FISICOQUÍMICA 3°.Conceptos teóricos

INSTITUTO DE FORMACIÓN DOCENTE Nº 12 GRAL. JOSÉ DE SAN MARTÍN

ASIGNATURA:

FÍSICO-QUÍMICA CONCEPTOS TEÓRICOS Y ACTIVIDADES

Cursos:

3°

años.

CICLO LECTIVO:

2010 Adaptación y compilación: Prof. Silvia E. Ruiz. Colaboradores: Prof. Marcelo Salica, Prof. Analía Rao

I.F.D. Nº 12 nivel medio

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Programa de Físico-Química Completo para los alumnos de 3° año Colegio I.F.D. Nª 12 Gral. San Martín UNIDAD 1: MAGNITUDES Y MEDICIONES. ERRORES Ciencia: concepto. Fenómenos físicos y químicos. Método científico. Magnitudes: concepto. Clasificación: magnitudes: escalares y vectoriales, conceptos. Medir y medición: conceptos. Unidad patrón. Sistema de unidades (SI y SIMELA): magnitudes fundamentales y derivadas. Conversión de unidades. Notación científica. Cifra significativa. Proceso de medición: medición directa e indirecta. Precisión y exactitud de una medición. Estudio estadístico de la Teoría de error. Error: concepto. Errores sistemáticos y accidentales: conceptos. Valor más probable de una medición. Error absoluto (aparente), relativo y porcentual. Prácticos de Laboratorio y ejercicios matemáticos y conceptuales de toda la unidad.

UNIDAD 2: MATERIA Y SISTEMAS MATERIALES. Materia: concepto. Cuerpo: concepto. Propiedades generales de la materia (masa, volumen, impenetrabilidad, divisibilidad, inercia). Diferencia entre masa y peso, unidades físicas. Sistemas materiales: Concepto. Mezclas: concepto. Sistemas materiales: criterios de clasificación según su intercambio con el medio (aislado, abierto y cerrado) y de acuerdo a sus propiedades (heterogéneas y homogéneas). Clasificación del sistema heterogéneo según tamaño de las partículas: dispersión grosera, dispersión fina (suspensión y emulsión, dispersión coloidal. Métodos de separación de fases (tría, tamización, filtración, decantación, flotación, solubilidad, levigación, imantación (magnetización, evaporación). Sistemas homogéneos, clasificación: Soluciones y sustancias puras: conceptos. Clasificación de las soluciones según los estados de la materia. Métodos de fraccionamiento de soluciones (destilación, cristalización, cromatografía). Las sustancias y la materia: relación y composición. Sustancias: clasificación en simples y compuestas. Moléculas: concepto. Elementos químicos: concepto. Propiedades intensivas y extensivas de las sustancias: concepto y criterios de clasificación. Densidad: concepto y unidades físicas. Solubilidad y conductibilidad: conceptos y unidades físicas. Prácticos de Laboratorio y ejercicios matemáticos y conceptuales de toda la unidad.

UNIDAD 3: ENERGÍA. ESTADOS DE LA MATERIA. Energía: concepto físico y químico. Relación con la materia. Tipos de energías. Clasificación de la energía: renovables y no renovables. Energías alternativas. Transformación de la energía. Energía calórica y energía térmica diferencias. Calor y temperatura, conceptos y diferencias. Escalas termométricas (Celsius, Kelvin, Fahrenheit). Cantidad de calor, Calor específico, Calor latente: conceptos y unidades físicas. Equilibrio térmico. Trasmisión del calor: conducción, convección y radiación. Dilatación: concepto. Dilatación de sólidos, líquidos y gases. Teoría cinético molecular. Estados de agregación: propiedades según las teorías antiguas y según la teoría cinético molecular. Cambios de estado. Los factores que actúan en el cambio de estado: Energía (calor) y presión. Análisis de gráficos de T= f (Q) y T = f (t). Leyes de los gases. Análisis de gráficos. Prácticos de Laboratorio y ejercicios matemáticos y conceptuales de toda la unidad.

UNIDAD 4: ESTRUCTURA DE LA MATERIA, LOS ÁTOMOS Y LAS UNIONES QUÍMICAS Átomo: concepto. Estructura atómica. Teorías atómicas. Características generales de los átomos. Composición. Número atómico. Número másico y su relación con la masa atómica. Masa atómica relativa y unidad de masa atómica. Conformación electrónica (configuración electrónica moderna y distribución de Bohr). Propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico (concepto y tipos de iones), electronegatividad, potencial de ionización. Zonas en la tabla periódica (concepto, división y características generales). Grupo y Período: conceptos y su relación con la configuración electrónica. Propiedades de metales, no metales y gases nobles. Uniones Químicas: concepto y relación entre la energía y la estabilidad. Clasificación (Intramoleculares y intermoleculares). Regla del octeto. Tipos de uniones (metálicas, iónicas y covalentes), características y propiedades relacionadas con cada tipo de unión. Oxidación y reducción: conceptos, balanceo electrónico y balanceo de masas. Fórmulas moleculares, empíricas, de Dumas, de Lewis. Atomicidad. Clasificación de las uniones covalentes: simples, dobles, triples, coordinada o dativa. Polaridad del enlace, moléculas polares y no polares. Compuestos covalentes e iónicos, características y propiedades. Fuerzas intermoleculares: Fuerzas de van der Waals (Dipolo-dipolo; dipolo-dipolo inducido; dipolo inducidodipolo inducido; Puente de H). Propiedades que confiere la atracción. Prácticos de Laboratorio y ejercicios matemáticos y conceptuales de toda la unidad.

