con partículas que exhiben masa en reposo (es decir, que no pueden viajar a la velocidad de la luz), como los quarks y los leptones. Sin embargo, tanto en física como en química, la materia exhibe propiedades ondulatorias y corpusculares, la llamada dualidad onda-partícula (Davies & Davies, 1979; Masujima, 2000; Weinberg, 1995).
1.1 Joseph-Louis Proust
Joseph-Louis Proust (1754-1826) fue un destacado químico francés conocido por su contribución a la ley de las proporciones definidas en la química. Sus investigaciones revolucionaron la comprensión de la estequiometría, demostrando que los elementos químicos siempre combinan en proporciones fijas y definidas en las reacciones químicas. Proust desempeñó un papel fundamental en el desarrollo de la química moderna y su legado perdura en la ciencia.
1.1.1 Contexto social
Proust nació en 1754, antes de la Revolución Francesa (1789-1799), que transformó radicalmente la política en Francia y en toda Europa. Durante su vida, Francia experimentó la transición de una monarquía absoluta a una república y, finalmente, al Imperio Napoleónico.
La economía francesa estaba influenciada por el sistema feudal, pero la Revolución Francesa trajo consigo reformas económicas importantes, incluyendo la abolición de los privilegios feudales y la introducción de medidas económicas más liberales.
La sociedad francesa estaba profundamente estratificada en clases sociales, con una nobleza privilegiada y una mayoría de campesinos empobrecidos. La Revolución Francesa buscó la igualdad social y la eliminación de los privilegios aristocráticos.
Proust vivió en un momento en que la Iglesia Católica tenía una influencia significativa en la vida cotidiana y en la política de Francia. La Revolución Francesa también trajo cambios en la relación entre la Iglesia y el Estado, incluyendo la secularización de la sociedad.
La Ilustración había influido en gran medida en el pensamiento de la época, promoviendo la razón y la ciencia. Este período fue testigo de avances significativos en campos como la química, la física y las ciencias naturales, y Proust contribuyó a este florecimiento intelectual con su trabajo en química.
1.1.2 Infancia
La infancia de Joseph-Louis Proust transcurrió en el seno de una familia de clase media. Su padre, Joseph-François Proust, era farmacéutico, lo que posiblemente influyó en su interés temprano por la química y la ciencia. Proust recibió una educación básica en su ciudad natal antes de mudarse a París para continuar su educación. En París, estudió en la prestigiosa Universidad de París (Sorbona), donde tuvo la oportunidad de explorar su interés en la química y la ciencia en general. Durante su juventud en París, Proust pudo entrar en contacto con figuras importantes en el campo de la química, lo que lo inspiró a seguir una carrera científica. Uno de sus mentores fue Claude-Louis Berthollet, un químico influyente de la época. A medida que crecía, Proust demostró un talento natural para la química y comenzó a realizar investigaciones y experimentos por su cuenta. Su curiosidad y dedicación a esta disciplina eventualmente lo llevarían a hacer contribuciones significativas en el campo de la estequiometría y la ley de las proporciones definidas.
1.1.3 Logros
Joseph-Louis Proust comenzó su educación en su ciudad natal, Angers, antes de mudarse a París para continuar sus estudios en química. Estudió en la Universidad de París (Sorbona), donde tuvo la oportunidad de aprender de químicos destacados de la época, como Claude-Louis Berthollet. Esta formación en la capital francesa influyó en su desarrollo científico.
Entre sus principales logros contamos:
(a) Ley de las Proporciones Definidas: El principal logro de Proust en la química fue la formulación de la Ley de las Proporciones Definidas. Esta ley establece que en una sustancia química dada, los elementos siempre se combinan en proporciones fijas y definidas por masa. Su trabajo experimental riguroso demostró esta ley y contribuyó significativamente al desarrollo de la estequiometría.
(b) Estudio de Compuestos Químicos: Proust realizó una extensa investigación sobre compuestos químicos, especialmente óxidos metálicos. Su trabajo pionero en la identificación y caracterización de estos compuestos contribuyó a una mejor comprensión de la composición y estructura de las sustancias químicas.
El trabajo de Proust se destacó en su libro "Recherches sur les lois de la combinaison chimique" (Investigaciones sobre las leyes de la combinación química), publicado en 1799, donde presentó su ley de las proporciones definidas. Esta obra es considerada un hito en la historia de la química moderna.
Proust fue objeto de cierta controversia debido a sus desacuerdos con otros químicos prominentes de la época, como Antoine Lavoisier y Claude-Louis Berthollet, quienes sostenían ideas diferentes sobre la composición de los compuestos químicos y las proporciones en las reacciones químicas. Estos desacuerdos llevaron a disputas científicas y a un período de controversia en la comunidad científica.
A pesar de las controversias, la ley de las proporciones definidas de Proust finalmente fue aceptada y se convirtió en una piedra angular de la química moderna.
1.1.4 Comunidad científica
La comunidad científica en la Francia del siglo XVIII estaba en pleno desarrollo, con una creciente apreciación por la investigación empírica y experimental. La Revolución Científica y la Ilustración habían sentado las bases para un enfoque más sistemático de la ciencia. Algunos de los miembros mas destacados de su comunidad científica fueron:
(a) Claude-Louis Berthollet: Berthollet fue un químico influyente y mentor de Proust. A pesar de ser mentor y amigo de Proust, Berthollet también tenía diferencias científicas con él. Berthollet creía en la posibilidad de las combinaciones químicas variables, lo que generaba conflictos con la Ley de las Proporciones Definidas de Proust.
(b) Antoine François de Fourcroy: Fourcroy, otro destacado químico de la época, fue un amigo cercano de Proust y colaborador en proyectos de investigación. Juntos, contribuyeron al avance de la química en Francia.
(c) Antoine Lavoisier: Lavoisier, conocido como el padre de la química moderna, tuvo desacuerdos significativos con Proust. Mientras que Proust defendía la Ley de las Proporciones Definidas, Lavoisier promovía la teoría de la conservación de la masa y sostenía ideas diferentes sobre la composición de los compuestos químicos. Esta disputa fue una fuente de controversia en la comunidad científica.
1.1.5 Reconocimientos
Joseph-Louis Proust recibió reconocimiento tanto en vida como después de su muerte por sus contribuciones significativas a la química. Aquí se mencionan algunos de los reconocimientos más destacados:
(a) Reconocimientos en Vida: En 1795, Proust fue elegido como miembro correspondiente de la Academia de Ciencias de Francia, lo que reflejó su estatus como científico destacado en su época. Proust ocupó puestos académicos importantes, como profesor de química en el Lycée Louis-le-Grand en París y más tarde en la Escuela de Farmacia de París. Estos nombramientos muestran su respeto y reconocimiento en la comunidad científica y educativa.
(b) Reconocimientos Póstumos: Después de su muerte en 1826, la Ley de las Proporciones Definidas de Proust ganó aceptación y reconocimiento en la comunidad científica. Esta ley se convirtió en una parte fundamental de la química moderna y se le atribuyó a Proust como su principal defensor. El trabajo de Proust también influyó en la nomenclatura química. La terminología y los conceptos que desarrolló contribuyeron a una comprensión más precisa y sistemática de la química, lo que llevó a su reconocimiento duradero en la disciplina.
Varias instituciones y organizaciones científicas han honrado a Proust a lo largo de los años mediante la creación de premios y medallas en su nombre para destacar los logros en química y estequiometría. La influencia de Proust trascendió las fronteras de Francia, y su trabajo fue reconocido y apreciado por la comunidad científica internacional. Su contribución a la química se considera un hito en la historia de la disciplina.
1.1.6 ¿Por qué el es importante?
El trabajo de Joseph-Louis Proust, en particular su formulación de la Ley de las Proporciones Definidas en la química, tiene un impacto significativo en nuestra vida cotidiana, aunque a menudo no nos demos cuenta directamente. Aquí hay algunas formas en que su trabajo influye en nuestras vidas:
(a) Farmacia y Medicina: La estequiometría, que se basa en la Ley de las Proporciones Definidas, es fundamental en la preparación de medicamentos y la fabricación de productos farmacéuticos. Garantiza que las dosis sean consistentes y efectivas, lo que es crítico para la salud y el bienestar.
(b) Industria Alimentaria: En la producción de alimentos, la química es esencial para garantizar la calidad y la seguridad de los productos. La comprensión de las proporciones y las reacciones químicas es crucial para la formulación de alimentos y bebidas.
(c) Química del Hogar: En la vida cotidiana, utilizamos productos químicos en nuestros hogares, desde detergentes hasta productos de limpieza y cosméticos. La química y la estequiometría son fundamentales para la formulación de estos productos y para garantizar su eficacia.
(d) Automóviles y Combustibles: La química juega un papel en la fabricación de automóviles y en la formulación de combustibles. La estequiometría es esencial en la ingeniería de motores para garantizar una combustión eficiente y reducir la emisión de gases contaminantes.
(e) Electrónica y Tecnología: La química de materiales es fundamental en la fabricación de dispositivos electrónicos, desde pantallas de teléfonos móviles hasta circuitos integrados. La comprensión de las proporciones y las reacciones químicas es crucial para el desarrollo tecnológico.
(f) Medio Ambiente: En la gestión ambiental, la química y la estequiometría se utilizan para analizar y abordar problemas como la contaminación del aire y del agua, así como en la formulación de políticas para proteger el entorno natural.
(g) Educación: La Ley de las Proporciones Definidas y otros principios químicos se enseñan en las escuelas y universidades de todo el mundo, ayudando a formar a futuros científicos, ingenieros y profesionales que contribuirán a la sociedad.
1.1.7 ¿Qué debemos aprender de él?
A menudo, cuando escuchamos la palabra "rebeldía", pensamos en adolescentes desafiantes que rompen reglas y se resisten a la autoridad. Pero hay otra forma de rebeldía, una que no es destructiva ni aislacionista, sino que está impulsada por la búsqueda del conocimiento y el deseo de contribuir al bienestar de la humanidad. Esta es la rebeldía científica, y podemos aprender mucho de ella.
Permítanme contarles la historia de Joseph-Louis Proust, un científico rebelde del siglo XVIII. En su época, la química estaba llena de teorías y disputas, y Proust decidió desafiar las ideas predominantes. Su rebeldía no se manifestó con actos rebeldes, sino a través de su firme convicción en la Ley de las Proporciones Definidas, que sostenía que los elementos siempre se combinan en proporciones fijas en las reacciones químicas.
A pesar de la oposición de otros científicos, Proust no renunció a sus investigaciones y continuó sus experimentos. Al final, su teoría se convirtió en una piedra angular de la química moderna y revolucionó nuestro entendimiento de las sustancias químicas. Esta es la rebeldía científica en acción: la valentía de mantenerse firme en tus convicciones y trabajar incansablemente para contribuir a la humanidad.
2. Los estados de la materia
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos]
En esta sección, analizaremos diversas propiedades de la materia y sus estados, al tiempo que introduciremos de manera breve algunos conceptos del análisis matemático inherentes a la química cuantitativa.
Figura 2.1. Estados regulares de la materia. Por lo general en química general solo hablamos de tres estados de la materia, sólido, líquido y gaseoso, pero existen otros estados de la materia, dentro de los cuales, el plasma es el más común.
La química se enfoca en el estudio de las transformaciones de la materia, y no existe una transformación más evidente y que experimentemos con mayor inmediatez desde nuestra infancia que los cambios de estado de la materia. Por ejemplo, observamos cómo el hielo se convierte en agua y el agua se convierte en vapor. En esta unidad, abordaremos los diferentes estados en los que la materia puede encontrarse.
En física, el estado de la materia representa una de las diversas formas en las que la materia puede manifestarse. En la vida cotidiana, podemos observar cuatro estados de la materia: sólido, líquido, gaseoso y plasmático, este último a menudo se describe como "como las lenguas del fuego brillante". Sin embargo, se sabe que existen muchos otros estados que solo se hacen evidentes en condiciones extremas, como los condensados de Bose-Einstein, la materia degenerada por neutrones y el plasma de quark-gluón. Estos estados se manifiestan únicamente en situaciones de temperaturas extremadamente bajas, densidades sumamente altas y energías excepcionalmente elevadas. Aunque se ha postulado la existencia de algunos otros estados, hasta el momento siguen siendo teóricos.
2.1 Estado sólido
En un sólido, las partículas (iones, átomos o moléculas) están muy juntas. Las fuerzas entre las partículas son fuertes, de modo que las partículas no pueden moverse libremente, pero solo pueden vibrar. Como resultado, un sólido tiene una forma estable, definida y un volumen definido. Los sólidos solo pueden cambiar su forma por la fuerza, como cuando se rompen o cortan. En sólidos cristalinos, las partículas (átomos, moléculas o iones) se empaquetan en un patrón repetitivo ordenado regularmente. Existen varias estructuras cristalinas diferentes, y la misma sustancia puede tener más de una estructura (o fase sólida). Por ejemplo, el hierro tiene una estructura cúbica centrada en el cuerpo a temperaturas por debajo de 912 ° C, y una estructura cúbica centrada en la cara entre 912 y 1394 ° C. El hielo tiene quince estructuras cristalinas conocidas, o quince fases sólidas, que existen a diversas temperaturas y presiones.
Los vidrios y otros sólidos amorfos no cristalinos sin orden de largo alcance no son estados de equilibrio térmico basal; por lo tanto, se describen como estados de la materia no clásicos. Los sólidos pueden transformarse en líquidos fundiéndose y los líquidos pueden transformarse en sólidos por congelación. Los sólidos también pueden transformarse directamente en gases a través del proceso de sublimación, y los gases también pueden transformarse directamente en sólidos a través de la deposición. En términos de simbología química un elemento o compuesto puro en estado sólido tiene un descriptor en forma del subíndice (s) que significa sólido.
2.2 Estado líquido
Un líquido es un fluido casi incompresible que se adapta a la forma de su recipiente, pero retiene un volumen (casi) constante independientemente de la presión. El volumen es definitivo si la temperatura y la presión son constantes. Cuando un sólido se calienta por encima de su punto de fusión, se vuelve líquido, dado que la presión es más alta que el punto triple de la sustancia. Las fuerzas intermoleculares (o interatómicas o interiónicas) siguen siendo importantes, pero las moléculas tienen suficiente energía para moverse entre sí y la estructura es móvil. Esto significa que la forma de un líquido no es definitiva, sino que está determinada por su contenedor.
El volumen suele ser mayor que el del correspondiente sólido, la excepción más conocida es el agua, H2O. La temperatura más alta a la que puede existir un líquido determinado es su temperatura crítica. Los líquidos puros se representan con el subíndice (l).
2.3 Estado gaseoso
Un gas es un fluido compresible. No solo se ajustará a la forma de su contenedor, sino que también se expandirá para llenar el contenedor. En un gas, las moléculas tienen suficiente energía cinética para que el efecto de las fuerzas intermoleculares sea pequeño (o cero para un gas ideal), y la distancia típica entre las moléculas vecinas es mucho mayor que el tamaño molecular. Un gas no tiene forma o volumen definidos, pero ocupa todo el contenedor en el que está confinado. Un líquido puede convertirse en un gas calentando a presión constante hasta el punto de ebullición, o bien reduciendo la presión a temperatura constante.
A temperaturas por debajo de su temperatura crítica, un gas se conoce también como vapor y puede convertirse en líquido mediante compresión sin necesidad de enfriamiento adicional. En situaciones de equilibrio, un vapor puede coexistir con un líquido (o sólido), manteniendo la presión del gas igual a la presión de vapor del líquido (o sólido). Un fluido supercrítico, en contraste, se refiere a un gas cuya temperatura y presión están por encima de sus valores críticos correspondientes, lo que resulta en la pérdida de la distinción entre los estados de líquido y gas. A pesar de conservar las propiedades físicas de un gas, su alta densidad otorga propiedades solventes en determinadas circunstancias, lo que conduce a aplicaciones prácticas. Un ejemplo de ello es el uso de dióxido de carbono supercrítico en la extracción de cafeína para la producción de café descafeinado. En términos de notación, los gases se representan mediante el subíndice "(g)".
2.4 Estado plasma
Como un gas, el plasma no tiene forma o volumen definidos. A diferencia de los gases, los plasmas son eléctricamente conductores, producen campos magnéticos y corrientes eléctricas, y responden fuertemente a las fuerzas electromagnéticas. Los núcleos cargados positivamente nadan en un "mar" de electrones desasociados que se mueven libremente, similar a la forma en que tales cargas existen en el metal conductor, donde este "mar" de electrones permite que la materia en el estado de plasma conduzca la electricidad, la diferencia principal es el estado de alta energía y movilidad de la que carece un metal sólido. Un gas generalmente se convierte en plasma de una de dos formas. p.ej. Ya sea desde una enorme diferencia de voltaje entre dos puntos, o exponiéndolo a temperaturas extremadamente altas.
Al calentar la materia a altas temperaturas hace que los electrones abandonen los átomos, lo que resulta en la presencia de electrones libres. Esto crea un llamado plasma parcialmente ionizado. A temperaturas muy altas, como las presentes en las estrellas, se supone que esencialmente todos los electrones son "libres", y que un plasma de muy alta energía es esencialmente núcleos desnudos nadando en un mar de electrones. Esto forma el llamado plasma completamente ionizado. El estado del plasma a menudo se entiende mal, y aunque no existe libremente en condiciones normales en la Tierra, comúnmente se genera por rayos, chispas eléctricas, luces fluorescentes, luces de neón o en televisores de plasma. También el plasma aparece en algunos tipos de llamas, la corona del Sol y las estrellas son ejemplos de materia iluminada en el estado del plasma.