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BIBLIOGRAFÍA:      

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Físico-Química - Lauzurica y Pascual Pastor. Ed. Santillana Físico- Química – Cardama, Catalana, Palermo. Ed. Estrada Química 4 Aula Taller – Mautino. Ed. Stella Físico – Química – Corner, Darío Gabriel, Drewers A. Ed. AZ Físico – Química – Gonzalez, Raúl. Ed. Puerto de Palos. Temas de la Química General, M. Angelini, E. Baumgartner – Ed. EUDEBA Química Aplicada, J. Rosemberg; L. Epstein – Ed. Mc Graw Hill

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UNIDAD 1: Magnitudes y Mediciones Error

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Introducción: Desde los tiempos de la prehistoria, el hombre a tratado de entender el medio ambiente y sus propios cambios, en la búsqueda constante del conocimiento. Para llegar al conocimiento de un fenómeno, nos preguntamos: ¿Qué es…? ¿Qué es esto?........ ¿Qué es la Ciencia? Para esta última pregunta tenemos la siguiente respuesta: es el conocimiento cierto de las cosas por sus principios y causas. También podemos definirla como todo aquello que tiene método y objeto propio. En el caso de las Ciencias Naturales, son aquellas que tienen por objeto el conocimiento de las propiedades de los cuerpos y de las leyes que rigen los fenómenos naturales; qué incluyen a las Ciencias Fisicoquímicas. El conocimiento científico es por su misma esencia dinámico y cambiante: cada nuevo avance genera una multiplicidad de inéditos interrogantes y posibilidades de investigación, haciendo que en la práctica el proceso resulte de duración indefinida. Los fenómenos naturales pueden estudiarse y describirse desde dos puntos de vista: Cualitativo y Cuantitativo. Los estudios cualitativos se ocupan de las cualidades de los distintos aspectos que intervienen en el fenómeno, no realizando mediciones, por ejemplo, cuando decimos “todos los cuerpos caen atraídos por la fuerza que la tierra ejerce sobre ellos”, estamos analizando el fenómeno de gravitación desde el punto de vista cualitativo. En los estudios cuantitativos se necesita medir valores, por ejemplo, la fuerza de atracción o la velocidad con que llega un cuerpo que cae de una determinada altura, estamos analizando desde un punto de vista cuantitativo que implica la existencia de mediciones. La Ciencia se expresa a través de los conceptos y relaciones de la matemática. El lenguaje matemático es claro, no presenta ambigüedades y permite una comunicación eficaz. Los fenómenos naturales pueden ser del tipo físico o del tipo químico. Los fenómenos físicos son aquellos que ocurren sin cambio en las propiedades de los materiales en estudio. Los fenómenos químicos son aquellos en donde ocurre una transformación de la materia y cambias sus propiedades. Método Científico: Con este nombre se conoce al método general de trabajo que la ciencia sigue al investigar un fenómeno natural. “El objetivo de la Ciencia es, por una parte, una comprensión, lo más completa posible, de la conexión entre las experiencias de los sentidos en su totalidad y, por otra, la obtención de dicho objetivo usando un número mínimo de conceptos y relaciones primarios”. Albert Einstein. Ante el fenómeno natural determinado el hombre realiza su observación; para poder explicar las razones íntimas de éste, mide, compara con otros fenómenos, varía las condiciones en que se produce, etc., es decir, experimenta; sobre la base de los datos obtenidos establece una hipótesis sobre las causas y condiciones en que se produce. Posteriores experimentaciones le permitirán establecer las relaciones correspondientes entre las magnitudes intervinientes, para determinar la ley que rige el fenómeno considerado. No siempre son necesarias todas las etapas mencionadas; algunas pueden darse en otro orden (por ej., a veces se experimenta para observar cierto fenómeno que se ha previsto), pero es indudable que constituyen pasos fundamentales en el análisis de los fenómenos naturales. Observar: Implica recortar la realidad arbitrariamente, elegir determinados hechos y desechar otros de la multiplicidad de fenómenos que propone la naturaleza. Experimentación: Consiste en la producción deliberada de un hecho, el cual puede ser repetido siempre que se den las mismas condiciones.

TRABAJO PRÁCTICO Nº 1

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Magnitudes – Medición – Unidades – Sistema de unidades – SIMELA Magnitud: Es todo aquello que podemos medir. Por ejemplo, son magnitudes la longitud, el volumen, la masa, presión, velocidad, aceleración, fuerza, tiempo, etc.  

Magnitudes escalares: son aquellas magnitudes que se identifican con un número y una unidad, sin la necesidad de un vector. Por ejemplo, longitud, volumen, masa, tiempo, temperatura, etc. Magnitudes vectoriales: son aquellas magnitudes que además de un número y la unidad correspondiente (módulo) necesitan una dirección y sentido (vector), y en algunos casos el punto de aplicación. Por ejemplo, fuerza, velocidad, aceleración, campo eléctrico, campo magnético, etc.

Por ej: si nos dicen que un tren que se mueve entre Buenos Aires y La Plata con una velocidad de 80 Km/h, no es suficiente saber el valor de la velocidad (rapidez) sino en qué sentido se mueve, si es de Buenos Aires a La Plata o al revés. Se debe indicar siempre el sentido y la dirección. Para nuestro ejem., sería: se mueve de La Plata a Bs. As. a 80 Km/h. Módulo Dirección V = 80 Km/h

Bs. As.

La Plata

Sentido

Cantidad: Cuando nos referimos, por ejemplo, al largo de un lápiz, o el espesor de una hoja, estamos considerando casos particulares relacionados con la magnitud longitud. Lo mismo podríamos hacer respecto de otras magnitudes. A cada uno de los casos particulares que consideramos relacionados con una magnitud los denominamos cantidades de esa magnitud.

Medir: Es comparar una cantidad de una determinada magnitud con otra de la misma magnitud que elegimos como unidad.

Medición: Acción y efecto de medir. Es un proceso o acción de realizar la comparación de una cantidad de una determinada magnitud con otra de la misma magnitud que elegimos como unidad patrón y obtener un determinado valor. En muchos casos es la lectura realizada

Valor de una cantidad: Al determinar, por ejemplo, el ancho del aula (magnitud escalar) tomando como unidad al metro, vemos que éste está contenido 6 veces, entonces decimos que 6 es la medida de la cantidad en unidades del metro, lo que expresamos diciendo que el valor de esa cantidad de longitud es 6 m.

L =

6 m

Símbolo matemático Cantidad + Unidad = Magnitud (Representa una magnitud escalar)

Otro ejem., la Fuerza (magnitud vectorial) expresada en Kgf.

F  10 Kg Símbolo matemático Cantidad + Unidad = Magnitud (Representa una magnitud vectorial)

Unidad patrón: Son aquellas unidades elegidas por acuerdo internacional y que se utilizarán para la comparación en el proceso de medir. Se elige teniendo en cuenta dos aspectos: ser accesible y lo más exacta posible. Por ejemplo antiguamente, los agricultores para medir la tierra utilizaron medidas tales como el codo, el palmo, el pie, la pulgada, la vara y otras, hasta llegar después de la revolución francesa, a una unidad de carácter internacional que fue adoptada por la mayoría de los países y a la que se le denominó metro (del griego: medida). En la actualidad el metro patrón se define así: “El metro es la longitud igual a 1650763,73 longitudes de onda en el vacío de la radiación correspondiente a la transición entre los niveles 2p10 y 5 d5 del átomo de Kriptón 86”.

Sistema de Unidades: La construcción de un sistema de unidades que cumpla en la forma más exacta posible las condiciones citadas en la expresión de la unidad patrón no es tan fácil. Desde el 2 de marzo de 1972 se ha instituido en nuestro país el uso del llamado Sistema Métrico Legal Argentino (SIMELA), sobre la base del Sistema Internacional (SI). El SIMELA está constituido por las unidades, múltiplos y submúltiplos, prefijos y símbolos del Sistema Internacional y las unidades, múltiplos, submúltiplos y símbolos ajenos al S.I., y que se las clasifican en: Unidades fundamentales (o base): son 7 unidades bien definidas consideradas convencionalmente como independientes en cuanto a sus dimensiones.

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Magnitud Longitud Masa Tiempo Intensidad de corriente eléctrica Temperatura termodinámica (Temperatura Intensidad luminosa Cantidad de materia

unidad metro kilogramo segundo ampere kelvin grados Celsius candela mol

símbolo m Kg s A K ºC) cd mol

Unidades derivadas: se forman combinando las unidades fundamentales según las relaciones algebraicas elegidas que relacionan las magnitudes correspondientes. Por ej.: Magnitud Superficie Volumen Frecuencia Densidad Velocidad Aceleración Fuerza Presión Trabajo, energía, cantidad de calor Potencia

unidad metro cuadrado metro cúbico Hertz (1/s) kilogramo por metro cúbico (gramo por centímetros cúbicos metro por segundo metro por segundo al cuadrado 2 Newton (Kg. m/s ) 2 Pascal (N/m ) Joule (N. m) watt (J/s)

Símbolo 2 m 3 m Hz 3 Kg/m 3 g/cm ) m/s 2 m/s N Pa J W

Hay otras unidades suplementarias como: Magnitud Ángulo plano

unidad Símbolo radián rad (grado, minuto y segundos sexagesimales º „ “) Tiempo minuto, hora, día min, hs, día Volumen* litro* l o lts 3 (*Litro: nombre especial que puede darse al decímetro cúbico (dm ) cuando no exprese resultados de medidas de volumen de alta precisión.)

Las unidades en planteos matemáticos y operaciones algebraicas: El valor de una magnitud física debe incluir tanto un número como una unidad. Cuando estas magnitudes se suman, se restan, se multiplican o dividen en una ecuación algebraica, las unidades pueden tratarse como cualquier otra magnitud algebraica aplicando las reglas y propiedades matemáticas. Por ej., supongamos que deseamos hallar la masa de un material sabiendo que su densidad es 1,025 gramos por 3 3 centímetros cúbicos (g/cm ) y el volumen que ocupa es de 130 centímetros cúbicos (cm ), entonces, la masa “x” se determina precisamente multiplicando la densidad (d) por el volumen (v): 3 X = d . v = 1,025 __g__ . 130 cm = 133,25 g 3 cm 3 En el ejemplo la unidad cm , se cancela debido a que uno está como divisor y el otro como multiplicando, aplicando la propiedad de simplificación, quedando solo la unidad g. 2 2 Otro ejemplo, si se tiene que sumar 38 m con 23,6 m da como resultado: 2 38 m 2 + 23,6 m 2 61,6 m . 3 Más ejemplos. Si se quiere saber el área de la base de un prisma cuyo volumen es 25,5 dm y presenta una altura de 4,98 dm, recordando que el volumen del prisma es igual al producto de la base por la altura. Entonces la base se determina dividiendo el volumen por la altura, el resultado es: 3 Base= vol = 25,5 dm Alt 4,98 dm 3 En este ejemplo el dm y el dm se trabajan como magnitud algebraica con potencia, aplicando la propiedad correspondiente, donde a igual base se restan los exponentes en una división: 32 2 Base= vol = 25,5 dm = 5,12 dm Alt 4,98 dm

Conversión de unidades: Las unidades como se ha indicado en SIMELA presentan además de las unidades, los múltiplos y los submúltiplos, respetando los prefijos y símbolos correspondientes. Los múltiplos son las unidades superiores a la unidad patrón, y los submúltiplos son las unidades inferiores a la unidad patrón. Para poder convertir una unidad en otra se puede aplicar la tabla de equivalencia o los factores de conversión.