2.5 Cambios de fase
Un estado de la materia también se caracteriza por transiciones de fase. Una transición de fase indica un cambio en la estructura y puede reconocerse por un cambio abrupto en las propiedades. Un estado distinto de la materia se puede definir como cualquier conjunto de estados distinguidos de cualquier otro conjunto de estados por una transición de fase. Algunas propiedades pueden cambiar en un mismo estado general, por lo que los físico-químicos han distinguido sub-fases en una fase general, por ejemplo, el agua tiene varios estados sólidos distintos. La aparición de superconductividad está asociada a una transición de fase, por lo que existen estados superconductores. Del mismo modo, los estados ferromagnéticos están demarcados por transiciones de fase y tienen propiedades distintivas. Cuando el cambio de estado ocurre por etapas, los pasos intermedios se llaman mesofases. Tales fases han sido explotadas por la introducción de la tecnología de cristal líquido.
Figura 2.6. Cambios de fase a temperatura constante. En una gráfica de cambio de fase se relaciona la energía con la temperatura. El detalle principal es que en las mesofases aunque aumenta la energía la temperatura es constante dado que la energía se absorbe a los enlaces químicos para destruirlos sin aumentar la temperatura.
El estado o fase de un conjunto dado de materia puede cambiar dependiendo de las condiciones de presión y temperatura, pasando a otras fases a medida que estas condiciones cambian para favorecer su existencia; por ejemplo, transiciones sólidas a líquido con un aumento de la temperatura.
Es interesante que, durante un cambio de fase por temperatura, la temperatura no aumenta mientras se da el cambio de fase aun cuando el sistema sigue absorbiendo energía, solo hasta que la fase ha cambiado por completo la temperatura sigue aumentando. Esto se explica porque las interacciones entre las partículas deben ser destruidas por la energía por lo que la energía se emplea primero para elevar la temperatura y luego para destruir los enlaces durante el cambio de fase.
Cerca del cero absoluto, una sustancia existe como un sólido. A medida que se agrega calor a esta sustancia se derrite en un líquido en su punto de fusión, hierve en un gas en su punto de ebullición, y si se calienta lo suficiente podría, en el caso de los compuestos, disociarse en sus elementos, y si se calientan más estos elementos pueden entrar en un estado de plasma en el que los electrones están tan energizados que dejan sus átomos originales. Las formas de materia que no están compuestas por moléculas y están organizadas por diferentes fuerzas también pueden considerarse estados diferentes de la materia. Los superfluidos (como el condensado fermiónico) y el plasma de quark-gluón son ejemplos. En una ecuación química, el estado de la materia de los productos químicos se puede mostrar cómo (s) para sólidos, (l) para líquidos y (g) para gases. Una solución acuosa se denota (aq). La materia en el estado de plasma rara vez se usa (si es que se usa) en ecuaciones químicas, por lo que no existe un símbolo estándar para denotarla. En las ecuaciones raras que el plasma se usa en plasma se simboliza como (p). Existen otros estados de la materia más exóticos, pero para nuestro curso de química general con esto será suficiente por el momento.
3. Cuantitativas y cualitativas
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos] Varios tipos de materia se distinguen por sus propiedades. Una propiedad es una característica distintiva de una sustancia que se utiliza en su identificación y descripción. Cada sustancia tiene un conjunto único de propiedades que la distingue de todas las otras sustancias. Existen muchas formas de distinguir las propiedades de la materia, pero desde un punto de vista matemático podemos hablar de las propiedades cualitativas y cuantitativas, y dentro de las cuantitativas están las constantes o intensivas y las variables o extensivas.
Figura 3.1. Clasificación de las propiedades de la materia siguiendo criterios matemáticos.
3.1 Propiedades cualitativas
Las propiedades cualitativas son propiedades que se observan y generalmente no se pueden medir con un resultado numérico, porque no se cuenta con un instrumento apropiado. Se contrastan con propiedades cuantitativas que tienen características numéricas debido a que se cuenta con un instrumento adecuado.
De acuerdo con lo anterior, la diferencia entre propiedad cuantitativa y cualitativa no es algo que sea intrínseco de la propiedad en sí misma, sino de la posibilidad de poder medirla de alguna forma estándar. Por ejemplo, la acidez de una sustancia se puede clasificar como ácida o básica dependiendo de su la sustancia genera un cambio de color sobre papel tornasol entre azul o rojo, los cuales serían cualidades discretas. Sin embargo, con un potenciómetro y la escala de acidez llamada pH podemos cuantificar el poder acido de la misma sustancia numéricamente.
3.2 Instrumento traductor
Aunque la diferencia entre propiedades cualitativas y cuantitativas parece una categoría insalvable, la realidad es que cualquier propiedad cualitativa puede convertirse en cuantitativa. Para lograr esto, se requiere un estándar de comparación y un instrumento comparador. Los instrumentos, como el metro, pueden convertir propiedades cualitativas, como "alto" y "enano", en cantidades comparables matemáticamente a través de una unidad de medida, como el metro.
Esto demuestra la capacidad de la ciencia y la tecnología para cuantificar y medir aspectos que anteriormente se consideraban subjetivos o cualitativos. La adopción de estándares y unidades de medida permite una comprensión más precisa y universal de las propiedades del mundo que nos rodea, lo que a su vez impulsa el progreso científico y tecnológico.
La transformación de las propiedades naturales en un lenguaje cuantitativo codificado, como una especie de "Matrix" matemática, tiene profundas raíces históricas, filosóficas e impactos en la sociedad moderna. Esta metamorfosis representa una transición desde la descripción cualitativa de la naturaleza hacia una comprensión cuantitativa rigurosa. Explorando los aspectos históricos, filosóficos, industriales, económicos y comerciales de este proceso, podemos entender su relevancia en nuestra vida cotidiana.
La codificación cuantitativa de las propiedades naturales se remonta a la antigüedad, con civilizaciones como los egipcios y los griegos tratando de medir y cuantificar aspectos del mundo natural. Sin embargo, fue durante la Revolución Científica en el siglo XVII que la cuantificación sistemática se convirtió en un objetivo principal. Galileo Galilei, por ejemplo, introdujo la idea de medir el movimiento y sentó las bases de la física moderna.
La filosofía subyacente detrás de esta transformación radica en la creencia de que el mundo natural sigue reglas matemáticas y que la comprensión de estas reglas es esencial para desvelar sus secretos. Filósofos como René Descartes y su enfoque en la geometría analítica jugaron un papel importante al vincular la geometría y el álgebra para describir el mundo.
La cuantificación permitió avances industriales significativos al optimizar procesos de producción y controlar la calidad. La estandarización de unidades de medida se convirtió en un factor crítico en la Revolución Industrial, impulsando la fabricación en masa y el comercio global. La metrología, o la ciencia de la medición, se volvió esencial para garantizar la uniformidad en la producción.
La representación cuantitativa de propiedades naturales es fundamental en la comercialización de productos y servicios. Los consumidores confían en las especificaciones cuantitativas para tomar decisiones de compra. Por ejemplo, las etiquetas de alimentos indican las cantidades de nutrientes y los estándares de seguridad se basan en mediciones cuantitativas.
Tabla 3.1. Algunas propiedades cuantitativas de tipo extensivo importantes.
| Magnitud Física | Símbolo | Unidad de Medida más Común | Símbolo |
|---|---|---|---|
| Longitud | \(\ell\) | metro | m |
| Masa | \(m\) | kilogramo | kg |
| Tiempo | \(t\) | segundo | s |
| Corriente Eléctrica | \(I\) | amperio | A |
| Temperatura | \(T\) | kelvin | K |
| Cantidad de Sustancia | \(n\) | mol | mol |
| Intensidad Luminosa | \(I_v\) | candela | cd |
| Área | \(A\) | metro cuadrado | m² |
| Volumen | \(V\) | metro cúbico | m³ |
| Velocidad | \(v\) | metro por segundo | m/s |
| Aceleración | \(a\) | metro por segundo al cuadrado | m/s² |
| Fuerza | \(F\) | newton | N |
| Presión | \(P\) | pascal | Pa |
| Energía | \(E\) | joule | J |
| Potencia | \(P\) | vatio | W |
| Carga Eléctrica | \(Q\) | coulomb | C |
| Potencial Eléctrico | \(V\) | voltio | V |
| Resistencia Eléctrica | \(R\) | ohmio | Ω |
| Capacidad Eléctrica | \(C\) | faradio | F |
| Inductancia | \(L\) | henrio | H |
3.3 Propiedades cuantitativas extensivas
Las propiedades cuantitativas emergen al comparar una propiedad de la materia con un instrumento de medida que posee una escala apropiada en base a un patrón estándar (ver capítulo de unidades y medidas). La masa, el tiempo, la distancia, el calor y el ángulo se encuentran entre los ejemplos familiares de propiedades cuantitativas cuando se miden con una balanza, cronómetro, metro, termómetro o un transportador, pero serán cualitativas si se comparan entre sí sin un patrón de medida.
El Libro de dorado de la IUPAC define una propiedad extensiva como una cantidad física cuya magnitud es aditiva para los subsistemas. El valor de dicha propiedad aditiva es proporcional al tamaño del sistema que describe o a la cantidad de materia en el sistema.
Figura 3.3. Propiedades extensivas. Las relaciones entre propiedades extensivas y la cantidad de sustancia no son constantes, pero si directamente proporcionales o en algunos casos raros, inversamente proporcionales.
Por ejemplo, la masa de una muestra es una cantidad extensiva; depende de la cantidad de sustancia, siendo a su vez la cantidad de sustancia entendida como la cantidad de partículas.
3.3.1 Continuidad
Las cantidades discretas son aquellas que varían con respecto a la cantidad de sustancia a saltos discontinuos. Por el contrario, las cantidades continuas generan variaciones infinitesimalmente continuas con respecto a la variación en la cantidad de materia. En muchas ocasiones, la discontinuidad no se debe a que la propiedad sea intrínsecamente discontinua, sino a la imposibilidad todos los rangos de variación posibles, un fenómeno que los matemáticos y filósofos han abordado desde la antigüedad empleando la paradoja de Aquiles y la Tortuga o la paradoja de Sorites desde hace milenios, y que solo encontró una solución adecuada con la invención del cálculo por parte de Isaac Newton y Gottfried Leibniz.
En química introductoria generalmente trabajamos cantidades discontinuas, las cuales llamamos variables de estado, porque de lo contrario tendríamos que introducir conceptos de cálculo como derivadas y cambios instantáneos casi al principio del curso.
3.3.2 Proporcionalidad
Una determinada ley natural puede vincular dos propiedades extensivas del sistema de dos formas básicas, directamente proporcional e inversamente proporcional. Una relación directamente proporcional implica que, si una propiedad aumenta, la otra también lo hace. El modo en que se genera esta proporcionalidad puede ser lineal, exponencial, cúbica.
En una relación de proporcionalidad inversa, cuando la variable dependiente aumenta, la variable independiente disminuye.
En el laboratorio las propiedades se miden variando una propiedad, denominada independiente que se gráfica en el eje x, y luego viendo cómo cambia la otra variable cuando el sistema alcanza nuevamente su equilibrio, como esta segunda variable no es alterada directamente por el operario, sino que cambia en función de otra, la denominamos la variable dependiente.
3.4 Propiedades intensivas
En la mayoría de las relaciones entre cantidades extensivas emergen constantes, en las formas lineales a estas constantes las llamamos pendientes, las cuales son valores constantes que indican la relación entre dos variables extensivas. Al ser constantes, estas pendientes reciben el nombre de variables intensivas al inicio del curso, pero más comúnmente las llamamos constantes de proporcionalidad, pues no cambian. Las constantes de proporcionalidad se pueden dividir en dos tipos:
(a) Constantes universales que no cambian sin importar el tipo de sustancia, por lo tanto las denominamos constantes físicas, por ejemplo la constante de Avogadro.
(b) Constantes que depende de la identidad de la sustancia, estas son constantes para una sustancia, pero son diferentes entre sustancias, estas propiedades son por lo tanto parámetros empleados para diferenciar entre diferentes tipos de sustancia. Un ejemplo de esto es la densidad.
La densidad del agua es de aproximadamente 1 g / ml si se considera una gota de agua o una piscina a una temperatura y presión constantes, pero la masa es diferente en los dos casos. Dividir una propiedad extensiva por otra propiedad extensiva generalmente da un valor intensivo (Figura 3.6), por ejemplo: masa (extensiva) dividida por volumen (extensiva) da densidad (intensiva). Si graficamos la densidad como función de un cambio en la masa obtendremos una recta horizontal propia de las propiedades intensivas.
El punto de ebullición de una sustancia es otro ejemplo de una propiedad intensiva. Por ejemplo, el punto de ebullición del agua es 100 °C a una presión de una atmósfera, lo que sigue siendo cierto independientemente de la cantidad.
Figura 3.7. Las propiedades intensivas son constantes. Al graficar una propiedad intensiva con respecto a la masa de sustancia, obtenemos una relación constante sin importar la cantidad de sustancia.
La distinción entre propiedades intensivas y extensas tiene algunos usos teóricos. Por ejemplo, en termodinámica, de acuerdo con el postulado estatal: "El estado de un sistema compresible simple está completamente especificado por dos propiedades independientes e intensivas". Otras propiedades intensivas se derivan de esas dos variables.
3.5 Propiedades ni buenas ni malas
La posesión de una propiedad "mala", como toxicidad o un fuerte olor nocivo, no significa que una sustancia química no tenga nada que contribuir al mejoramiento de la sociedad humana. El gas monóxido de carbono es un ejemplo importante de este concepto. Es de conocimiento común que el monóxido de carbono es tóxico para los humanos y en concentraciones más altas puede causar la muerte. Este gas, que puede estar presente en concentraciones significativas tanto en el escape del automóvil como en el humo del cigarrillo “cualquiera”, perjudica la salud humana al reducir la capacidad de transporte de oxígeno de la sangre. Esto lo hace al interactuar con la hemoglobina en los glóbulos rojos de una manera que evita que la hemoglobina distribuya oxígeno por todo el cuerpo. Alguien que muere por envenenamiento con monóxido de carbono en realidad muere por falta de oxígeno. Debido a su toxicidad, muchas personas etiquetan automáticamente al monóxido de carbono como una "sustancia mala", una sustancia que no se desea y no es necesaria.
El hecho de que el monóxido de carbono es incoloro, inodoro e insípido es muy significativo. Debido a estas propiedades, el monóxido de carbono no avisa de su presencia inicial. Varios otros contaminantes atmosféricos comunes son más tóxicos que el monóxido de carbono. Sin embargo, tienen propiedades que advierten sobre su presencia y, por lo tanto, no se consideran "peligrosas" como el monóxido de carbono. A pesar de su toxicidad, el monóxido de carbono juega un papel importante en el mantenimiento del alto nivel de vida que ahora disfrutamos. Su contribución radica en el campo de la metalurgia del hierro y la producción de acero. El aislamiento del hierro de los minerales no férricos en sus minas, necesarios para la producción de acero, implica una serie de reacciones a alta temperatura, llevadas a cabo en un alto horno, en el cual el contenido de hierro de los minerales fundido reacciona con el monóxido de carbono. Estas reacciones liberan el hierro de sus minerales que llamamos escoria. El monóxido de carbono necesario para la fabricación de acero se obtiene haciendo reaccionar el coque (un producto derivado del calentamiento del carbón a alta temperatura sin presencia de aire, o de la destilación fraccionada del petróleo) con oxígeno.
El consumo industrial del hierro metálico, tanto en los Estados Unidos como a nivel mundial, es aproximadamente diez veces mayor que el de todos los demás metales combinados y generalmente este hierro se emplea para fabricar acero. Sin acero, nuestro nivel de vida se reduciría drásticamente, y el monóxido de carbono es necesario para la producción de acero. ¿El monóxido de carbono es una sustancia química "buena" o "mala"? La respuesta a esta pregunta depende del contexto en el que se encuentra el monóxido de carbono. En términos de contaminación del aire, es una sustancia "mala". En términos de fabricación de acero, es una sustancia "buena". Existe una dicotomía "buena-mala" similar para casi todas las sustancias químicas.
4. Químicas y físicas
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos] Las propiedades de la materia materia son ocurrencias comunes y familiares, algunas se aprecian en equilibrio, como el color de un bloque de oro, pero otras solo se aprecian cuando la materia cambia de alguna manera. Los cambios se producen cuando se digieren los alimentos, se quema el papel y se afila un lápiz. Dependiendo de si alteramos la identidad de una sustancia para observar un cambio podemos clasificarlo como físico o químico.
4.1 Propiedades físicas
Una propiedad física es una característica de una sustancia que se puede observar sin cambiar la identidad básica de la sustancia. Las propiedades físicas comunes incluyen el color, el estado físico (sólido, líquido o gaseoso), el punto de fusión, el punto de ebullición y la dureza. Durante el proceso de determinación de una propiedad física, la apariencia física de una sustancia puede cambiar, pero la identidad de la sustancia no. Por ejemplo, es imposible medir el punto de fusión de un sólido sin cambiar el sólido a líquido. Aunque la apariencia del líquido es muy diferente a la del sólido, la sustancia sigue siendo la misma; su identidad química no ha cambiado. Por lo tanto, el punto de fusión es una propiedad física.