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Para la tabla de equivalencias daremos dos ejemplos: 2 2 1° ej: se quiere pasar 30 cm a hm km

2

hm

2

2

dm

00

00

30

dam

0, 2

Resultado: 30 cm = 0,000030 hm 2° ej: 0,15 kg a mg

2

m

2

cm

2

mm

2

2

kg

hg

dag

g

dg

cg

mg

0

1

5

0

0

0

0,

Resultado: 0,15 kg = 150000 mg Para utilizar los factores de conversión hay que tener en cuenta las siguientes tablas de múltiplos y submúltiplos respecto de la unidad patrón o fundamental. Factor por el que se multiplica 18 10 15 10 12 10 9 10 6 10 3 10 2 10 1 10

Prefijo exa peta tera giga mega kilo hecto deca

Símbolo E P T G M k h da

Factor por el que se multiplica -1 10 -2 10 -3 10 -6 10 -9 10 -12 10 -15 10 -18 10

Prefijo deci centi mili micro nano pico femto atto

Símbolo d c m µ n p f a

Como interpretar los factores de conversión del cuadro: 6 Por ejemplo si en la tabla anterior dice que el “giga” (G) es 10 respecto de la unidad patrón, ejemplo: 1 Gm es igual 6 -12 -12 a 10 m. Si dice que el “pico” (p) es 10 respecto de la unidad patrón, entonces como ejemplo 1 pg es igual a 10 g. Como ejemplo, supongamos que deseamos determinar la distancia expresada en unidades de metros para la medida 3 240 km, entonces se sabe que 1 km = 10 m = 1000 m (ver cuadro). Podemos convertir los km a metros multiplicando por el factor 1000m/1 km: 240 km = 240 km x 1000 m = 240000 m 1 km El factor 1000 m/1 km se denomina factor de conversión. Todos los factores de conversión tienen el valor de 1 en la unidad y se utilizan para pasar una magnitud expresada en una unidad de medida a su equivalente en otra unidad de medida sea múltiplos o submúltiplos. Otro ejemplo, supongamos que se quiere saber cuántos miligramos de una droga se tienen si la medida en gramos -3 es 0,0035 g, se sabe entonces que 1 mg = 10 g. Manteniendo la relación en este caso se deberá dividir por el factor de conversión, siendo: -3 0,0035 g = 0,0035 g : 10 g = 0,0035 g . 1 mg = 3,5 mg -3 1 mg 10 g También es válido realizar con estos factores de conversión relaciones de reglas de tres simple.

Actividad Nº 1: Efectúa las siguientes conversiones de unidades aplicando alguna de las dos formas indicadas: 3

a) 8 h = …… s

b) 0,0200 Mm = …....... dm

c) 2.600 dm = …… cm

d) 8 cm = ……. hm

e) 5 kg = ……. g

f) 2 h 5 min 15 s = ……. s

g) 7,5 mm = …….. km

h) 10 mg = …….. dag

i) 6,5 dam = ……cm

k) 4,8 l = ……. cl

l) 8.100 mm = ……. km

3

3

j) 22800 cm = ……. m

2

2

Ahora Tú ! ! !

3

2 2

Notación científica: En muchos de los temas que trata la Fisicoquímica, la Física y la química se presenta el caso de trabajar con cantidades muy grandes o muy pequeñas. Por ejemplo: Distancia de la Tierra al sol: 150000000000 m Radio de un átomo: 0,000000000053 m

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Para facilitar la tarea se recurre a otra forma de indicar estas cantidades, que por ser común en las ciencias se la denomina Notación Científica. Éste método se basa en el uso de las potencias de base 10.

N = a,bcd . 10 Parte entera

parte decimal

n

exponente

potencia de 10

Por ejemplos: En el caso de números mayores a 1 se escribe la cifra entera (si es dos o más números va una coma detrás del primer nº de la izquierda) sin los ceros y luego por diez (.10) con exponente positivo (que es igual a la cantidad de cifras totales del número entero original menos 1): 11

150000000000 m = 1,5 . 10 m 12 cifras totales menos 1 cifra da 11 (exponente) 4

30000 lts = 3 . 10 lts En el caso de números menores a 1 se escribe la cifra entera (si es dos o más números va una coma detrás del primer nº de la izquierda) sin los ceros y luego por diez (.10) con exponente negativo (que es igual a la cantidad de cifras que hay entre la posición de la coma antes y después de la transformación): -11

0,000000000053 m = 5,3 . 10

m

11 cifras entre la coma antes y después (exponente) -3

0,005380 kg = 5,38 . 10 Kg

Cifras significativas: Al anotar resultados analíticos solo deberán usarse cifras significativas. Por definición las cifras significativas en una cantidad son todos los dígitos que se conocen con certeza (dígitos ciertos). Todos los demás dígitos reciben el nombre de cifras no significativas. Por ello el número de cifras significativas es el número mínimo de dígitos que se necesitan para expresar científicamente un valor sin que se pierda exactitud. Cada dígito representa la cantidad real que especifica esa magnitud. Para ejemplificar el concepto de cifras significativas, consideremos los siguientes valores 4 medidos, todos los cuales tienen tres cifras significativas: 0.207 cm, 2.07 cm, 207 cm y 2.07x10 cm. Obsérvese que el número exponencial no tiene efecto sobre el número de cifras significativas; y el cero del primer ejemplo no es significativo. En el trabajo científico y en las operaciones con magnitudes se deben informar datos empleando solo CIFRAS SIGNIFICATIVAS, para ello es útil tener en cuenta las siguientes reglas: 