4.2 Propiedades químicas
Una propiedad química es una característica de una sustancia que describe la forma en que la sustancia se somete a un cambio para formar una nueva sustancia. Por ejemplo, los objetos de cobre se vuelven verdes cuando se exponen al aire húmedo durante largos períodos de tiempo; esta es una propiedad química del cobre. El revestimiento verde formado en el cobre es una nueva sustancia que resulta de la reacción del cobre con el oxígeno, el dióxido de carbono y el agua presente en el aire. Las propiedades de esta nueva sustancia (el recubrimiento verde) son muy diferentes de las del cobre metálico, pues el recubrimiento es terroso, débil y por ende se fragmenta, mientras que el cobre metálico es duro, flexible y brillante. Por otro lado, los objetos de oro se resisten al cambio cuando se exponen al aire durante largos períodos de tiempo. La falta de reactividad del oro con el aire es una propiedad química del oro.
Muy a menudo, los cambios asociados con las propiedades químicas resultan de la interacción (reacción) de una sustancia con una o más de otras sustancias. Sin embargo, la presencia de una segunda sustancia no es un requisito absoluto. Algunas veces la presencia de energía (usualmente calor luz o ultravioleta) puede desencadenar el cambio conocido como descomposición. Que el peróxido de hidrógeno, en presencia de calor o luz, se descompone en las sustancias agua y oxígeno es una propiedad química del peróxido de hidrógeno. Cuando se especifican las propiedades químicas, generalmente se dan condiciones tales como la temperatura y la presión porque influyen en las interacciones entre las sustancias. Por ejemplo, los gases oxígeno e hidrógeno no son reactivos entre sí a temperatura ambiente, pero interactúan explosivamente a una temperatura de varios cientos de grados.
4.4 La química estudia las propiedades químicas
Los químicos estudian la naturaleza de los cambios en la materia para aprender cómo provocar cambios favorables y prevenir los indeseables. El control del cambio químico ha sido un factor importante para alcanzar el nivel de vida moderno que ahora disfrutan la mayoría de las personas en el mundo desarrollado. Los muchos plásticos, fibras sintéticas y medicamentos recetados ahora de uso común se producen usando un cambio químico controlado. Tenga en cuenta que el término físico, utilizado como modificador, siempre transmite la idea de que la composición (identidad química) de una sustancia no cambió, y que el término químico, utilizado como modificador, siempre transmite la idea de que la composición de una sustancia sí cambió.
Química la ciencia central 13. Muestra 1.3.1. Utilizando Wolfram Alpha (http://www.wolframalpha.com/) o alguna otra referencia, determine cuál de estos elementos sería líquido a 525 K (suponga que las muestras están protegidas del aire): (a) bismuto, Bi; (b) platino, platino; (c) selenio, Se; (d) calcio, Ca; (e) cobre, Cu. [Solución]
Química la ciencia central 13. Muestra 1.3.2. El etilenglicol, el principal ingrediente del anticongelante, se congela a -11,5 °C. ¿Cuál es el punto de congelación en (a) K, (b) °F? [Solución]
Química la ciencia central 13. Muestra 1.4. (a) Calcule la densidad del mercurio si 1.00 x 102 g ocupan un volumen de 7.36 cm3. [Solución]
Química la ciencia central 13. Muestra 1.4. (b) Calcule el volumen de 65.0 g de metanol líquido (alcohol de madera) si su densidad es de 0.791 g/mL. [Solución]
Química la ciencia central 13. Muestra 1.4. (c) ¿Cuál es la masa en gramos de un cubo de oro (densidad = 19,32 g/cm3) si la longitud del cubo es de 2.00 cm? [Solución]
Química la ciencia central 13. Práctica 1.4.1. El platino, Pt, es uno de los metales más raros. La producción anual mundial es de solo unas 130 toneladas. (a) El platino tiene una densidad de 21.4 g/cm3. Si los ladrones robaran platino de un banco utilizando un camión pequeño con una carga útil máxima de 900 lb, ¿cuántas barras de 1 L del metal podrían robar? (a) 19 barras, (b) 2 barras, (c) 42 barras, (d) 1 barra, (e) 47 barras. [Solución]
Química la ciencia central 13. Práctica 1.4.2. (a) Calcule la densidad de una muestra de cobre de 374.5 g si tiene un volumen de 41.8 cm3. [Solución]
Química la ciencia central 13. Práctica 1.4.2. (b) Un estudiante necesita 15.0 g de etanol para un experimento. Si la densidad del etanol es de 0.789 g/mL, ¿cuántos mililitros de etanol se necesitan? [Solución]
Química la ciencia central 13. Práctica 1.4.2. (c) ¿Cuál es la masa, en gramos, de 25.0 mL de mercurio (densidad = 13,6 g/mL)? [Solución]
Química la ciencia central 13. Muestra 1.13. ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 gal de agua? La densidad del agua es 1.00 g/mL. [Solución]
Química la ciencia central 13. Práctica 1.13.1. Trex es un sustituto fabricado de la madera compuesta de plástico y madera post-consumo. Se utiliza con frecuencia en cubiertas al aire libre. Su densidad se reporta como 60 lb/ft3. ¿Cuál es la densidad de Trex en kg/L? (a) 138 kg/L, (b) 0.960 kg/L, (c) 259 kg/L, (d) 15.8 kg/L, (e) 11.5 kg/L. [Solución]
Química la ciencia central 13. Práctica 1.13.2. La densidad del compuesto orgánico benceno es 0.879 g/mL. Calcular la masa en gramos de 1.00 qt de benceno. [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.5. (a) Tres esferas de igual tamaño están compuestas de aluminio (densidad = 2.70 g>cm3), plata (densidad = 10.49 g/cm3) y níquel (densidad = 8.90 g/cm3). Enumere las esferas de la más liviana a la más pesada. (b) Tres cubos de igual masa están compuestos de oro (densidad = 19.32 g/cm3), platino (densidad = 21.45 g/cm3) y plomo (densidad = 11.35 g/cm3). Haz una lista de los cubos de menor a mayor. [Sección 1.4] [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.11 Considere el frasco de gominolas en la foto. Para obtener una estimación del número de frijoles en el frasco, pesa seis frijoles y obtiene masas de 3.15, 3.12, 2.98, 3.14, 3.02 y 3.09 g. Luego pesa el frasco con todos los frijoles y obtiene una masa de 2082 g. El frasco vacío tiene una masa de 653 g. Con base en estos datos, estime la cantidad de frijoles en el frasco. Justifique el número de cifras significativas que utiliza en su estimación. [Sección 1.5] [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.20. (a) Lea la siguiente descripción del elemento zinc e indique cuáles son propiedades físicas y cuáles son propiedades químicas. El zinc se funde a 420 °C. Cuando se agregan gránulos de zinc al ácido sulfúrico diluido, se desprende hidrógeno y el metal se disuelve. El zinc tiene una dureza en la escala de Mohs de 2,5 y una densidad de 713 g/cm3 a 25 °C. Reacciona lentamente con oxígeno gaseoso a temperaturas elevadas para formar óxido de zinc, ZnO. (b) ¿Qué propiedades del zinc puedes describir a partir de la foto? ¿Son estas propiedades físicas o químicas? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.21. Etiquete cada uno de los siguientes como un proceso físico o un proceso químico: (a) oxidación de una lata de metal, (b) hervir una taza de agua, (c) pulverizar una aspirina, (d) digerir una barra de chocolate, ( e) explosión de nitroglicerina. [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.22. Se enciende una cerilla y se sostiene debajo de una pieza fría de metal. Se hacen las siguientes observaciones: (a) El fósforo se quema. (b) El metal se calienta. (c) El agua se condensa sobre el metal. (d) Se deposita hollín (carbono) sobre el metal. ¿Cuáles de estos sucesos se deben a cambios físicos y cuáles a cambios químicos? [Solución]
5. La identificación química
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos] En la sección 4 vimos que las propiedades intensivas emergen como las pendientes de leyes físicas lineales entre dos propiedades intensivas, como por ejemplo la densidad:\[\rho_i = \frac{m_i}{V_i}\]Eq. 5.1. Definición fundamental de densidad \(\rho\) como función de la masa \(m\) y el volumen \(V\). Al ser el cociente entre dos magnitudes extensivas, la densidad es por lo tanto intensiva.
Mas allá de ser constantes, las propiedades intensivas son propias de una sustancia específica, por lo que su medición y análisis nos permitirá identificar una sustancia entre otras muchas. La identificación química es un proceso de establecimiento, prueba y selección de hipótesis, y revisión de principios, técnicas y errores de determinación de la identidad de una sustancia, ya sea esta nueva para la ciencia, o comparada con una base de datos previa.
Se considera que la identificación química es la asignación de un analito (señal analítica) a uno del conjunto de compuestos químicos individuales conocidos o a un grupo/clase de compuestos en función de la coincidencia de sus propiedades. La identificación de un analito debe diferenciarse de su detección, que es esencialmente un descubrimiento de la señal analítica sin un reconocimiento decisivo de su naturaleza o identidad. Los procedimientos de detección e identificación se unen dentro del análisis químico cualitativo.
5.6 La corona del rey
A pesar de lo sofisticadas que son las técnicas analíticas modernas para la identificación de una sustancia empleando propiedades intensivas, como por ejemplo los espectros de absorción y emisión de luz, o la capacidad de moverse a través de los microporos de un gel, la historia de la identificación química de una sustancia se encuentra enraizada en una historia casi mítica, y es la anécdota que Arquímedes y la corona del rey.
El Sabio, el maestro, el gran geómetra, temido y respetado como si fuera un mago tenebroso con poderes sobrenaturales por parte del ejército romano a quien hizo sufrir con muchos de sus inventos de ingeniería. Estos fueron algunos de los apodos que se le dieron al matemático griego Arquímedes, un hombre que se olvidaba de parar a comer cuando estaba trabajando duro en un problema matemático. A menudo daba consejos al gobernante de Sicilia, el rey Hierón II, que era su amigo.
Un día, Hierón le pidió a Arquímedes que lo ayudara a resolver un problema. Hierón había contratado a un orfebre y le había dado un bloque de oro que pesaba una cantidad específica para que lo usara para hacer una corona de oro. Terminada la corona, Hierón la pesó. Pesaba lo mismo que el bloque de oro que el rey le había dado al orfebre. Sin embargo, Hierón tenía la vaga sensación de que el orfebre lo había engañado y había usado plata además de oro en la corona, y se había quedado con el oro sin usar. ¿Cómo podría probarse esto sin estropear la corona?
Arquímedes reflexionó sobre el problema. Todavía estaba en su mente cuando un día, tiempo después, cuando entró en su bañera el agua salpicó el borde de la bañera cuando Arquímedes se acomodó en ella. A medida que el agua goteaba, una idea apareció en la mente del gran matemático: el agua que salpicó de la tina cuando entró era igual al volumen que ocupaba su cuerpo. En ese momento, Arquímedes supo que tenía la clave del dilema de Hierón. Más agua salpicó el suelo cuando saltó de la bañera y, sin siquiera detenerse a agarrar una toalla, salió corriendo de la casa. Corrió calle abajo gritando “¡Eureka!”. que significa "lo he encontrado" en griego. Sin duda, los ciudadanos de Siracusa se preguntaron qué había perdido el gran matemático mientras corría por la ciudad. ¿Su mente, tal vez?
Afortunadamente, Arquímedes estaba en pleno uso de sus facultades mentales, a pesar de sus ocasionales olvidos de detalles cotidianos, como toallas y ropa. Pero, ¿cuál era la conexión entre el agua en la bañera y la autenticidad de la corona de Hierón, ya sea de oro puro o de una aleación de plata y oro? La solución ideal habría sido medir el volumen que desplazaban ambos materiales en el agua, pero lamentablemente, esta tarea no era tan simple en la época de Arquímedes.
Figura 5.1. Ese inspirador momento eureka que solo llega cuando el cerebro desconecta.
El problema residía en que Arquímedes no podía medir el cambio de volumen desplazado con la tecnología de la época. No obstante, al sumergirse en el agua, notó un segundo fenómeno que todos hemos experimentado al entrar en una piscina: el agua nos empuja y nos hace sentir más ligeros. Esto implicaba que cuando un objeto se sumerge en el agua, no solo desplaza agua, sino que también experimenta una fuerza de empuje. Aunque Arquímedes desconocía la tercera ley de Newton, en la que cada acción (el desplazamiento del agua) genera una reacción opuesta (el empuje del agua), esta ley estaba operando.
Cuanto mayor fuera el volumen del objeto sumergido, mayor sería la fuerza de empuje que experimentaría y, por ende, mayor sería su tendencia a flotar. Si la corona estuviera hecha de una aleación de plata y oro, tendría una menor densidad y, por lo tanto, mayor flotabilidad. Si la corona fuera de oro puro, tendría la misma densidad y flotabilidad. Por lo tanto, la solución al dilema radicaba en la construcción de una balanza sumergida en agua. Si ambas muestras fueran del mismo material, aunque sus formas difirieran, tendrían la misma densidad y, por ende, la misma flotabilidad. Lamentablemente para el orfebre, este no fue el caso, lo que reveló que la corona de Hierón no estaba hecha de oro puro.
¡Porque Arquímedes se bañó, el orfebre deshonesto ahora estaba en aceite caliente! El principio de Arquímedes también se aplica a la explicación de por qué objetos colosales, como los barcos, flotan en el agua. Si el interior de un barco contiene un espacio lo suficientemente grande y vacío, la densidad total del cuerpo es muy baja en comparación con el agua circundante, pero su desplazamiento es colosal debido a su tamaño. Esto significa que el barco desplaza una gran cantidad de agua cuando se sumerge en ella.
Debido a este desplazamiento de agua, el agua genera una fuerza de empuje impresionante hacia arriba, conocida como la fuerza de flotación. Esta fuerza de flotación es igual al peso del agua que el barco desplaza, y es lo que mantiene al barco a flote.
Según el principio de Arquímedes, si el peso del objeto (el barco) es igual al peso del agua desplazada, el barco flotará en equilibrio. Si el peso del barco es menor que el peso del agua desplazada, el barco flotará; si es mayor, el barco se hundirá. Este principio fundamental es esencial para la navegación y el diseño de embarcaciones, y ha sido fundamental en la construcción de barcos y embarcaciones marítimas a lo largo de la historia. Gracias a la comprensión de Arquímedes sobre el comportamiento de los objetos en el agua, podemos disfrutar de la navegación y el transporte marítimo de manera segura y eficiente. (Costanti, 2010; Hirshfeld, 2009; Kuroki, 2016).
5.7 Bases de datos
Aunque el mito de Arquímedes, en su forma más popular, se centra en el uso del principio del diferencial de volúmenes, la realidad es que Arquímedes empleó un dispositivo más complejo para abordar el problema. Sin embargo, este episodio histórico nos ilustra una serie de pasos que aún seguimos en la actualidad para identificar sustancias. Estos pasos incluyen:
(a) La determinación de una serie de propiedades intensivas de una sustancia.
(b) La estandarización de estas propiedades utilizando muestras puras de referencia conocidas.
(c) La construcción de una base de datos de referencia a partir de estas propiedades estandarizadas.
(d) La comparación de una muestra problema con la base de datos para su identificación.
En la actualidad, para la mayoría de los compuestos químicos, contamos con bases de datos realmente extensas, y aunque algunas propiedades pueden variar entre compuestos similares, este método sigue siendo fundamental en la química moderna. Es importante destacar que las propiedades intensivas que elegimos pueden diferir debido a nuestra mayor disponibilidad tecnológica.
5.8 Propiedades periódicas y la ley periódica
Las propiedades periódicas son normalmente propiedades intensivas de una sustancia, por lo que valen lo mismo para cantidades molares como para cantidades atómicas, de allí que el discurso químico sobre ellas a veces oscila de manera rápida entre átomos y sustancias. El nombre de periódicas se debe a que estas son repetitivas, poseen un ritmo, que es conocido como la ley periódica, una de las pocas leyes que no pueden reducirse a una ecuación matemática sencilla.
La ley periódica se define como la repetición de ciertas propiedades de las sustancias a medida que aumenta su numero atómico, permitiendo organizar a las sustancias elemento en columnas o grupos con propiedades semejantes, a los cuales denominamos familias. Así, por ejemplo, el litio, el sodio y el potasio son todos metales blandos con una alta reactividad cuando se mezclan en agua, pues están ubicados en una misma columna en la tabla periódica denominada metales alcalinos.
5.9 Propiedades matemáticas de la densidad
Si bien la definición de densidad puede parecer simple y a menudo pasa desapercibida, como hemos explorado en secciones anteriores, esta propiedad es fundamental para la identificación química. En esta etapa, profundizaremos en una serie de propiedades matemáticas que esta definición presenta y que se aplicarán en futuros enfoques matemáticos en la química cuantitativa.
En química y física, hacemos uso de símbolos matemáticos que se pueden clasificar en tres categorías esenciales: las magnitudes físicas, los valores y las unidades. Todo lo relacionado con los valores (por ejemplo, 1, 100, 1/4) y las unidades (como m para metro, kg para kilogramo) se aborda en el capítulo dedicado a unidades y medidas. No obstante, es necesario proporcionar algunas aclaraciones adicionales en lo que respecta a los símbolos de las cantidades físicas o parámetros cuantitativos (Physical Quantities). Estos símbolos son esenciales para describir y cuantificar diferentes aspectos de la realidad física, lo que nos permite expresar leyes y relaciones matemáticas de manera concisa y precisa.