Reglas del cero como cifra significativa: Los ceros que aparezcan entre otros dígitos son significativos. Como ejemplo en la cantidad 10,04 km, son significativos los ceros entre el número 1 y 4, en este caso hay 4 cifras significativas incluyendo a los ceros. Los ceros iniciales, generalmente no son significativos. Como por ejemplo el 0,104 g o 0,00104 km, ambos tendrían 3 cifras significativas (104) y los ceros iniciales se podrían expresar en notación científica, -1 -3 dando respectivamente 1,04 . 10 g y 1,04 . 10 km. También es posible eliminar esos ceros iniciales en magnitudes realizando conversión de unidades. En los dos ejemplos anteriores podría ser 1,04 dg y 1,04 m respectivamente. Otro ejemplo: el peso de un compuesto expresado como 0,0234g puede ser -2 expresado como 23,4mg (es decir mediante conversión de unidades) o como 2,34 . 10 g (utilizando notación científica) sin que varíe la incertidumbre del peso, o el número de cifras significativas. Los ceros terminales, generalmente se consideran no significativos pero en ciertos casos, según la precisión de la magnitud es considerado significativos. Cuando uno o varios ceros terminales no se consideran como significativo, es porque solo se utilizan para fijar el punto decimal, por lo que pueden eliminarse y escribir el número utilizando cifras significativas y notación científica (potencias de 10) o 2 realizando conversión de unidades. Por ejemplo: 10100 dm escrito de esta forma se considera que tiene 5 cifras significativas, si se desea indicar que sólo tiene 3 dígitos son significativos, deberá escribirse como 4 2 2 1,01 x 10 dm o como 1,01 dam .



Reglas de las cifras significativas para el cálculo de magnitudes:

1. Redondeo de números: el resultado de los cálculos con magnitudes deberá reportarse únicamente con cifras significativas y su unidad. Por lo tanto deberán eliminarse de la respuesta los dígitos no significativos o residuos. Si el residuo es igual o mayor que 5, se incrementa el dígito de la izquierda del residuo en una unidad. Si el residuo es menor que 5, no se cambia el dígito de la izquierda.

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En los dos casos de ejemplos dados a continuación, se desea que el resultado se exprese con 4 cifras significativas. Ej a) El 11,486 m, en este caso el residuo es el “6”, aplicando el criterio dado antes se desecha este dígito y se le suma uno al dígito anterior, el resultado es 11,49 m. Ej b) El 11,392 g, en este caso el residuo es el “2”, aplicando el criterio dado antes se desecha este dígito y quedan los dígitos anterior sin modificar, el resultado es 11,39 g. 2. Suma y Resta: al sumar o restar magnitudes, el número de lugares decimales del resultado debe ser igual al menor número de lugares decimales de cualquier término de la suma o resta. Ej.: Suma: sume 24,686 m + 2,343 m + 3,21 m Solución: 24,686 m 2,343 m 3,21 m_ 30,239 m Aplicando la regla de cifras significativas en la suma y en la resta, se observa que una medición presenta 2 decimales (el 3,21 m) entonces el resultado final queda con dos decimales y aplicando la regla del redondeo es: 30,24 m. 3.Multiplicación y División: al multiplicar o dividir dos o más cantidades de igual o diferentes unidades, el número de cifras significativas del resultado es el mismo que presenta la cantidad que es menos precisa (menor cantidad de cifras significativas presente) que se multipliquen o dividan. Ej.: Multiplicación: multiplique 3,22 cm por 2,1 cm: Solución: 3,22 cm x 2,1 cm 322 6 4 4____ 2 6,762 cm Aplicando la regla de las cifras significativas, en esta multiplicación la cantidad que menos cifras significativas tiene es el 2,2 cm (dos cifras significativas), entonces el resultado debe tener 2 cifras significativas y aplicando las reglas de 2 redondeo queda: 6,8 cm Ej.: División: divide 6,762 m por 2,1 s: Solución:

6,762m = 3,22 m/s. 2,1s

Aplicando la regla de cifras, en esta división la cantidad que menos cifras significativas tiene es el 2,1 s (dos cifras significativas), entonces el resultado debe tener 2 cifras significativas y aplicando las reglas de redondeo queda: 3,2 m/s

Actividad Nº 2: Calcula 1.

2.

3.

Suma o resta como se indica, y da la respuesta con el número correcto de cifras significativas: a). 16,2 m + 5,008 m + 13,48 m = ……….. b). 5,006 m + 12,0077 m + 8,0084 m =………….. Ahora 2 2 c). 78,05 cm – 32,046 cm =…………… d). 15,07 kg – 12,0 kg =……………. Tú ! ! ! Multiplica o divide como se indica, teniendo cuidado con la cifra significativa: 18 -10 a). (6,2 .10 m) x (4,7 . 10 m) =……… -7 -12 b). (5,6 . 10 m) : (2,8 . 10 s) =……….. -4 -3 c). (8,1 . 10 km) x (1,6 . 10 km) =………. 5 3 3 d). (6,5 . 10 kg) : (3,4 . 10 m ) =………….. Tomás hizo las siguientes operaciones con su calculadora y registró los resultados mostrados. Da cada una de las respuestas usando el número correcto de cifras significativas: a). 5,32 mm + 2,1 mm = 7,4200000 mm 2 b). 13,597 m x 3,65 m = 49,6290500 m c). 83,2 kg – 12,804 kg = 70,3960000 kg.