Los símbolos de las cantidades físicas suelen estar asociados con letras latinas o griegas, y cada uno de ellos tiene un significado específico en el contexto de una fórmula o ecuación. Es crucial que seamos consistentes en el uso de estos símbolos, ya que cualquier cambio podría conducir a interpretaciones erróneas o resultados incorrectos.
Además, es importante destacar que las unidades en las que se expresan estas cantidades son fundamentales. Por ejemplo, la distancia puede medirse en metros, centímetros o kilómetros, y el símbolo "\(d\)" puede representar cualquiera de estas medidas dependiendo del contexto. Por lo tanto, es esencial definir claramente las unidades en las que se expresan las cantidades físicas para evitar confusiones.
5.10 Notaciones
Es importante destacar que en química se utilizan dos tipos de notación matemática: la notación aritmética y la notación algebraica. La notación aritmética se refiere a un conjunto de herramientas matemáticas, entre las que destacan las reglas de tres y los factores de conversión. Estas herramientas se caracterizan por prescindir en gran medida de los símbolos que representan las magnitudes físicas y se limitan a utilizar símbolos para los valores y las unidades.
Los capítulos que se desarrollan utilizando esta notación matemática suelen estar relacionados con la estequiometría, una rama fundamental de la química que se ocupa de las relaciones cuantitativas entre las sustancias en una reacción química. En este contexto, la notación aritmética se convierte en una herramienta esencial para calcular las cantidades de sustancias involucradas en una reacción química y para resolver problemas relacionados con la composición y la transformación de las sustancias.
En contraste, la notación algebraica es otra herramienta matemática utilizada en química que permite expresar las relaciones entre las variables de una manera más general y abstracta. A través de la notación algebraica, es posible representar ecuaciones químicas y expresar relaciones cuantitativas de una manera más flexible, lo que resulta particularmente útil en situaciones donde las relaciones no son simplemente proporcionales.
En la química, los capítulos tradicionalmente reservados para la notación algebraica son aquellos relacionados con el cálculo de densidades en los primeros capítulos introductorios sobre la materia, así como los capítulos dedicados al estudio de los gases. También es posible encontrar algunas expresiones en notación algebraica para unidades de concentración en ciertos contextos. Sin embargo, es importante destacar que la coherencia matemática en un libro de texto de química general a menudo es difícil de encontrar. Esto se debe a que los autores de estos libros a menudo oscilan entre las notaciones algebraica y aritmética, e incluso pueden mezclar ambas según lo consideren necesario.
Esta mezcla de notaciones revela la naturaleza de la matemática en el curso de química general moderno, donde el lenguaje matemático no siempre se encuentra unificado. Aunque esto puede parecer confuso, refleja la versatilidad requerida en la resolución de problemas químicos, ya que algunas situaciones se prestan mejor para un enfoque aritmético, mientras que otras requieren un enfoque algebraico más abstracto. Los autores adaptan sus enfoques para garantizar que los estudiantes puedan comprender y aplicar los conceptos de manera efectiva en una variedad de contextos.
El autor de este texto, sin embargo, no está de acuerdo con esta noción, ya que sostiene que todo lo que se puede hacer aritméticamente también se puede realizar algebraicamente, y argumenta que existen ventajas inherentes en el enfoque algebraico. Entre estas ventajas se incluyen una mayor generalidad, un mayor control de los conceptos y una mayor elegancia matemática.
En su perspectiva, el uso de la notación algebraica no solo permite resolver problemas específicos de manera efectiva, sino que también abre la puerta a una comprensión más profunda y general de los principios subyacentes en la química. Al adoptar una notación algebraica, se puede expresar y analizar relaciones cuantitativas en un marco más abstracto, lo que facilita la adaptación a una variedad de situaciones y la formulación de conceptos químicos de manera más elegante y poderosa.
Es importante reconocer que esta diferencia de opiniones refleja una cuestión pedagógica y filosófica en la enseñanza de la química. Algunos autores y educadores prefieren una aproximación predominantemente aritmética para simplificar la presentación de los conceptos, mientras que otros defienden la utilización de la notación algebraica como una herramienta para una comprensión más profunda y un enfoque más unificado en la química. Ambos enfoques tienen sus méritos, y la elección de uno sobre otro a menudo depende de los objetivos educativos y del estilo de enseñanza.
Dado lo anterior, en este curso priorizaremos el uso de la notación algebraica, aunque expondremos ambas técnicas en los capítulos que tradicionalmente han utilizado las técnicas aritméticas. En este momento, nos centraremos en la ecuación que define la densidad, la cual, tanto desde la tradición como desde la perspectiva de este curso, se abordará utilizando notación algebraica.
Esta elección refleja nuestro compromiso con una comprensión más profunda de los conceptos químicos y la promoción de un enfoque matemático más general y elegante en el estudio de la química. Sin embargo, reconocemos la importancia de familiarizar a los estudiantes con ambas técnicas, ya que ambas tienen su lugar en el arsenal de herramientas que los químicos utilizan para resolver problemas y comprender fenómenos químicos.
5.11 Subíndices
Las ecuaciones físicas o químicas se distinguen de las ecuaciones algebraicas puras en el sentido de que los términos pueden estar constituidos por más de un símbolo. Por ejemplo, \(V(i)\) o \(V_i\) se consideran como un solo término y se interpretan físicamente como el volumen medido en el cuerpo i. Esto es válido si estamos hablando de "\(V\)" definido como volumen. De manera similar, si "\(V\)" se define como voltaje, entonces \(V(i)\) o \(V_i\) representan el voltaje en el cuerpo i.
Los subíndices o paréntesis no solo nos indican a qué estamos midiendo, sino que también pueden proporcionar información adicional, como el estado del tiempo. Si utilizamos un subíndice continuo, como "t = 15 min," esto nos informa que estamos considerando una medición en un contexto continuo a lo largo de un período de 15 minutos. Por otro lado, si los subíndices son discretos, podemos hablar de estados inicial y final, lo que indica que estamos considerando mediciones puntuales en momentos específicos.
Los cambios discretos inicial y final son de gran relevancia tanto en física como en química, y cuando nuestro interés se centra únicamente en estos, se refiere a un cambio de estado del sistema. Usualmente, para denotar el valor inicial de un parámetro, se utiliza un subíndice cero (y ocasionalmente un superíndice), mientras que el valor final se representa sin ninguna marca. De esta manera, podemos definir que la masa inicial de Pepito se puede escribir como \(m(pepito)_o\) o \(m_{o,pepito}\).
Esta notación es especialmente útil para describir situaciones en las que queremos destacar el estado inicial y final de un sistema, lo que es esencial para el análisis de procesos y cambios en la física y la química. Al usar subíndices y superíndices de esta manera, podemos seguir la evolución de los parámetros a lo largo de un proceso y determinar cómo cambian con el tiempo o bajo ciertas condiciones.
5.12 La densidad como un axioma lineal y sus propiedades matemáticas
La ecuación de la densidad es un ejemplo de un axioma, es decir, una definición aceptada como un principio fundamental que no se cuestiona y no puede demostrarse a partir de otros conceptos. Simplemente hemos decidido, por conveniencia y utilidad, que al dividir la masa entre el volumen de una sustancia, obtenemos una proporción significativa que llamamos densidad y la representamos con el símbolo "\(\rho\)".
Los axiomas son fundamentales en la ciencia y las matemáticas porque establecen las bases sobre las cuales se construyen teorías y modelos. En el caso de la densidad, este axioma proporciona una forma esencial de cuantificar la relación entre la masa y el volumen de una sustancia, lo que es de gran importancia en disciplinas como la física, la química y la ingeniería.
Las propiedades matemáticas de la densidad son igualmente importantes. La densidad es una cantidad física que se comporta de acuerdo con principios matemáticos específicos. Por ejemplo, la densidad es una propiedad intensiva, lo que significa que no depende de la cantidad de sustancia presente. Además, la densidad es una cantidad escalar y, por lo tanto, puede operarse de acuerdo con las reglas matemáticas usuales para escalares.
Las constantes, como su nombre sugiere, generalmente no varían entre los estados inicial y final de un sistema. Esta característica invariante de las constantes permite igualar ecuaciones y establecer reglas de tres algebraicas que nos permiten comparar o predecir un parámetro final en función de los parámetros iniciales y el parámetro final restante.
Este enfoque algebraico es fundamental para el análisis y la resolución de problemas en la física y la química, ya que nos permite relacionar de manera cuantitativa diferentes variables en un sistema en evolución. Al utilizar constantes, podemos simplificar y generalizar las relaciones matemáticas, lo que facilita la predicción y la comprensión de cómo ciertas cantidades evolucionan en función de otras.
Un escalar es una forma más técnica de referirse a cantidades físicas que no tienen una dirección específica, es decir, no poseen un ángulo asociado. Los escalares son lo contrario de los vectores, donde sí existe una dirección clara que se puede medir o parametrizar mediante un ángulo. En términos más simples, los escalares se operan utilizando las reglas que normalmente se aprenden en un curso de álgebra básica, mientras que para trabajar con vectores, es necesario comprender conceptos de trigonometría básica para manejar las direcciones y los ángulos asociados.
La relación entre la densidad, la masa y el volumen ofrece una perspectiva intrigante de cómo se conectan las propiedades físicas con la notación algebraica. Cuando abordamos la densidad como una propiedad intensiva, podemos expresar la ecuación de masa en términos de "y = mx," donde "y" representa la masa \(m\), "x" el volumen \(V\) y "m" simboliza la densidad \(\rho\). En esta representación, el intercepto, que es igual a 0, nos lleva a una interpretación fascinante: la ausencia de masa implica que ese espacio está desprovisto de la sustancia en cuestión.\[m_i=\rho \cdot V\]
Es importante recordar que al despejar un parámetro en una ecuación, debemos seguir un proceso ordenado. En primer lugar, aislar el parámetro que deseamos despejar. Luego, observamos cómo otros parámetros pueden estar interactuando con él en la ecuación. A continuación, trasladamos el parámetro al otro lado de la igualdad mediante una operación inversa, asegurando que la igualdad se mantenga en todo momento.
En el caso de la ecuación de la densidad, que es relativamente simple, si nuestro objetivo es despejar la masa \(m\), nos enfocamos en el volumen \(V\), el cual se encuentra en el denominador de la ecuación. Para despejar la masa, multiplicamos ambos lados de la ecuación por el volumen \(V\). Este paso elimina la división y, como resultado, obtenemos una expresión que relaciona directamente la masa con la densidad y el volumen. Este procedimiento es esencial en matemáticas y ciencias, y es particularmente relevante en el contexto de ecuaciones físicas y químicas, ya que nos permite resolver problemas y comprender las relaciones cuantitativas de manera efectiva.
Este concepto es fundamental en la notación algebraica, ya que va más allá de los valores numéricos y nos permite profundizar en la filosofía subyacente de los fenómenos. Al regresar a la ecuación "y = mx," observamos que la definición de la densidad se ajusta a las reglas matemáticas de las líneas rectas, lo que implica una relación de proporcionalidad ascendente. En otras palabras, si el volumen aumenta, la masa también aumenta de manera proporcional, manteniendo constante la densidad de la sustancia.
Esta noción de proporcionalidad directa entre el volumen y la masa es esencial para comprender cómo diferentes sustancias se comportan en términos de su densidad. Además, nos permite apreciar cómo la notación algebraica puede enriquecer nuestra comprensión de los conceptos científicos, y no solo servir como una herramienta para cálculos numéricos. Al adoptar esta perspectiva filosófica, podemos ir más allá de los números y explorar el significado intrínseco de las relaciones matemáticas en el contexto de las propiedades físicas.
5.12 La densidad y el análisis dimensional
Las unidades fundamentales para la masa son el kilogramo, y para el volumen, el metro cúbico. Sin embargo, en la práctica, la densidad se expresa con mayor conveniencia en unidades como gramos sobre litro (g/L), kilogramos sobre litro (kg/L) o gramos sobre mililitro (g/mL). A veces, nos encontramos en situaciones donde necesitamos la densidad en ciertas unidades específicas, pero la información en la literatura nos la proporciona en otras unidades. En cualquier caso, el análisis dimensional es fundamental para comprender la densidad, ya que esta se define como una relación entre la unidad de masa y la unidad de volumen.
Además, la forma en que interpretamos estas unidades compuestas tipo cociente puede resultar compleja. Cuando traducimos de manera simplista desde el inglés per, como "por" en lugar de "sobre," podríamos transmitir una idea errónea de multiplicación, cuando en realidad estamos hablando de una división. Por esta razón, la forma correcta de leer estas unidades en español es "sobre," como en "gramos sobre litro" (g/L). Sin embargo, dado que la traducción directa desde el inglés es bastante común, es importante acostumbrarse a realizar la interpretación adecuada para evitar confusiones.
El desafío surge cuando necesitamos realizar conversiones de densidad de una unidad a otra, según lo que resulte más conveniente para nuestro análisis o aplicación. La conversión de unidades de densidad se vuelve importante para asegurar que los cálculos y mediciones sean coherentes y útiles en diversos contextos.
La forma tradicional de resolver un escenario de conversión de unidades para densidades implica el uso de factores de conversión anidados. Sin embargo, es importante destacar que los mismos resultados se pueden obtener mediante una técnica algebraica en la que reemplazamos las unidades o los prefijos decimales por sus definiciones fundamentales. Por ejemplo, podemos expresar "mg" como "\(10^{-3}\) g" directamente, sin necesidad de utilizar un factor de conversión adicional. Cuando aplicamos esta técnica, estamos utilizando la expresión "reemplazo por definición.". Observemos los siguientes ejemplos.
Ejemplo. Realizar las siguientes conversiones: Convertir 2.8 mg /mL a g/mL. Convertir 1.5 mg /mL a mg/L. Convertir 7.3 mg /mL a g/L.
Ejemplo. Realizar las siguientes conversiones: Convertir 2.8 mg /mL a g/mL. Convertir 1.5 mg /mL a mg/L. Convertir 7.3 mg /mL a g/L.
5.13 Regla de tres analítica
En algunas ocasiones, necesitamos realizar comparaciones asumiendo que la densidad es constante. Para lograr esto, podemos utilizar dos estrategias. En primer lugar, podemos igualar las ecuaciones, despejando la densidad en cada una de ellas. Esto se aplica a dos ecuaciones medidas en dos cuerpos (que pueden ser diferentes; en ese caso, modificamos las identidades en los subíndices) o en cuerpos que han experimentado un cambio de estado físico debido a algún tratamiento, como calentamiento o congelación. En este último caso, etiquetamos los estados inicial y final sin identificar la sustancia en particular. Al igualar las dos ecuaciones por la densidad y resolverlas, obtenemos una ecuación de cuatro términos, comúnmente denominada regla de tres. Esto se debe a que disponemos de tres datos conocidos para determinar la incógnita.
La segunda alternativa consiste en dividir la ecuación del estado final por sí misma, lo que permite cancelar analíticamente la constante densidad. En ambos casos, obtendremos una ecuación de cuatro términos que se conoce como regla de tres, ya que disponemos de tres datos conocidos para resolver la incógnita de manera efectiva.\[\frac{m_i}{V_i}=\frac{m_j}{V_j}\]Eq 5.2. Dos cuerpos de densidad semejante. \[\frac{m_i}{V_i}=\frac{m_{oi}}{V_{oi}}\]Eq 5.2. Un cuerpo de densidad constante que ha pasado por un cambio de masa o de volumen.
5.14 Cifras significativas
Las cifras significativas en multiplicaciones y divisiones dependen de las cifras de los datos originales que tengan menos cifras significativas. Por ejemplo, si el valor con menos cifras significativas es 2.8 (que tiene dos cifras), y el resultado en la calculadora es 75.4 (que tiene tres cifras), es necesario aplicar un redondeo. La regla de redondeo establece que si el primer dígito no redondeado después de la cifra significativa más pequeña es 5 o mayor, se incrementa el valor relativo de la cifra significativa más pequeña. En caso contrario, no se modifica. En nuestro ejemplo, el redondeo resultaría en un valor de 75.
5.15 Notación científica y singularidades
Una singularidad es un concepto fascinante en la física que se produce en situaciones extremas, como cuando la masa es extraordinariamente alta, como en el Big Bang, o cuando el volumen es extraordinariamente pequeño, como en una estrella colapsando gravitatoriamente. En tales casos, los valores de densidad se vuelven astronómicamente altos, lo que hace necesario recurrir a la notación científica para expresarlos de manera cómoda y comprensible. La notación científica nos permite representar estos números extremadamente grandes o pequeños de manera más manejable al descomponerlos en una mantisa y un exponente.
La densidad, en particular, se vuelve un parámetro crítico en estas circunstancias. Representa la relación entre la masa y el volumen, y su magnitud se dispara en situaciones singulares como las mencionadas anteriormente. Esto se convierte en un desafío no solo para la representación, sino también para la comprensión de los fenómenos físicos en juego. Las singularidades, ya sea en el contexto del Big Bang o de un colapso estelar, nos confrontan con condiciones físicas extraordinarias y nos empujan a utilizar herramientas como la notación científica para tratar de abordar su comprensión y descripción.