El proceso de medida (medición): Las medidas que realizaremos serán de dos tipos: medidas directas y medidas indirectas. Las medidas directas, son las que realizaremos por comparación, utilizando para ello un aparato calibrado de acuerdo con la magnitud a medir y la unidad de medida utilizada. Las medidas indirectas, se obtienen mediante expresiones algebraicas. Por ejem., la medida de la masa y del volumen de un líquido podemos hacerla directamente con la balanza (la masa) y una probeta (el volumen). Sin embargo la densidad de ese líquido la calculamos dividiendo la masa por el volumen (d = m/v), entonces sería la densidad en este caso, una medida indirecta. (También se puede hacer directamente utilizando un densímetro, que determina la densidad en los líquidos)

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Lectura de una medición: Las medidas son estimaciones, es decir, el resultado de comparar una cantidad con la unidad correspondiente. Para efectuar una medición se necesita un instrumento, ya sea éste una regla para medir longitudes, un cronómetro para medir tiempos, dinamómetro para medir fuerzas, etc. La mayor o menor exactitud con que se mida la cantidad que se considere, dependerá de la habilidad de quién realice la medición y de las limitaciones propias del instrumento de medida. La precisión de un instrumento está dada por la menor lectura que puede realizarse con su escala y unidad. Por ej: Supongamos que estamos midiendo una longitud. Si utilizamos una regla centrimetrada, es decir, en la cual la división menor es un centímetro (1 cm) y uno de los extremos del cuerpo cuya longitud queremos medir queda entre dos marcas de la regla (teniendo en cuenta que el otro extremo se hizo coincidir con la división 0 de la regla), podremos apreciar hasta un décimo de dicha división, o sea podremos medir aproximadamente la cantidad de milímetros (mm) entre la última marca de la regla y el extremo del cuerpo. En este caso el observador podrá dar con cierta exactitud la medición debido a su apreciación (una décima de la división de la menor escala de este instrumento que es 1 cm), en cambio podemos decir que la precisión del instrumento llega hasta el centímetro

0 cm

1

2

3

4

5

6

7

8

Valor apreciado 6 mm Longitud del cuerpo = 5,6 cm

Si la regla fuese milimetrada, o sea que su división menor midiera 1 mm, será muy difícil debido a las limitaciones humanas apreciar, como en el caso anterior, hasta una décima parte de la división, es decir, 0,1 mm. Un buen experimentador en ese caso sólo puede apreciar hasta un quinto de división, es decir, 0,2 mm. En este caso el observador podrá dar con más exactitud de la medición si se basa solo en la menor lectura del instrumento (1 mm) pero no podrá apreciar con aún más exactitud más allá de la escala del milímetro debido a su limitación (lee solo una quinta parte del milímetro), y podemos decir que la precisión del instrumento llega hasta el milímetro.

TRABAJO PRÁCTICO Nº 2

Estudio estadísticos de datos experimentales (mediciones) Nociones sobre Teoría de errores: Error: son imprecisiones el realizar una medición. Toda vez que se realice una medición de una cantidad de cualquier magnitud, ésta estará sujeta a la presencia de un error y hay que tenerlo en cuenta siempre que se realice la medición. Los errores que se comenten al medir tienen diversos orígenes. Estos son: - debidos al observador, - debidos al aparato de medición, - debidos al medio ambiente, - debidos al sistema de medición. Los errores se clasifican en: sistemáticos y accidentales o casuales.  Errores sistemáticos: se deben a algún defecto del experimentador, a imperfecciones del instrumento de medida y en algunos casos al sistema de medición. Cuando son errores por el aparato o instrumento, este tipo de error está dado en un mismo sentido (siempre se mide en más o en menos). En algunos casos se cometen errores groseros, debidos exclusivamente al poco cuidado que se pone al medir, son errores evitables. 

Errores accidentales o casuales: se cometen siempre en una medición por lo que resultan inevitables, y son motivados por sucesos imprevistos. Por ejemplo, se realiza una medición en una habitación con luz artificial, y mientras se está midiendo se corta la electricidad y no hay suficiente luz para precisar el valor de la medición.

-

Otra forma de clasificar los errores sistemáticos de una medición: Error por exceso: cuando el valor de la medición resulta mayor que el verdadero valor. Error por defecto: cuando el valor de la medición resulta menor que el verdadero valor.

Determinación del verdadero valor de una medición: Supongamos que deseamos determinar la longitud del pizarrón del aula. Si efectuamos sólo una medición (lectura), ¿qué seguridad tendremos que éste es el verdadero valor de la longitud del pizarrón? El verdadero valor de la longitud

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del pizarrón será siempre desconocido, pues no existe instrumento de medida que efectúe lecturas con absoluta precisión. Entonces realizamos un estudio estadístico del valor más probable de la longitud del pizarrón, que aceptamos como el valor verdadero convencional. Valor más probable o valor verdadero convencional: Es el promedio aritmético de una serie de observaciones (mediciones o lecturas), todas realizadas en las mismas condiciones, es el valor más probable, es decir, el valor más cercano al valor verdadero de la magnitud medida. Si llamamos con x1, x2, x3,…., xn, a los valores medidos (lecturas) en cada observación será: n

_ X = x1 + x2 + x3 + ….. + xn = n

Σ xi

__

dónde X es el valor más probable o valor verdadero convencional.

i=1

n

Error Absoluto: Nos expresa cuan cerca o lejos está nuestra medición respecto del valor verdadero. Se determina realizando la diferencia entre la lectura correspondiente a una de las observaciones y el valor verdadero. Pero como ya se indicó antes el valor verdadero no se puede conocer con certeza, se habla entonces del Error aparente. Error aparente: Nos expresa cuan cerca o lejos está nuestra medición respecto del valor más probable. Se determina realizando la diferencia entre la lectura correspondiente a una de las observaciones y el valor más probable: _ Eap = xi – X (donde i= 1, 2, 3, …., n) El error aparente puede tomar valores positivos o negativos. El error aparente positivo indica que se comete error en la lectura por exceso. El error aparente negativo indica que se comete error en la lectura por defecto. Error relativo: Nos expresa la proporción del error respecto del valor más probable (o verdadero). Se determina realizando un cociente entre el error aparente y el valor más probable: Eap Er = -----------------------

X Error relativo porcentual: Expresa lo mismo que el error relativo, indicado en porcentaje. Se determina realizando una multiplicación entre el error relativo y 100 %. Er% = Er . 100 %

Actividad Nº 3: Piensa y resuelve 1.

¿Qué medida es más exacta? ¿Por qué? a) la medida realizada al determinar la masa de una persona de 60 Kg. con un error de 100 g, o b) la medida realizada al medir la masa de un coche de 1200 Kg. con un error de 10 Kg.?

Ahora Tú ! ! !

2.

Al medir la longitud del laboratorio de física, se ha obtenido los siguientes resultados: -Alumno Nº 1: l1= 11,679 m -Alumno Nº 2: l2= 11,684m -Alumno Nº 3: l3= 11,685 m -Alumno Nº 4: l4 = 11,692m ¿Cuál es el valor que debe darse a la medida y que errores absolutos y relativo ha cometido cada alumno? ¿Qué tipo de errores cometieron (defecto o exceso)? 3.

Los cronometradores de una prueba de 1500 m llanos dieron para el ganador los siguientes tiempos: a-T1= 3 min 46 s b-T2= 3min 46,2 s C-T3= 3 min 45,8 s d-T4= 3 min 16,5 s ¿Cuál es el valor que creen que los cronometradores deben haber dado al ganador? ¿Es correcto lo que hicieron estas personas? Justifica tu respuesta. 3

4.

El error aparente cometido en una medición de densidad fue de 2,5 g/cm por defecto. Si el valor más probable 3 es de 25,5 g/cm . ¿Cuál es el valor de la medición?

5.

Al medir la temperatura de una sustancia con un termómetro graduado en décimas de grados, diferentes miembros de un equipo obtuvieron los resultados siguientes: (42,5º C, 42,5º C, 42,4º C, 42,6º C, 42,3º C, 42,4º C, 42,6º C, 42,7º C, 41,5º C, 42,3º C, 42,5º C). Organiza en una tabla de datos los registros. Responder: I) ¿cuál fue el valor más probable de la medida de la temperatura de la sustancia? II) ¿Cuál fue el valor de la medición en la que se cometieron más error al medir? III) ¿Cuál es el valor de la medición en la que se cometieron menos error al medir?

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TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 1

TRABAJO PRÁCTICO Nº 3

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UNIDAD 2: Materia Propiedades de la Materia Sistemas Materiales

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INTRODUCCIÓN Desde la antigüedad el hombre intentó conocer las razones de los fenómenos que se producían a su alrededor. Así en la búsqueda constante de conocimiento descubrió que el Universo está compuesto de materia y energía. El hombre primitivo utilizaba instrumentos naturales tal como los encontraba, con el tiempo descubrió otros y los trabajó. Por otra parte, observando, aprendió que en la naturaleza se producían cambios profundos: un rayo era capaz de incendiar un bosque, la carne obtenida durante la caza se descomponía, el jugo de las frutas fermentaba y se convertía en una bebida estimulante. La posibilidad de beneficiarse con esos fenómenos se hizo realidad cuando fue capaz de producir y mantener el fuego. Así se convirtió en un “químico” apto para quemar la madera y producir con el calor generado nuevos cambios. Aprendió a procesar alimentos y bebidas, descubrió los metales y los fundió….. La historia prosigue y desde el hombre primitivo hasta nuestros días se han sucedido numerosos cambios, pero lo que no se ha modificado es la capacidad de asombro del hombre frente a tantos cambios de la materia y la energía. Esto justifica nuestro intento de comprender y explicar adecuadamente algunas ideas y conocimientos acerca de la materia y su organización.

MATERIA Todo el Universo está constituido por materia. La Luna, una naranja, un clavo y una vaca son ejemplos de materia. Los cuerpos pueden estar constituidos por distintos tipos de materia. Una botella de vidrio y una de plástico son cuerpos similares constituidos por distintos materiales. En cambio una botella y un cenicero de vidrio son cuerpos diferentes hechos del mismo material. Puesto que la materia no varía en función de su forma o tamaño desde el punto de vista fisicoquímico interesa su constitución. Concepto de Materia: “es todo aquello que resulta perceptible, es decir que impresiona nuestros sentidos, que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa.” Concepto de cuerpo: es toda porción limitada de materia.

Propiedades generales de la materia Se dicen que son masa, ponderabilidad (que tiene peso), divisibilidad, impenetrabilidad e inercia. Masa: cantidad de materia. La ley de la conservación de la masa la cual señala que: "La masa de las sustancias antes y después de un cambio químico es constante”, también puede expresarse como "La masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma.". Peso: es una medida de la fuerza resultante con que es atraída una cantidad de materia (masa) por la acción de la gravedad generada por el planeta. Expresión matemática: P = m . g [P = peso (expresado en unidades de “N” Newton); m = masa (expresado en 2 unidades de “kg”); g = aceleración de la gravedad y que equivale a 9,8 m/s ]. El peso es directamente proporcional a la masa. Mientras la masa de un cuerpo no cambia aunque se mida en cualquier parte del planeta o en otro planeta, el peso puede cambiar según el lugar donde se esté midiendo, Por ejemplo en la Luna la fuerza gravitacional es considerablemente menor que en la Tierra, y un objeto puede pesar menos en la Luna que en la Tierra. Divisibilidad: cualquier materia se puede dividir en partes más pequeñas pero siguen manteniendo las características de la materia. Impenetrabilidad: dos materiales no pueden ocupar el mismo lugar y al mismo tiempo. Inercia: es una medida de la resistencia de un cuerpo o material para cambiar su estado de reposo o movimiento, cuando una fuerza externa lo quiere modificar.