Para comprender mejor la aplicación de la notación científica en situaciones extremas, consideremos el caso de una estrella de neutrones, una de las entidades cósmicas más densas conocidas. Una estrella de neutrones es el remanente denso y altamente compacto de una supernova, donde la materia ha sido comprimida a niveles inimaginables. Su densidad es extraordinariamente alta y se expresa en notación científica para hacerla manejable. Para calcular la densidad de una estrella de neutrones, podríamos tener valores de masa en torno a 1.4 veces la masa del Sol: 2 800 000 000 000 000 000 000 000 000 000 kg o 2.8 pentallones de kilogramos. Para no tener que usar la palabra pentallón, lo que hacemos es expresar el punto decimal y moverlo tantas posiciones a la izquierda sean necesarias para que expresemos una sola unidad y el resto decimales, la cantidad de veces que movimos el decimal se vuelve el exponente de una base 10, por lo que la masa del sol 1.4 veces es de \(2.8 \times 10^{30}\) kg. El volumen de una estrella es grande, pero no tanto, \(1.0 \times 10^{6}\) m3, lo cual es solo diez veces mas grande que un estadio de futbol grande.
Aplicando la notación científica, la densidad resultante de una estrella de neutrones podría ser del orden de \(2.8 \times 10^{17}\) kg/m³, un valor que se torna comprensible y manejable gracias a esta notación, permitiéndonos apreciar la increíble densidad de estos objetos cósmicos, comprensible en el hecho de tener algo mas masivo que el sol en un volumen solo un poco mas grande que un estadio de Futbol. Este ejemplo ilustra cómo la notación científica es esencial para describir y comprender las densidades extremas que se encuentran en el universo.
La notación científica positiva generalmente se utiliza para representar objetos con valores extremadamente grandes. Sin embargo, cuando asignamos un exponente negativo en la notación científica, estamos efectivamente dividiendo en lugar de multiplicar. Esta notación se emplea principalmente para expresar valores extraordinariamente pequeños. Para ilustrar este concepto, consideremos un cuerpo celeste con parámetros de masa y volumen ridículamente bajo como el átomo de hidrógeno.
La densidad de un átomo de hidrógeno se puede calcular dividiendo su masa por su volumen. Sin embargo, dado que los átomos son extremadamente pequeños, la densidad de un solo átomo de hidrógeno es sorprendentemente baja. La masa de un átomo de hidrógeno es de aproximadamente \(1.67 \times 10^{-27}\) kilogramos (kg), y su volumen típico se encuentra en el rango de picómetros (pm), que equivale a \(2.39 \times 10^{-25}\) metros cúbicos (m3). Al calcular la densidad obtenemos \(6.98 \times 10^{-3}\) kg/m3, o \(6.98 \times 10^{-6}\) g/mL lo que es una densidad bastante baja, pero no astronómicamente baja.
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.8. (a) ¿Cuántas cifras significativas se deben informar para el volumen de la barra de metal que se muestra aquí? (b) Si la masa de la barra es de 104.72 g, ¿cuántas cifras significativas se deben informar cuando se determina su densidad utilizando el volumen calculado? [Sección 1.5] [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.17. Una sustancia blanca sólida A se calienta fuertemente en ausencia de aire. Se descompone para formar una nueva sustancia blanca B y un gas C. El gas tiene exactamente las mismas propiedades que el producto obtenido cuando el carbón se quema en un exceso de oxígeno. Con base en estas observaciones, ¿podemos determinar si los sólidos A y B y el gas C son elementos o compuestos? Explique sus conclusiones para cada sustancia. [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.18. Estás caminando por las montañas y encuentras una pepita de oro brillante. Podría ser el elemento oro, o podría ser el "oro de los tontos", que es el apodo de la pirita de hierro, FeS2. ¿Qué tipo de experimentos se podrían hacer para determinar si la pepita brillante es realmente oro? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.19 En el proceso de intentar caracterizar una sustancia, un químico hace las siguientes observaciones: La sustancia es un metal lustroso de color blanco plateado. Se funde a 649 °C y hierve a 1105 °C. Su densidad a 20 °C es de 1.738 g/cm3. La sustancia arde en el aire, produciendo una luz blanca intensa. Reacciona con cloro para dar un sólido blanco quebradizo. La sustancia se puede machacar en láminas delgadas o estirar en alambres. Es un buen conductor de la electricidad. ¿Cuáles de estas características son propiedades físicas y cuáles son propiedades químicas? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.29a. Una muestra de tetracloroetileno, un líquido utilizado en la limpieza en seco que se está eliminando debido a su potencial para causar cáncer, tiene una masa de 40.55 g y un volumen de 25.0 mL a 25 °C. ¿Cuál es su densidad a esta temperatura? ¿El tetracloroetileno flotará en el agua? (Los materiales que son menos densos que el agua flotarán.) [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.29b. El dióxido de carbono (CO2) es un gas a temperatura y presión ambiente. Sin embargo, el dióxido de carbono puede someterse a presión para convertirse en un "fluido supercrítico" que es un agente de limpieza en seco mucho más seguro que el tetracloroetileno. A cierta presión, la densidad del CO2 supercrítico es de 0.469 g/cm3. ¿Cuál es la masa de una muestra de 25.0 mL de CO2 supercrítico a esta presión? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.30. (a) Un cubo de osmio metálico de 1.500 cm de lado tiene una masa de 76.31 g a 25 °C. ¿Cuál es su densidad en g/cm3 a esta temperatura? (b) La densidad del titanio metálico es de 4.51 g/cm3 a 25 °C. ¿Qué masa de titanio desplaza 125.0 mL de agua a 25 °C? (c) La densidad del benceno a 15 °C es 0.8787 g/mL. Calcula la masa de 0.1500 L de benceno a esta temperatura. [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.31 (a) Para identificar una sustancia líquida, un estudiante determinó su densidad. Usando un cilindro graduado, midió una muestra de 45 mL de la sustancia. Luego midió la masa de la muestra y descubrió que pesaba 38.5 g. Sabía que la sustancia tenía que ser alcohol isopropílico con una densidad de 0.785 g/mL o tolueno con una densidad de 0.866/mL. ¿Cuáles son la densidad calculada y la identidad probable de la sustancia? (b) Un experimento requiere 45,0 g de etilenglicol, un líquido cuya densidad es 1,114 g/mL. En lugar de pesar la muestra en una balanza, un químico elige dispensar el líquido usando un cilindro graduado. ¿Qué volumen del líquido debe usar? (c) ¿Es probable que un cilindro graduado como el que se muestra en la figura 1.19 proporcione la precisión de medición necesaria? (d) Una pieza cúbica de metal mide 5,00 cm en cada borde. Si el metal es níquel, cuya densidad es de 8.90 g/cm3, ¿cuál es la masa del cubo? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.32 (a) Después de que se cayó la etiqueta de una botella que contenía un líquido transparente que se creía que era benceno, un químico midió la densidad del líquido para verificar su identidad. Una porción de 25.0 mL del líquido tenía una masa de 21,95 g. Un manual de química enumera la densidad del benceno a 15 °C como 0.8787 g/mL. ¿La densidad calculada está de acuerdo con el valor tabulado? (b) Un experimento requiere 15,0 g de ciclohexano, cuya densidad a 25 °C es de 0,7781 g/mL. ¿Qué volumen de ciclohexano se debe usar? (c) Una bola esférica de plomo tiene un diámetro de 5.0 cm. ¿Cuál es la masa de la esfera si el plomo tiene una densidad de 11,34 g/cm3? (El volumen de una esfera es 14>32pr3, donde r es el radio.) [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.34. El silicio para chips de computadora se cultiva en cilindros grandes llamados "bolas" que tienen 300 mm de diámetro y 2 m de largo, como se muestra. La densidad del silicio es de 2.33 g/cm3. Las obleas de silicio para hacer circuitos integrados se cortan de una bola de 2.0 m y suelen tener un grosor de 0.75 mm y un diámetro de 300 mm. (a) ¿Cuántas obleas se pueden cortar de una sola bolita? (b) ¿Cuál es la masa de una oblea de silicio? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.55 La densidad del aire a presión atmosférica ordinaria y 25 °C es 1.19 g/L. ¿Cuál es la masa, en kilogramos, del aire en una habitación que mide 14.5 pies x 16.5 pies x 8.0 pies? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.56 La concentración de monóxido de carbono en un apartamento urbano es de 48 mg/m3. ¿Qué masa de monóxido de carbono en gramos está presente en una habitación que mide 10.6 pies x 14.8 pies x 20.5 pies? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.57 El oro se puede martillar en láminas extremadamente delgadas llamadas pan de oro. Un arquitecto quiere cubrir un techo de 100 pies x 82 pies con pan de oro de cinco millonésimas de pulgada de espesor. La densidad del oro es 19.32 g/cm3 y el oro cuesta $1654 por onza troy (1 onza troy = 31.1034768 g). ¿Cuánto le costará al arquitecto comprar el oro necesario? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.58 Una refinería de cobre produce un lingote de cobre que pesa 150 lb. Si el cobre se convierte en alambre cuyo diámetro es de 7.50 mm, ¿cuántos pies de cobre se pueden obtener del lingote? La densidad del cobre es 8.94 g/cm3. (Suponga que el alambre es un cilindro cuyo volumen V = πr2h, donde r es su radio y h es su altura o longitud). [Solución]
6. Algunos instrumentos de laboratorio de química
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos] Un laboratorio es una instalación que proporciona condiciones controladas en las que se pueden realizar investigaciones, experimentos y mediciones científicas o tecnológicas. Los servicios de laboratorio se brindan en una variedad de entornos: consultorios médicos, clínicas, hospitales y centros de referencia regionales y nacionales.
La organización y el contenido de los laboratorios están determinados por los diferentes requisitos de los especialistas que trabajan en ellos. Un laboratorio de física podría contener un acelerador de partículas o una cámara de vacío, mientras que un laboratorio de metalurgia podría tener aparatos para fundir o refinar metales o para probar su resistencia. Un químico o biólogo podría usar un laboratorio húmedo, mientras que el laboratorio de un psicólogo podría ser una habitación con espejos unidireccionales y cámaras ocultas para observar el comportamiento. En algunos laboratorios, como los que suelen utilizar los informáticos, las computadoras (a veces supercomputadoras) se utilizan para simulaciones o para el análisis de datos. Los científicos de otros campos seguirán utilizando otros tipos de laboratorios. Los ingenieros también utilizan laboratorios para diseñar, construir y probar dispositivos tecnológicos.
El laboratorio más antiguo según la evidencia actual es un laboratorio casero de Pitágoras de Samos, el conocido filósofo y científico griego. Este laboratorio se creó cuando Pitágoras realizó un experimento sobre los tonos del sonido y la vibración de las cuerdas (Schepkowski, Burghardt, & Ferdinand, 2020).
La investigación en equipos comenzó en el siglo XIX y en el siglo XX se desarrollaron muchos tipos nuevos de equipos de laboratorio altamente especializados (Lowe, 2015), aunque el equipo de los laboratorios escolares data de la era de la alquímica árabe y helenística (Chalupa & Nesměrák, 2021; Thompson, 2002). A continuación, describiremos algunos de los instrumentos de laboratorio más básicos.
6.1 Matraz Erlenmeyer
Un matraz Erlenmeyer, también conocido como matraz cónico o matraz de titulación, es un tipo de matraz de laboratorio que presenta un fondo plano, un cuerpo cónico y un cuello cilíndrico. Lleva el nombre del químico alemán Emil Erlenmeyer (1825–1909), quien lo creó en 1860.
Figura 6.2. Matraz Erlenmeyer.
Los matraces Erlenmeyer tienen bases anchas, con lados que se estrechan hacia arriba hasta un cuello vertical corto. Pueden graduarse y, a menudo, se usan puntos de vidrio esmerilado o esmalte donde se pueden etiquetar con un lápiz. Se diferencia del vaso de precipitados en su cuerpo cónico y cuello estrecho. Dependiendo de la aplicación, pueden construirse de vidrio o plástico, en una amplia gama de volúmenes.
Figura 6.3. Matraz de Büchner.
La boca del matraz Erlenmeyer puede tener un labio rebordeado que se puede tapar. Alternativamente, el cuello puede estar equipado con vidrio esmerilado u otro conector para usar con tapones más especializados o acoplarlos a otros aparatos. Un matraz Büchner es una modificación de diseño común para la filtración al vacío.
Los lados inclinados y el cuello angosto de este matraz permiten que el contenido del matraz se mezcle por remolino o agitación vigorosa, sin riesgo de derrame, lo que lo hace adecuado para titulaciones colocándolo debajo de la bureta y agregando el solvente y el indicador en el matraz Erlenmeyer. Tales características hacen que el matraz sea adecuado para hervir líquidos. El vapor caliente se condensa en la sección superior del matraz Erlenmeyer, lo que reduce la pérdida de disolvente. Los cuellos estrechos de los matraces Erlenmeyer también pueden soportar embudos de filtración.
6.2 Matraz de precipitados o Beaker
En equipos de laboratorio, un vaso de precipitados es generalmente un recipiente cilíndrico con un fondo plano. La mayoría también tiene un pico pequeño para ayudar a verter, como se muestra en la imagen.
Figura 6.4. Matraz de precipitados o Beaker.
Los vasos de precipitados están disponibles en una amplia gama de tamaños, desde un mililitro hasta varios litros. Un vaso de precipitados se distingue de un matraz por tener lados rectos en lugar de inclinados. La excepción a esta definición es un vaso de precipitados de lados ligeramente cónicos llamado vaso de precipitados de Philips. La forma del vaso de precipitados en general es similar.
Los vasos de precipitados suelen estar hechos de vidrio (hoy en día generalmente vidrio de borosilicato), pero también pueden ser de metal (como acero inoxidable o aluminio) o ciertos plásticos (especialmente polietileno, polipropileno, PTFE). Un uso común de los vasos de precipitados de polipropileno es el análisis espectral gamma de muestras líquidas y sólidas.
6.3 Tubo de ensayo
Un tubo de ensayo, también conocido como tubo de cultivo o tubo de muestra, es una pieza común de material de vidrio de laboratorio que consiste en un tubo de vidrio o plástico transparente con forma de dedo, abierto en la parte superior y cerrado en la parte inferior.
Figura 6.5. Los tubos de ensayo generalmente se colocan en gradillas especiales.
Los tubos destinados a trabajos químicos generales suelen estar hechos de vidrio, en su mayoría vidrio de borosilicato o cuarzo fundido por su relativa resistencia al calor, pueden soportar altas temperaturas de hasta varios cientos de grados centígrados.
Los tubos químicos están disponibles en una multitud de longitudes y anchos, normalmente de 10 a 20 mm de ancho y de 50 a 200 mm de largo. La parte superior a menudo presenta un borde acampanado para ayudar a verter el contenido.
Los químicos utilizan ampliamente los tubos de ensayo para manipular productos químicos, especialmente para experimentos y ensayos cualitativos. Su fondo esférico y sus lados verticales reducen la pérdida de masa durante el vertido, facilitan su lavado y permiten un cómodo control del contenido. El cuello largo y estrecho del tubo de ensayo ralentiza la propagación de gases al medio ambiente.
Los tubos de ensayo son recipientes convenientes para calentar pequeñas cantidades de líquidos o sólidos con un mechero Bunsen o un mechero de alcohol. El tubo generalmente se sujeta por el cuello con una abrazadera o tenazas. Al inclinar el tubo, el fondo puede calentarse a cientos de grados en la llama, mientras que el cuello permanece relativamente frío, lo que posiblemente permita que los vapores se condensen en sus paredes. Un tubo de ebullición es un tubo de ensayo grande diseñado específicamente para hervir líquidos.
Un tubo de ensayo lleno de agua y volcado en un vaso de precipitados lleno de agua se usa a menudo para capturar gases, p. en demostraciones de electrólisis.
6.4 Matraz aforado
Un matraz aforado es un aparato de laboratorio, un tipo de matraz de laboratorio, calibrado para contener un volumen preciso a una temperatura determinada. Los matraces volumétricos se utilizan para diluciones precisas y preparación de soluciones estándar. Estos matraces suelen tener forma de pera, fondo plano y están hechos de vidrio o plástico.
La boca del matraz está provista de una tapa de plástico a presión/rosca o equipada con una junta para acomodar un tapón de PTFE o de vidrio. El cuello de los matraces volumétricos es alargado y estrecho con una marca de graduación anular grabada o afore. La marca de aforo indica el volumen de líquido contenido cuando se llena hasta ese punto. La marca normalmente se calibra "para contener" a 20 °C y se indica correspondientemente en una etiqueta junto con su incertidumbre. La etiqueta del matraz también indica el volumen nominal, la tolerancia, la clase de precisión, el estándar de fabricación correspondiente y el logotipo del fabricante. Los matraces volumétricos son de varios tamaños y contienen desde 1 mililitro hasta 20 litros de líquido.
6.5 Probeta
Una probeta graduada, también conocida como probeta mezcladora, es una pieza común del equipo de laboratorio que se utiliza para medir el volumen de un líquido.
Figura 6.7. Aunque menos precisas que un balón aforado, permiten medir una mayor diversidad de volúmenes.
Tiene una forma cilíndrica estrecha. Cada línea marcada en el cilindro graduado representa la cantidad de líquido que se ha medido.
6.6 Pipetas
Se utiliza para medir volúmenes específicos, y dependiendo de los usos tienen diversos diseños. (1) Pipeta graduada: Se puede utilizar para cualquiera de las marcas dadas a lo largo de su lado. Tenga en cuenta que hay una pipeta TD y una TC que se muestran en la figura de la derecha. (2) Pipeta volumétrica: Extremadamente preciso, pero solo se usa para un volumen. (3) Pipeta Pasteur: Se utilizan para volúmenes muy pequeños pero no específicos
Figura 6.8. Varios tipos de pipetas.
La cristalería To Deliver (TD) mide la cantidad exacta medida desde la línea después de permitir que el contenido se vierta naturalmente usando la gravedad fuera de la punta. La cristalería para contener (TC) requiere medir tanto un volumen inicial como un volumen final para medir cuánto se eliminó del volumen contenido original.
6.7 Bureta
Una bureta es un tubo de vidrio graduado con un grifo en un extremo, para entregar volúmenes conocidos de un líquido, especialmente en titulaciones. Es un tubo largo de vidrio graduado, con una llave de paso en su extremo inferior y un tubo capilar cónico en la salida de la llave de paso. El flujo de líquido desde el tubo hasta la punta de la bureta está controlado por la válvula de llave de paso. Hay dos tipos principales de bureta; la bureta volumétrica y la bureta de pistón.
Figura 6.9. Modelo de una bureta.
Una bureta volumétrica entrega volúmenes medidos de líquido. Las buretas de pistón son similares a las jeringas, pero con un orificio de precisión y un émbolo. Las buretas de pistón se pueden operar manualmente o se pueden motorizar. Una bureta de peso entrega pesos medidos de un líquido.
6.8 Embudo
Se utiliza para ayudar en la transferencia de líquidos, también se puede equipar con filtros de papel para filtrar por gravedad una mezcla heterogénea.
Figura 6.10. Embudo de vidrio.
Tenga cuidado al usar un embudo, ya que puede hacer que agregue más líquido del que pretende.
6.9 Vidrio de reloj
Se utiliza para evaporar un líquido, para calentar pequeñas porciones de una sustancia, o para medir masas de sustancias en una balanza de precisión digital.
Figura 6.11. Vidrio de reloj.
A menudo se usa para cubrir vasos de precipitados con NaOH para evitar una reacción excesiva con el CO2 en la atmósfera.
7. Algunos procedimientos de laboratorio
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos]
7.1 Pulverización
Mediante esta operación se reducen de tamaño las sustancias que se han de someter reacción, disponiéndolas así mejor a la acción de los reactivos y los disolventes, pues cuanto mayor sea la superficie expuesta mayor será la velocidad con que se logran panes procesos. Para esta operación se emplean los morteros y de acuerdo con las características del material para reducir se utilizan morteros de porcelana, vidrio, hierro, o ágata. A la pulverización se une frecuentemente la técnica de tamizado para clasificar las partículas para regresar al mortero las partículas de mayor tamaño.
Figura 7.1. Mortero de porcelana.
7.2 Dispersión o disolución
Por dispersión se entiende la incorporación de un cuerpo por otro. Cada cuerpo puede estar en uno cualquiera de sus tres estados y aquí la variedad de dispersiones, pero la más importante en los laboratorios son aquellas en las que interviene un líquido, debido a su facilidad de control. Cuando el líquido disperso es oleaginoso, como el aceite o la gasolina, la dispersión recibe el nombre de emulsión. Una disolución de un sólido, un líquido o un gas en un líquido llamado disolvente o solvente puede generar un líquido homogéneo llamado disolución.
Sin embargo, algunas sustancias que se disuelven en cualquier cantidad como por ejemplo el alcohol y el agua no generan inconveniente en llamar a soluto o solvente a cualquiera de las dos sustancias mezcladas, lo más común es llamar soluto al que se encuentra en menor proporción en volumen o en masa.
Cuando se desea probar la solubilidad de una sustancia en otra, se debe efectuar en un tubo de ensayo o de reloj con mínimas cantidades de soluto, e idealmente a diferentes temperaturas ensayos de prueba. Las disoluciones pueden ser divididas en diluidas, concentradas o saturadas según qué el solvente contenga disuelta poca, mucha o la cantidad justa de soluto, de la cual es capaz de contener, a la temperatura en que se hace la operación.
7.3 Precipitación
Mediante esta operación separamos una sustancia de otra en forma sólida insoluble, valiéndonos de la adición de un reactivo adecuado llamado precipitante, aunque también se puede realizar alterando la temperatura de una disolución.
Es una técnica comúnmente empleada para el reconocimiento de las sustancias y se lleva a cabo en un tubo de ensayo agregando el reactivo en pequeñas proporciones y agitando vigorosamente el tubo de ensayo en el que tiene lugar la reacción
7.4 Filtración
La filtración es una técnica semejante al tamizado, solo que el filtro tiene poros más pequeños que un tamiz, permitiendo separar un líquido de un sólido.
Para tal efecto se requiere de una fuerza externa que normalmente es la gravedad, aunque también se puede emplear un vacío generado por un émbolo para absorber el líquido de la suspensión sólida. Otros tipos de filtración permiten separar disoluciones empleando filtros más pequeños, junto con otras propiedades magnéticas y vacío.
7.5 Decantación
La decantación es un método físico utilizado para la separación de mezclas heterogéneas, el cual se usa para separar un sólido o un líquido de uno o dos líquidos de diferente densidad y polaridad. Es un proceso importante en el tratamiento de las aguas residuales.
No debe ser confundida con la separación gravitatoria, que es la separación por gravedad de los sólidos suspendidos en el agua (como la arena y la materia orgánica). Existen diferentes tipos de decantación: (a) Decantación sólido-líquido: Se utiliza cuando un componente sólido se encuentra en suspensión en un líquido. (b) Decantación líquido-líquido: se separan líquidos que no pueden mezclarse y tienen densidades diferentes; el líquido más denso se acumula en la parte inferior del sistema. En el laboratorio se usa un embudo de bromo, también conocido como embudo de decantación, o incluso, embudo de separación.
En un sistema formado por agua y aceite, por ejemplo, el agua, por ser más densa, se ubica en la parte inferior del embudo y está separada, abriendo una llave de paso de forma controlada.
Es importante controlar la velocidad con la que caen los líquidos, esto con el fin de garantizar la pureza de ambas sustancias.
7.6 Evaporación y cristalización
La evaporación o vaporización consiste en pasar un líquido a vapor. Puede realizarse a la temperatura ambiente o a una mayor. Si se hierve la disolución, el proceso pasa a denominarse ebullición.
La evaporación se emplea frecuentemente con el objetivo de concentrar el soluto siempre y cuando éste no sea volátil, también puede ser considerada una técnica de purificación si se evapora todo el solvente y el recipiente conserva únicamente el soluto no evaporado que se cristaliza a un estado sólido, proceso que ocurre naturalmente en ciertos lagos salinos como el Mar Muerto o el lago Natron.
Este proceso es muy común en la obtención de cristales salinos. los recipientes adecuados para esta operación deben ser de boca ancha como los vasos de precipitado beaker.
7.7 Destilación
En caso de que el soluto sea más volátil que el solvente, si se calienta el recipiente la mayoría del vapor es el soluto, por lo que este vapor debe ser capturado y condensado por medio de un tubo de enfriamiento o condensador en un aparato llamado alambique.
Figura 7.8. Montaje de laboratorio de un alambique para destilación.
La destilación es más eficiente entre mayor sea la diferencia de punto de ebullición de las dos sustancias, donde aquella con menor punto de ebullición se concentra más efectivamente, aun cuando su concentración inicial sea menor. Debido a la acumulación de presión en el alambique es conveniente controlar bla temperatura y presión del sistema para evitar riesgos de explosión, algo muy común en las destilerías ilegales de alcohol adulterado.
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.23. Sugiera un método para separar cada una de las siguientes mezclas en dos componentes: (a) azúcar y arena, (b) aceite y vinagre. [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.24. Tres vasos de precipitados contienen líquidos transparentes e incoloros. Un vaso de precipitados contiene agua pura, otro agua salada y otro agua azucarada. ¿Cómo puedes saber qué vaso es cuál? (¡No se permiten degustaciones!) [Solución]
8. Sustancias puras e impuras
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos] Además de su clasificación por estado físico, la materia también puede clasificarse en términos de su composición química como sustancia pura o como mezcla.
8.1 Sustancias puras
Una sustancia pura es un tipo único de materia que no puede separarse en otros tipos de materia por ningún medio físico. Todas las muestras de una sustancia pura contienen solo esa sustancia y nada más. El agua pura es agua y nada más. La sacarosa pura (azúcar de mesa) contiene solo esa sustancia y nada más. Una sustancia pura siempre tiene una definición y composición constante. Esta composición invariante dicta que las propiedades de una sustancia pura son siempre las mismas bajo un conjunto dado de condiciones. Colectivamente, estas propiedades físicas y químicas definidas y constantes constituyen el medio por el cual identificamos la sustancia pura. Distinguimos dos categorías de sustancias puras, los compuestos y los elementos
Para comprender las diferencias fundamentales entre elementos y compuestos, debemos comenzar con un preconcepto importante: la teoría atómica. En esta etapa inicial, asumiremos que la teoría atómica es cierta, aunque su justificación completa requeriría un estudio más profundo. Según esta teoría, la materia está compuesta por entidades discretas que llamamos moléculas y átomos.
Para simplificar, imaginemos que los átomos son esferas perfectas, cada uno con sus propias propiedades físicas y químicas. Estos átomos tienen la capacidad de unirse entre sí para formar dos tipos de estructuras: compuestos y elementos alotrópicos. Cuando los átomos se unen, algunas de sus propiedades cambian, y emergen nuevas características debido a las interacciones entre átomos. Como resultado, las moléculas resultantes pueden exhibir propiedades que son distintas de las de sus átomos constituyentes.
Cuando una molécula está formada por átomos de diferentes elementos, la llamamos "compuesta". Por otro lado, si una molécula está compuesta por átomos del mismo elemento, la denominamos "elemento". Reconocemos cada elemento mediante una representación simbólica que utiliza círculos de diferentes colores. Por convención, el hidrógeno se representa en gris, el nitrógeno en azul, el carbono en negro, los elementos del grupo del cloro en verde, el oxígeno en rojo y el azufre en amarillo.
Esta representación nos ayuda a identificar y distinguir cada elemento, aunque pueda parecer que algunos nombres sean poco imaginativos. Por el momento, centrémonos en la idea de que cada elemento posee una identidad única, simbolizada por estos círculos de colores distintos. Este es un punto de partida fundamental para entender la química de elementos y compuestos.
8.1.1 Compuestos
Los compuestos son sustancias químicas puras que se forman a través de la unión de átomos de diferentes elementos en proporciones definidas. Estos átomos se combinan químicamente para crear moléculas con propiedades y características distintas a las de los elementos individuales que los componen. Esta unión química se establece a través de enlaces químicos, y puede ocurrir de varias maneras, siendo los enlaces covalentes y los enlaces iónicos los más comunes.
Un ejemplo clásico de un compuesto es el agua \(\mathrm{H}_2\mathrm{O}\). El agua está compuesta por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Cuando estos átomos se combinan, forman una molécula de agua que tiene propiedades únicas, como la capacidad de disolver muchas sustancias, la tensión superficial y la capacidad de absorber y liberar calor, entre otras.
Los compuestos pueden ser orgánicos o inorgánicos. Los compuestos orgánicos están compuestos principalmente por carbono y elementos relacionados, como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre. Son comunes en los seres vivos y en muchas sustancias químicas sintéticas. Ejemplos de compuestos orgánicos incluyen la glucosa, los aminoácidos y los hidrocarburos.
Los compuestos inorgánicos, por otro lado, no contienen carbono-hidrógeno (enlaces carbono-hidrógeno), y pueden incluir sustancias como el agua, el cloruro de sodio (sal común), el dióxido de carbono y muchos otros compuestos que no están asociados con los seres vivos.
Los compuestos pueden ser ionicos o covalentes. Las sustancias iónicas, por un lado, se caracterizan por una alta solidez y cristalización, lo que las hace sólidas en condiciones normales. Tienen puntos de ebullición y fusión elevados, lo que significa que necesitan temperaturas significativamente altas para cambiar de estado. Además, estas sustancias tienden a tener una baja volatilidad, lo que significa que no se evaporan fácilmente. Cuando se disuelven en agua, muchas sustancias iónicas son buenas conductoras de electricidad debido a la presencia de iones libres que pueden transportar una corriente eléctrica. También son, en su mayoría, solubles en agua debido a la atracción de los iones por las moléculas de agua. Además, las sustancias iónicas, como los cristales de sal común (cloruro de sodio, \(\mathrm{NaCl}\)), a menudo son sólidas y pueden ser duras.
Por otro lado, las sustancias covalentes tienden a ser más volátiles y tienen puntos de ebullición y fusión más bajos en comparación con las sustancias iónicas. Esto significa que pueden existir en forma de gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión relativamente bajos a temperaturas normales. A menudo, las sustancias covalentes no conducen electricidad, ya que los electrones están compartidos entre átomos en enlaces covalentes y no hay iones libres para transportar una corriente eléctrica. Ejemplos de sustancias covalentes incluyen el oxígeno molecular \(\mathrm{O}_2\) y el dióxido de carbono (\(\mathrm{C}\mathrm{O}_2\)).
Las sustancias con enlaces polares, a menudo llamadas sustancias covalentes polares, se sitúan en un punto intermedio en términos de sus propiedades. Esto les confiere ciertas propiedades intermedias en comparación con las sustancias iónicas y covalentes puras. Por ejemplo, suelen tener puntos de ebullición y fusión moderados en comparación con los compuestos iónicos y covalentes no polares. Además, algunas de estas sustancias pueden disolverse en agua y conducir electricidad en solución, aunque en menor medida que los compuestos iónicos. Ejemplos de sustancias con enlaces polares incluyen el ácido clorhídrico \(\mathrm{HCl}\) y el amoníaco \(\mathrm{NH_3}\)
8.1.2 Elementos
El concepto de elemento a menudo genera cierta confusión debido a la asociación común con átomos libres, que solo es cierta en el caso de los gases nobles. Para aclarar, un elemento se define como una sustancia que es una entidad macroscópica con propiedades físicas y químicas distintivas. Lo fundamental es que un elemento está compuesto únicamente por átomos homogéneos, lo que significa que todos sus átomos tienen el mismo número atómico, es decir, la misma cantidad de protones en sus núcleos. Esto es lo que le confiere sus propiedades químicas únicas y distinguibles de otros elementos.
Sin embargo, aquí es donde comienza a surgir la complejidad. Los átomos de un elemento pueden o no unirse entre sí para formar moléculas mono elementales. Por ejemplo, el oxígeno (O) y el flúor (F) son dos elementos que forman moléculas diatómicas, como \(\mathrm{O}_2\) y \(\mathrm{F}_2\), respectivamente, en lugar de existir como átomos libres en estado natural. Estas moléculas, aunque formadas por átomos del mismo elemento, aún conservan las propiedades químicas del elemento, pero ahora se presentan en forma de moléculas diatómicas en lugar de átomos individuales.
Además, es importante mencionar la existencia de alotropos. Los alotropos son diferentes formas en las que un mismo tipo de átomo puede unirse consigo mismo para formar estructuras con enlaces químicos distintos. Estas estructuras alotrópicas pueden presentar propiedades físicas contrastantes. Un ejemplo clásico es el carbono, que puede formar alotropos como el grafito y el diamante. El grafito es blando, conductor eléctrico y tiene capas de átomos de carbono dispuestos en una estructura laminar, mientras que el diamante es extremadamente duro, no conduce la electricidad y presenta una estructura cristalina tridimensional.
El azufre es otro ejemplo clásico de un elemento que forma distintos alotropos. En el caso del azufre, puede existir en varias formas alotrópicas, siendo las más comunes el azufre en forma de anillo \(\mathrm{S}_8\) y el azufre en forma de cadena \(\mathrm{S}_4\). Estas son moléculas mono elementales de azufre, pero presentan diferentes estructuras y propiedades físicas.
El azufre en forma de anillo \(\mathrm{S}_8\) se compone de ocho átomos de azufre dispuestos en un anillo. Esta estructura forma cristales que son de color amarillo y sólidos a temperatura ambiente. Tienen un olor característico a azufre. Los enlaces químicos entre los átomos de azufre en el anillo son covalentes, y las moléculas de \(\mathrm{S}_8\) son estables en estas condiciones.
El azufre en forma de cadena \(\mathrm{S}_4\), por otro lado, consiste en una cadena de cuatro átomos de azufre. A diferencia del azufre en forma de anillo, el azufre en forma de cadena es más inestable y tiende a convertirse en azufre en forma de anillo cuando se calienta o se funde. Los enlaces químicos entre los átomos de azufre en la cadena son más débiles y, por lo tanto, la forma de anillo es más estable a temperaturas más bajas.
Estos ejemplos ilustran cómo un mismo elemento, en este caso, el azufre, puede existir en diferentes estructuras alotrópicas, lo que resulta en propiedades físicas contrastantes entre estas formas. Estos cambios en la estructura afectan directamente las propiedades macroscópicas del azufre, lo que subraya la importancia de la alotropía en la química de los elementos.
8.1.3 Elementos metálicos
En el contexto de los elementos metálicos, es importante mencionar que los primeros elementos informados fueron aquellos que exhiben alotropía, es decir, aquellos que pueden formar moléculas. Esto se debió, en parte, al hecho de que los gases, que representan la forma predominante en la que se manifiestan la mayoría de los elementos alotrópicos, resultaron ser el estado de la materia más manejable para un estudio cuantitativo temprano dentro del marco de la teoría atómica.
No obstante, los elementos metálicos representan otra categoría elemental en la que los átomos no se presentan de manera aislada. Aunque, desde una perspectiva matemática y química, tendemos a modelar los metales como entidades monoatómicas independientes, la realidad es que estos átomos metálicos están cohesionados mediante un fenómeno conocido como el enlace metálico. Este tipo de enlace se caracteriza por la liberación parcial de las cargas negativas de los electrones de los átomos metálicos, formando una especie de nube electrónica que los mantiene unidos de manera fuertemente cohesiva.
En consecuencia, los metales se presentan como una categoría única de sustancias puras elementales. No pueden clasificarse ni como compuestos iónicos, ni como compuestos covalentes, ni como compuestos polares. Los metales poseen sus propias características distintivas, en parte debido a la naturaleza especial de su enlace metálico, que los diferencia de otras sustancias químicas.
8.1.4 Elementos como átomos libres e isótopos
En cuanto a los elementos que existen en forma de átomos libres, sin formar moléculas, se destacan los gases nobles. Estos elementos fueron inicialmente reportados en el siglo XIX por varios científicos, incluyendo a Sir William Ramsay y Lord Rayleigh. Los gases nobles, a pesar de existir como sustancias en estado gaseoso, no forman moléculas alotrópicas. Por ejemplo, el helio es una sustancia que consiste únicamente en átomos de helio y no forma moléculas de helio. Aunque todos los elementos se asemejaran hipotéticamente a los gases nobles en cuanto a ser entidades monoatómicas, aun podrían distinguirse mediante sus isótopos.
El concepto de isotopía implica una comprensión más profunda de la teoría atómica nuclear, que no abordaremos en detalle en este momento. Sin embargo, podemos señalar que los isotopos presentan sutiles diferencias en algunas propiedades físicas, como la masa y la relación entre la masa y la carga de sus iones. A pesar de estas diferencias, los isotopos son químicamente idénticos. Para distinguirlos, se utilizan propiedades físicas y técnicas sofisticadas, como la espectrometría de masas, que permiten la separación de los isotopos según su relación entre la masa y la carga.
Los isotopos son relevantes en diversas áreas, ya que sus propiedades físicas nucleares encuentran aplicaciones en la generación de energía, cuestiones militares, geopolíticas y en la determinación de edades tanto en la Tierra como en el universo. Este campo interdisciplinario que combina la física y la química es sumamente fascinante y ofrece numerosos avances y descubrimientos importantes.
8.2 Mezclas
Una mezcla es el resultado de la combinación física de dos o más sustancias puras, y en este proceso, cada sustancia mantiene su identidad química. No obstante, la mezcla en su conjunto puede exhibir propiedades emergentes que surgen de las interacciones entre los componentes de la mezcla. Es importante destacar que los componentes de una mezcla conservan su identidad porque se mezclan físicamente en lugar de experimentar una reacción química. Para ilustrar esto, consideremos una mezcla de pequeños cristales de sal de roca y arena ordinaria. La acción de mezclar estas dos sustancias no modifica ni altera de ninguna manera las características químicas de la sal ni de la arena. Los cristales de sal, que son más grandes y de color incoloro, se distinguen claramente de los gránulos de arena, más pequeños y de color gris claro. Una característica fundamental de cualquier mezcla es que sus componentes pueden separarse utilizando métodos físicos. En el caso de nuestra mezcla de sal y arena, los cristales de sal más grandes podrían separarse, aunque de manera laboriosa, mediante una selección manual. Un método de separación más eficiente consistiría en disolver la sal en agua, dejando la arena sin disolver. Posteriormente, la sal podría recuperarse mediante la evaporación del agua. Por otro lado, si consideramos una mezcla de azufre sólido (que se presenta como un polvo amarillo) y ferrita de hierro, podemos utilizar un imán para separar los componentes de esta mezcla. Otra característica relevante de una mezcla es su composición variable. Podemos crear diversas mezclas diferentes de sal y arena, ajustando las cantidades de los dos componentes, lo que da como resultado composiciones que van desde una mezcla ligeramente salada hasta una mezcla con un toque de arena, demostrando así la versatilidad y adaptabilidad de las mezclas en función de nuestras necesidades y preferencias..
8.2.1 Mezclas heterogéneas
Las mezclas se dividen en dos categorías: heterogéneas y homogéneas, y esta distinción se basa en la identificación visual de los componentes de la mezcla. En el caso de una mezcla heterogénea, se observan claramente fases o partes que son visualmente distintas entre sí y poseen propiedades diversas. La falta de uniformidad en su aspecto es una característica fundamental de todas las mezclas heterogéneas. Ejemplos de estas mezclas son las galletas con chispas de chocolate y los muffins de arándanos, donde es evidente la presencia de componentes visiblemente diferentes. Asimismo, en la naturaleza, encontramos mezclas heterogéneas en rocas, suelos y madera, donde distintos componentes se presentan de manera no uniforme.
8.2.2 Mezclas homogéneas
Una mezcla homogénea se caracteriza por contener una única fase, que no muestra diferencias visibles en sus propiedades en cualquier punto de su extensión. En este tipo de mezcla, los componentes se encuentran tan uniformemente distribuidos que no pueden distinguirse visualmente. Un ejemplo clásico de una mezcla homogénea es la combinación de agua y azúcar, en la cual el azúcar se ha disuelto por completo, dando como resultado una apariencia similar a la del agua pura. Asimismo, el aire representa una mezcla homogénea de gases, mientras que el aceite de motor y la gasolina son ejemplos de mezclas homogéneas multicomponentes de líquidos. Incluso en el ámbito de los sólidos, las aleaciones metálicas, como el oro de 14 quilates (que es una mezcla de cobre y oro), son ejemplos de mezclas homogéneas. La homogeneidad en las aleaciones metálicas sólidas se logra al mezclar los metales mientras se encuentran en estado fundido.
8.3 La controversia Bertholet-Proust
La distinción que establecemos en el diagrama de clasificación de la materia, que resulta tan intuitiva en la actualidad, fue motivo de un debate prolongado entre los químicos del siglo XIX, conocido como la controversia Bertholet-Proust. Esta disputa histórica, junto con la teoría atómica de Dalton, constituyen dos hitos de gran relevancia que surgieron casi de manera simultánea a principios del siglo XIX. Es por ello que se presume que existe una fuerte interconexión entre la teoría de las proporciones definidas, uno de los aspectos centrales de la controversia, y la teoría atómica de Dalton, y que ambas teorías se reforzaron mutuamente en su desarrollo. (Fujii, 1986; Hartog, 1894).
El núcleo de la controversia Bertholet-Proust se centra en la cuestión de si los cuerpos se combinan en proporciones definidas y, además, en la verdadera distinción entre compuestos y mezclas. Claude Louis Berthollet se oponía firmemente a la idea, planteada por científicos como Bergman y Proust, de que cuando dos sustancias se unen, lo hacen con una afinidad selectiva que resulta en proporciones constantes. Berthollet sostenía que la afinidad era un concepto relativo, sujeto a variaciones según las condiciones físicas que acompañaban a una reacción. (Fujii, 1986; Hartog, 1894).
La discrepancia en este debate radica en que estos químicos no distinguían entre una mezcla homogénea y un compuesto puro, debido a que las mezclas homogéneas a menudo tienen la apariencia de sustancias puras. En una disolución, los componentes de la mezcla pueden variar y depender de las condiciones externas, lo que refleja la percepción de Berthollet sobre un "cuerpo". No obstante, en el interior de los cuerpos, no solo se encuentran mezclas, sino también sustancias puras compuestas que siempre se forman mediante la reacción de proporciones definidas de otros elementos. Por ejemplo, al sintetizar cloruro de sodio, siempre se requieren las mismas cantidades relativas de sodio metálico y gas de cloro.
Es importante destacar que la ley de proporciones que abordaremos en capítulos posteriores se enfoca en sustancias puras compuestas, como el cloruro de sodio sólido o el agua ultrapura, y no en mezclas homogéneas o disoluciones, que pueden tener una composición variable según las unidades de concentración..
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.1. ¿Cuál de las siguientes figuras representa (a) un elemento puro, (b) una mezcla de dos elementos, (c) un compuesto puro, (d) una mezcla de un elemento y un compuesto? (Más de una imagen puede ajustarse a cada descripción). [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.2. ¿El siguiente diagrama representa un cambio químico o físico? ¿Cómo lo sabes? [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.3. Describa los métodos de separación involucrados en la preparación de una taza de café. [Sección 1.3] [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.12. La foto de abajo muestra una imagen de una piedra de ágata. Jack, quien recogió la piedra en la costa del lago Superior y la pulió, insiste en que el ágata es un compuesto químico. Ellen argumenta que no puede ser un compuesto. Discuta los méritos relativos de sus posiciones. [Sección 1.2] [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.13. Clasifique cada uno de los siguientes como una sustancia pura o una mezcla. Si es una mezcla, indique si es homogénea o heterogénea: (a) arroz con leche, (b) agua de mar, (c) magnesio, (d) hielo picado. [Solución]
Ejercicio 1.14. Clasifique cada uno de los siguientes como una sustancia pura o una mezcla. Si es una mezcla, indique si es homogénea o heterogénea: (a) aire, (b) jugo de tomate, (c) cristales de yodo, (d) arena. [Solución]
9. Mas sobre elementos y compuestos
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos] En secciones anteriores, hemos aprendido que los elementos no deben ser confundidos con átomos individuales de dicho elemento, ya que los elementos son sustancias reales con las que podemos interactuar en el mundo macroscópico. Además, es importante destacar que los átomos de un mismo elemento pueden organizarse de manera diferente para formar alótropos, que son materiales elementales con apariencias distintas. A pesar de sus diferencias en apariencia, estos alótropos siguen siendo el mismo elemento, como se observa en ejemplos como el grafito, el carbón mineral y el diamante.
Este ejemplo ilustra el concepto de propiedad emergente no superveniente en la ciencia, lo cual significa que ciertas propiedades emergen de manera espontánea cuando la materia interactúa, y estas propiedades no pueden ser reducidas a las propiedades de sus componentes individuales. En otras palabras, los átomos de carbono, por sí solos, no muestran las propiedades que asociamos con el grafito, el carbón mineral o el diamante, pero cuando se organizan en estructuras específicas, dan lugar a estas sustancias con propiedades únicas.
Este fenómeno demuestra que los elementos, en su forma material, exhiben propiedades que no pueden ser explicadas completamente por las características de sus átomos individuales. Esto resalta la complejidad y diversidad de la materia en el mundo macroscópico, donde la organización y la estructura juegan un papel crucial en la emergencia de propiedades distintivas..
9.1 Los compuestos y las proporciones definidas y múltiples
Este mismo fenómeno de propiedad emergente no superveniente se manifiesta en los compuestos químicos. Tomemos, por ejemplo, el sodio metálico y el cloro gaseoso. El sodio metálico es un material blando con brillo metálico, altamente reactivo al agua, al punto de que reacciona violentamente con el sudor humano, lo que puede causar quemaduras en la piel si se manipula sin precaución. Por otro lado, el cloro gaseoso es un gas altamente corrosivo, que incluso fue utilizado como arma química durante la Primera Guerra Mundial.
La peligrosidad de ambos elementos radica en que, como materiales elementales, poseen niveles energéticos extremadamente altos, lo que los hace inestables. Sin embargo, cuando reaccionan entre sí, liberan gran parte de esa energía acumulada. El compuesto resultante, el cloruro de sodio (sal de mesa), presenta una organización iónica más estable, con una menor energía, lo que lo hace más seguro para el contacto con la piel humana.
Este ejemplo ilustra cómo la combinación de elementos para formar compuestos puede dar lugar a propiedades y comportamientos que difieren significativamente de los elementos en su estado elemental. La organización y la estructura de los átomos en un compuesto pueden resultar en propiedades que son más seguras o más útiles en comparación con los elementos por separado.
Otro fenómeno crucial que involucra a los compuestos químicos es la relación entre proporción definida y proporción múltiple, la cual puede resultar a veces confusa. Cuando afirmamos que un determinado compuesto exhibe una proporción definida, como en el caso de la Ley de las Proporciones Definidas de Proust, significa que su identidad química, compuesta por un conjunto de propiedades físicas y químicas que permiten su identificación, está intrínsecamente vinculada a la proporción de los elementos que lo componen, sin que existan excesos.
La mayoría de las sustancias simples, como las sales, óxidos e hidróxidos, presentan proporciones definidas de Proust. Por ejemplo, en el caso del agua (H2O), esto implica que por cada parte molar de oxígeno, se requieren dos partes molares de hidrógeno, lo que constituye una proporción definida.
No obstante, en algunos casos, como en la formación del peróxido de hidrógeno (H2O2), conocido como peróxido de hidrógeno, se produce una proporción múltiple de Dalton. En esta sustancia, bajo condiciones específicas, el hidrógeno y el oxígeno se combinan en una proporción definida de dos partes molares de hidrógeno por cada dos partes molares de oxígeno. Tanto el peróxido de hidrógeno como el agua son sustancias distintas, con propiedades que se pueden diferenciar, y cada una tiene sus propias proporciones definidas (H2O y H2O2, respectivamente).
Este fenómeno pone de manifiesto la riqueza y complejidad de la química, donde la combinación de elementos puede dar lugar a diferentes compuestos con proporciones definidas o múltiples, cada uno con sus propias características y propiedades distintivas..
9.2 El elemento como concepto cambiante
El concepto de "elemento" como una sustancia indivisible ha evolucionado a lo largo de tres fases históricas principales: definiciones clásicas, definiciones químicas y definiciones atómicas. En la antigüedad, la filosofía postuló un conjunto de elementos clásicos para explicar los patrones observados en la naturaleza. Estos elementos originales incluían la tierra, el agua, el aire y el fuego, en lugar de los elementos químicos modernos. El término "elementos" (stoicheia) fue empleado por primera vez por el filósofo griego Platón en el año 360 a.C. en su diálogo Timeo, que involucra una discusión sobre la composición de los cuerpos tanto orgánicos como inorgánicos y es un tratado especulativo sobre química. Platón concebía los elementos introducidos por Empédocles un siglo antes como compuestos de pequeñas formas poliédricas: tetraedro (fuego), octaedro (aire), icosaedro (agua) y cubo (tierra). Aristóteles, alrededor del 350 a.C., también empleó el término stoicheia y añadió un quinto elemento llamado éter, que constituía los cielos. Aristóteles definió un elemento como: "uno de esos cuerpos en los que otros cuerpos pueden descomponerse y que no puede dividirse en otro". La diferencia entre Platón y Aristóteles radica en que Platón describía a los elementos como corpúsculos discontinuos, es decir, entidades discretas del mismo tipo, mientras que para Aristóteles, un elemento era una entidad continua, como un flujo que otorga su identidad a lo que compone. La definición aristotélica prevaleció debido a que el modo en que experimentamos la materia es continuo, en contraste con las partículas discontinuas, que resultaban invisibles.
En 1661, Robert Boyle introdujo su teoría del corpuscularismo, la cual abogaba por el análisis de la materia como un conjunto de unidades indivisibles de materia, conocidas como átomos. En este contexto, Boyle optó por no alinearse ni con la visión aristotélica de los cuatro elementos ni con la perspectiva de Paracelsus sobre tres elementos fundamentales. De esta manera, dejó abierta la cuestión del número de elementos en la materia. La primera enumeración moderna de elementos químicos se presentó en la obra "Elementos de Química" de Antoine Lavoisier, publicada en 1789, la cual contenía una lista de treinta y tres elementos, incluyendo la luz y el calórico. Para 1818, Jöns Jakob Berzelius había determinado los pesos atómicos de cuarenta y cinco de los cuarenta y nueve elementos aceptados en ese período. Dmitri Mendeleev desarrolló su tabla periódica en 1869, la cual incluía sesenta y seis elementos. Desde los tiempos de Boyle hasta principios del siglo XX, un elemento se definió como una sustancia pura que no podía descomponerse en ninguna otra sustancia más simple. En otras palabras, un elemento químico no podía ser transformado en otros elementos químicos mediante procesos químicos. Durante este período, los elementos se diferenciaban principalmente por sus pesos atómicos, una propiedad que podía ser medida con una precisión razonable a través de las técnicas analíticas disponibles en ese tiempo..
El descubrimiento en 1913 por el físico inglés Henry Moseley de que la carga nuclear es la base física para el número atómico de un átomo representó un avance significativo. Esta revelación, junto con una comprensión más profunda de la naturaleza de los protones y neutrones, finalmente llevó a la definición actual de un elemento basada en el número atómico, que se relaciona con la cantidad de protones en el núcleo atómico. El uso de números atómicos, en lugar de pesos atómicos, para distinguir elementos, posee un mayor valor predictivo debido a que estos números son enteros. Además, resuelve algunas ambigüedades relacionadas con las propiedades variables de isótopos y alótropos dentro del mismo elemento, presentes en la perspectiva química. Actualmente, la IUPAC define un elemento como existente si posee isótopos con una vida útil superior a los 10^-14 segundos, que es el tiempo que el núcleo tarda en formar una nube electrónica.
En 1914, se conocían setenta y dos elementos, todos de origen natural. Los elementos restantes fueron descubiertos o aislados en las décadas posteriores, y varios elementos adicionales se han producido sintéticamente. Gran parte de este trabajo fue iniciado por Glenn T. Seaborg. En 1955, se descubrió el elemento 101 y se le dio el nombre de mendelevio en honor a D.I. Mendeleev, quien fue el primero en organizar los elementos de manera periódica. Más recientemente, en octubre de 2006, se informó sobre la síntesis del elemento 118, y en abril de 2010, se informó sobre la síntesis del elemento 117.
9.3 Purificación de los elementos
Figura 9.2. El sueño de Mendeleev (YouTube).
En varias culturas prehistóricas, se conocen actualmente diez materiales familiares que corresponden a elementos químicos: carbono, cobre, oro, hierro, plomo, mercurio, plata, azufre, estaño y zinc. Además, tres materiales adicionales, arsénico, antimonio y bismuto, también se reconocieron como sustancias distintas antes del año 1500 DC. El fósforo, el cobalto y el platino se lograron aislar antes de 1750.
En el siglo XIX, una época caracterizada por avances significativos en el campo de la química, se presenció un hito de suma importancia con el desarrollo de la electrolisis. Entre los destacados científicos de la época, Sir Humphry Davy, un influyente químico británico, desempeñó un papel fundamental en este avance revolucionario. Su trabajo pionero en el campo de la electrolisis permitió aislar varios elementos químicos que hasta entonces eran desconocidos.
Davy, junto a otros científicos notables de la época como Alessandro Volta y André-Marie Ampère, contribuyó significativamente al desarrollo y comprensión de la electrólisis. Mediante la aplicación de electricidad a compuestos químicos, lograron aislar varios elementos metálicos esenciales. Además de los mencionados sodio, potasio, calcio y magnesio, también pudieron aislar elementos como el estroncio y el bario.
Estos avances marcaron un hito fundamental en la historia de la química, ya que no solo ampliaron la lista de elementos químicos conocidos en la época, sino que también proporcionaron una comprensión más profunda de la relación entre electricidad y química. Los experimentos realizados por estos pioneros sentaron las bases para futuras investigaciones en el campo de la electroquímica y contribuyeron a la creciente comprensión de la composición y comportamiento de los elementos químicos.
Figura 9.3. Algunos elementos puros. 1. Azufre; 2. Carbono; 3. Arsénico; 4. Yodo; 5. Litio; 6. Sodio; 7. Magnesio; 8 mercurio.
Hasta 1900, la mayoría de los elementos químicos que se encuentran en la naturaleza habían sido identificados y caracterizados. Entre estos se incluyen materiales industriales muy conocidos, como aluminio, silicio, níquel, cromo, magnesio y tungsteno; metales altamente reactivos como el litio, el sodio, el potasio y el calcio; los halógenos flúor, cloro, bromo y yodo; gases como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, helio, argón y neón; la mayoría de los elementos de tierras raras, como el cerio, el lantano, el gadolinio y el neodimio; y los elementos radiactivos más comunes, incluyendo el uranio, el torio, el radio y el radón.
A partir de 1900, se logró aislar y producir una serie de elementos adicionales, que incluyen: los tres elementos naturales estables que no se habían descubierto previamente, a saber, hafnio, lutecio y renio; el plutonio, que fue sintetizado por primera vez en 1940 por Glenn T. Seaborg y también se encontró en algunas ocurrencias naturales a lo largo del tiempo; los tres elementos que inicialmente se produjeron sintéticamente y luego se descubrieron en cantidades mínimas en ciertas muestras geológicas (neptunio, prometio y tecnecio); tres productos de descomposición escasos del uranio o el torio, a saber, astato, francio y protactinio; y varios elementos transuránicos sintéticos, que comenzaron con americio y curio.
El primer elemento transuránico, es decir, un elemento con un número atómico mayor que 92, fue el neptunio, descubierto en 1940. A partir de 1999, el Grupo de Trabajo Conjunto de la IUPAC y la IUPAP comenzó a evaluar las reclamaciones relacionadas con el descubrimiento de nuevos elementos. Hasta enero de 2016, se habían confirmado todos los 118 elementos por parte de la IUPAC. El elemento 112 fue descubierto en 2009, y se propuso el nombre "copernicio" con el símbolo atómico Cn. La IUPAC respaldó oficialmente el nombre y el símbolo el 19 de febrero de 2010. Hasta la fecha, el elemento más pesado que se cree que ha sido sintetizado es el elemento 118, conocido como oganessón, el cual se produjo el 9 de octubre de 2006 en el Laboratorio de Reacciones Nucleares de Flerov en Dubna, Rusia. El elemento 117, tenesio, fue el último elemento que se alegó haber sido descubierto, en 2009. El 28 de noviembre de 2016, los científicos de la IUPAC oficialmente reconocieron los nombres de cuatro de los elementos químicos más recientes, que tienen números atómicos 113, 115, 117 y 118.
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.15. Proporcione el símbolo químico o el nombre de los siguientes elementos, según corresponda: (a) azufre, (b) oro, (c) potasio, (d) cloro, (e) cobre, (f) U, (g) Ni, (h) Na, (i) Al, (j) Si. [Solución]
Química la ciencia central 13. Ejercicio 1.16. Proporcione el símbolo químico o el nombre de cada uno de los siguientes elementos, según corresponda: (a) carbono, (b) nitrógeno, (c) titanio, (d) zinc, (e) hierro, (f) P, (g) Ca, (h) He, (i) Pb, (j) Ag. [Solución]
10. Abundancia de los elementos
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos] El descubrimiento y aislamiento de los 118 elementos conocidos, que son los componentes fundamentales de toda la materia, se ha llevado a cabo a lo largo de varios siglos. La mayoría de estos descubrimientos tuvieron lugar a partir del siglo XVIII, siendo el siglo XIX un período especialmente activo en este campo. De los 118 elementos, ochenta y ocho se encuentran en la naturaleza de forma natural, mientras que los 30 restantes se han creado en laboratorios mediante la irradiación de muestras de elementos naturales con partículas subatómicas.
La mayoría de los elementos exhiben propiedades metálicas y presentan un aspecto plateado. Sin embargo, es importante destacar que los elementos sintéticos, aquellos generados en laboratorios, son inestables y, en su mayoría, radiactivos. Estos elementos tienden a revertir rápidamente a formas naturales más estables.
Figura 10.1. Distribución de los elementos en un diagrama de torta. A la izquierda tenemos la distribución de los elementos en el universo, mientras que a la derecha tenemos la distribución de los elementos en el planeta Tierra.
Figura 10.2. Distribución porcentual promedio de algunas sustancias en el cuerpo humano adulto dependiendo de si se es hombre o mujer.
Los elementos naturales no se encuentran distribuidos de manera uniforme en la Tierra y el universo. Esta falta de uniformidad en la distribución de elementos se debe, en gran medida, a las diferencias en la gravedad, ya que los elementos más masivos tienden a agruparse debido a su mayor influencia gravitatoria. Es asombroso notar que una pequeña cantidad de elementos constituye la mayoría de las partículas elementales (átomos) en todo el universo conocido. A través del estudio de la radiación emitida por las estrellas, los científicos pueden estimar la composición elemental del universo. Los resultados revelan que dos elementos, el hidrógeno y el helio, son absolutamente predominantes. Todos los demás elementos se consideran simplemente 'impurezas' en comparación con las abundancias de estos dos elementos dominantes. En este panorama general, donde la Tierra es solo un pequeño punto en el espacio, el 91% de todas las partículas elementales (átomos) son hidrógeno, y prácticamente el 9% restante es helio..
Cuando observamos aspectos más relevantes para la vida humana, como la corteza terrestre, que incluye sus aguas, atmósfera y superficie sólida exterior, nos encontramos con una perspectiva diferente. Una vez más, son dos elementos los que predominan, pero en este caso son el oxígeno y el silicio. La representación gráfica de la distribución de elementos en un diagrama circular nos proporciona información sobre las abundancias elementales en la corteza terrestre. Los números presentados en este diagrama son porcentajes de átomos, es decir, indican el porcentaje de átomos de un tipo específico con respecto al total. Es relevante señalar que de los ocho elementos enumerados (los únicos con porcentajes de átomos superiores al 1%), juntos representan más del 98% de los átomos totales en la corteza terrestre. Además, es destacable la preeminencia del oxígeno y el silicio, ya que estos dos elementos constituyen el 80% de los átomos que conforman el mundo químico vinculado a los seres humanos..
Los primeros cuatro de estos grupos son requeridos en grandes cantidades por el cuerpo, mientras que los dos últimos se necesitan en cantidades extremadamente pequeñas (trazas). Independientemente de la cantidad necesaria, los seis grupos son absolutamente esenciales para el correcto funcionamiento del cuerpo humano. La composición del cuerpo humano se puede expresar en términos de la cantidad de cada grupo de nutrientes presente (en porcentaje de masa) o en términos de los elementos que se aportan al cuerpo a través de los distintos nutrientes (en porcentaje de átomos). Diversas variables, como el género, la edad y la masa muscular, influyen en la especificación de los datos de la composición corporal.
Figura 10.3. Distribución de los elementos en el cuerpo humano “diagrama de torta a la izquierda” y presencia de los elementos en el agua y los principales biocompuestos .La distribución de elementos en el cuerpo humano y otros sistemas vivos es muy diferente de la que se encuentra en la corteza terrestre. Esta distribución es el resultado de que los sistemas vivos toman selectivamente la materia de su entorno externo en lugar de simplemente acumular materia representativa de su entorno. La ingesta de alimentos constituye el proceso primario de admisión selectiva. Los nutricionistas clasifican los componentes de los alimentos y bebidas que se toman en el cuerpo humano en seis categorías, que son: 1. Agua 2. Carbohidratos 3. Grasas 4. Proteínas 5. Vitaminas 6. Minerales.
Los datos de masa representativos para grupos de nutrientes específicos según el género, en la distribución porcentual promedio de algunas sustancias en el cuerpo humano adulto, muestran que el agua es la sustancia más abundante en el cuerpo, seguida de cantidades significativas de grasas y proteínas, y una cantidad relativamente pequeña de carbohidratos. En cuanto a los datos de composición elemental del cuerpo humano, expresados en términos del porcentaje de átomos, se observa que cuatro elementos: hidrógeno, oxígeno, carbono y nitrógeno, representan el 99% de los átomos presentes en el cuerpo, siendo el hidrógeno responsable de alrededor del 60% de los átomos totales.
En el cuerpo humano, se observa una presencia mucho más significativa de hidrógeno, carbono y nitrógeno en comparación con la corteza terrestre, como se ilustra en la Figura 10.3. Por otro lado, el oxígeno es menos abundante en el cuerpo humano en comparación con la corteza terrestre. La abundancia de agua en el cuerpo humano se explica por el hecho de que el hidrógeno y el oxígeno son los dos elementos más prominentes presentes. El agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en una relación de dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno. Las grasas y los carbohidratos contribuyen con átomos de carbono además de los átomos de hidrógeno y oxígeno, mientras que las proteínas contienen nitrógeno, además de hidrógeno, carbono y oxígeno.
11 Propiedades energéticas
Cuando corres, caminas, bailas o incluso piensas, estás utilizando energía para llevar a cabo estas actividades. En esencia, cualquier acción que emprendas requiere de energía. De hecho, la energía se define como la capacidad para realizar el trabajo. Para ilustrar este concepto, considera el escenario en el que estás ascendiendo una colina empinada y te agotas al punto de no poder continuar. En ese momento, te encuentras sin la energía necesaria para seguir trabajando. Sin embargo, si decides tomar un descanso y almorzar, obtendrás una cantidad de energía a partir de la comida, lo que te permitirá recuperar fuerzas y continuar con la escalada..
11.1 Energía cinética y potencial
La energía se puede clasificar como energía cinética o energía potencial. La energía cinética es la energía del movimiento. Cualquier objeto que se mueve tiene energía cinética. La energía potencial está determinada por la posición de un objeto o por la composición química de una sustancia. Una roca que descansa en la cima de una montaña tiene energía potencial debido a su ubicación. Si la roca cae de la montaña, la energía potencial se convierte en energía cinética. El agua almacenada en una represa tiene energía potencial. Cuando el agua pasa por encima de la represa y cae al arroyo de abajo, su energía potencial se convierte en energía cinética. Los alimentos y los combustibles fósiles tienen energía potencial en sus moléculas. Cuando digieres alimentos o quemas gasolina en tu automóvil, la energía potencial se convierte en energía cinética para hacer el trabajo.
11.2 Calor
El calor es la energía asociada con el movimiento de las partículas, es decir, con sus vibraciones. El calor también es flujo, pues una partícula que se mueve al impactar a una que no lo hace transfiere su energía cinética, en el proceso pierde parte de su movimiento, pero hace que la otra partícula se mueva. Un cubo de hielo se siente frío porque el calor fluye de tu mano al cubo de hielo, de forma tal que las partículas de tu mano vibran menos dado que la energía es transferida a las partículas del hielo que comienzan a vibrar más. Cuanto más rápido se muevan las partículas, mayor será el calor o la energía térmica de la sustancia. En el cubo de hielo, las partículas se mueven muy lentamente. A medida que se agrega calor, los movimientos de las partículas en el cubo de hielo aumentan. Eventualmente, las partículas tienen suficiente energía para hacer que el cubo de hielo se derrita a medida que cambia de sólido a líquido.
11.3 Unidades de energía
La unidad de energía y trabajo del SI es el julio. El julio es una pequeña cantidad de energía, por lo que los científicos a menudo usan el kilojulio kJ, “1 kJ = 1000 J”. Para calentar agua para una taza de té, necesita alrededor de 75 000 J o 75 kJ de calor. La cantidad de energía "calor" se definió originalmente como la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1 ° C. Ahora, una caloría se define exactamente como 4.184 J “1 cal = 4.184 J”.
R. Referencias
||I|| Índice ||1|| Introducción ||2|| Los estados de la materia ||3|| Cuantitativas y cualitativas ||4|| Químicas y físicas ||5|| La identificación química ||6|| Algunos instrumentos de laboratorio de química ||7|| Algunos procedimientos de laboratorio ||8|| Sustancias puras e impuras ||9|| Elementos y compuestos ||10|| Abundancia de los elementos ||11|| Propiedades energéticas ||R|| Referencias [Cursos]
Anstey, P. R., & Macintosh, J. J. (2014). Robert Boyle.
Boyle, R. (1911). The Sceptical Chymist: The Classic 1661 Text. Courier Dover Publications.
Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., & Stoltzfus, M. W. (2017). Chemistry, the central science (13th ed.). Boston: Pearson.
Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., & Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry the Central Science.
Brown, W. H., Iverson, B. L., Anslyn, E. V, Foote, C. S., & Novak, B. M. (2018). Organic Chemistry (8th ed.). Cengage Learning.
Brown, W. H., & Poon, T. (2014). Introduction to Organic Chemistry (5th ed.). Wiley & Sons.
Chalupa, R., & Nesměrák, K. (2021). Analytical chemistry reveals secrets of alchemy. Monatshefte Für Chemie-Chemical Monthly, 152(9), 1019–1032.
Chang, R. (2006). Chang’s “General Chemistry - Essential Concepts” (4th ed.). McGraw-Hill New York.
Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill New York.
Chang, R., & Overby, J. (2011). General Chemistry,Th e Essential Concepts (11th ed.). McGraw-Hill New York.
Clayden, J., Greeves, N., & Warren, S. (2012). Organic Chemistry (2nd ed.). Oxford University Press.
Costanti, F. (2010). The Golden Crown: A Discussion. In The Genius of Archimedes--23 Centuries of Influence on Mathematics, Science and Engineering (pp. 215–225). Springer.
Davies, P. C. W., & Davies, G. (1979). The forces of nature. CUP Archive.
Fujii, K. (1986). The Berthollet-Proust Controversy and Dalton’s Chemical Atomic Theory 1800-1820. The British Journal for the History of Science, 177–200.
Hartog, P. J. (1894). The Berthollet-Proust Controversy and the Law of Definite Proportions. Nature, 50(1285), 149–150.
Hirshfeld, A. (2009). Eureka man: The life and legacy of Archimedes. Bloomsbury Publishing USA.
Kuroki, H. (2016). How did Archimedes discover the law of buoyancy by experiment? Frontiers of Mechanical Engineering, 11(1), 26–32.
Lowe, D. (2015). Laboratory history: The chemistry chronicles. Nature, 521(7553), 422.
Masujima, M. (2000). Path integral quantization and stochastic quantization. Springer.
Matamála, M., & Gonzalez, P. (1976). Química General. Cultural.
McMurry, J. (2012). Organic Chemistry (8th ed.). Belmont, USA: Brooks/Cole.
Mongillo, J. F. (2007). Nanotechnology 101. ABC-CLIO.
Multhauf, R. P. (1962). The Origins of Chemistry (Oldbourne), London, 1966. On Stoic Influences. HJ Sheppard," The Ouroboros and the Unity of Matter in Alchemy. A Study in Origins", Ambix, 830, 95–96.
Schepkowski, D., Burghardt, M., & Ferdinand, P. (2020). Pädagogisch-Didaktische Herausforderungen bei der Entwicklung von digitalen Lernumgebungen in der laborbasierten Lehre: Am Beispiel des Projekts‹ DigiLab4You›. MedienPädagogik: Zeitschrift Für Theorie Und Praxis Der Medienbildung, 347–372.
Schummer, J., & Spector, T. I. (2007). The visual image of chemistry: Perspectives from the history of art and science. In The public image of chemistry (pp. 213–257). World Scientific.
Shapin, S. (1988). Robert Boyle and mathematics: reality, representation, and experimental practice. Science in Context, 2(01), 23–58.
Thompson, C. J. S. (2002). Alchemy and alchemists. Courier Corporation.
Timberlake, K. C. (2015). Chemistry An Introduction to General, Organic, and Biological Chemistry (15th ed.). USA: Pearson.
Timberlake, K. C., & Orgill, M. (2019). General, Organic, and Biological Chemistry (6th ed.). San Francisco: Pearson.
Weinberg, S. (1995). The quantum theory of fields (Vol. 2). Cambridge university press.
Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., & DeCoste, D. J. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.
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