ACTIVIDAD nº 1: Piensa y resuelve 1. Cuando un auto inservible se comprime para formar un cubo compacto, ¿Cambia su masa? ¿y su volumen? ¿Y su peso? Ahora 2. ¿Tiene una roca de 2 kg el doble de masa que una roca de 1kg? ¿tiene el Tú ! ! ! doble de peso (cuando se pesa en el mismo lugar geográfico)? 3. ¿Cuál de las cantidades siguientes cambia cuando comprimes una esponja: la masa, el volumen o el peso? 4. ¿Qué tiene mayor peso: un litro de agua o un litro de hielo? 5. Imaginemos que usted habla por un teléfono interplanetario a una amiga que vive en la Luna. La amiga le dice a usted que acaba de ganar 1 newton de oro en un concurso. Con emoción, le contesta que usted acaba de entrar en la versión terrícola del mismo concurso y también ha ganado 1 newton de oro. ¿Quién es más rico?: Su amiga, usted o es empate. 6. ¿Por qué dicen los físicos que la masa es más fundamental que el peso?

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Calcular: 1. ¿Cuál es el peso de cada uno de los siguientes objetos? a. Un disco para jockey de 0,113 Kg. b. Un automóvil de 870 Kg. c. Un futbolista de 108 kg. 2. Un astronauta de 75 kg de masa viaja a Marte. ¿Cuál es su peso: 2 a. Sobre la Tierra, donde g = 9.8 m/s ? 2 b. Sobre Marte, donde g = 3.8 m/s ? c. ¿Cuál es el valor de g en la cima de una montaña si el astronauta pesa 683 N? 3. ¿Cuánto pesan dos kilogramos de yogurt?

SISTEMAS MATERIALES La observación de nuestro mundo circundante nos muestra una realidad compleja e intrincada. Pensemos solamente en lo que se encuentra en nuestra aula: personas, aire, pizarrón, tizas, bancos, sillas, paredes, ventanas, vidrios, puerta, etc. Y si ampliamos nuestra consideración fuera del edificio escolar, veremos plantas, más personas, autos, edificios, animales, etc., etc. O sea, que la complejidad se incrementa rápidamente. Es evidente que resulta imposible estudiar en forma simultánea todo lo que nos rodea. Necesitamos aislar de modo real o imaginario un conjunto de objetos, o uno de ellos o una fracción para su estudio minucioso. Así, analizamos el agua de un vaso, el aire, el alcohol, un borrador, un cubito de hielo, la sal de mesa, el aceite, un lápiz, un trozo de piedra, una porción de arena, un pedazo de madera., etc….. Cada una de estás porciones del Universo presentan una organización más o menos determinada, pero siempre compleja, y constituyen diferentes sistemas. Por otra parte, se pueden encontrar en estado sólido, líquido o gaseoso, dichas fracciones se caracterizan por ocupar un lugar en el espacio y por estar dotadas de masa, es decir, por estar compuestas de materia. Entonces definimos: SISTEMA MATERIAL: a toda porción del Universo dotada de masa que se aíslan en forma real o imaginaria para su estudio experimental. Cuando se tiene una porción del Universo para su estudio se plantean los siguientes interrogantes: ¿Cuáles son las sustancias y los elementos químicos que forman dicho sistema material? ¿Cómo interactúan esas sustancias entre sí? ¿Cuáles son sus propiedades? ¿Qué transformaciones e intercambios de masa y energía se producen en ellos?, etc. Esto es parte de lo que estudia la Química. QUÍMICA: es la disciplina científica que se ocupa de investigar la composición de los sistemas materiales y .los cambios que se producen en ellos.

CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES: Según como se considera el estudio se pueden clasificar en forma diferente. A) Una primera clasificación se basa en el intercambio de materia y energía, siendo: - Sistema cerrado: cuando no hay intercambio de materia pero puede haber de energía. - Sistema abierto: cuando hay intercambio de materia y de energía. - Sistema aislado: cuando no hay intercambio de materia ni de energía. B) Otra clasificación se basa en las propiedades intensivas, siendo: 

Sistema Heterogéneo: Donde las propiedades intensivas (por ej.: punto de fusión, densidad, índice de refracción, solubilidad, etc.) de las sustancias que lo forman son diferentes, dependiendo de la porción que se tome para estudiarla, y presentan zonas delimitadas.

Ejemplo 1: en el vaso, se ha introducido agua, clavo de acero y se ha tapado el vaso con una tarjeta que deja atrapado el aire. Si tomamos una porción de agua no tendrá las mismas propiedades intensivas que si sacamos una porción del aire atrapado o del clavo. Este sistema presenta tres sectores bien delimitados entre sí, y cada uno formado por un material o sustancia diferente a los otros, cada sector se lo llama Fase. Entonces este sistema material presenta 3 fases y se dice que es Trifásico. Puede haber con dos fases: Bifásico, con cuatro o más fases: Polifásicos, y cuando presenta una sola fase se dice Monofásico: Ejemplo 2: en este otro ejemplo hay agua salada (agua con sal disuelta) y arena. El agua salada forma un material y una fase, mientras que la arena forma otra fase diferente y que no se mezclan entre sí. En este caso el sistema material es bifásico.

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Ejemplo 3: en este caso el material es agua o sustancia agua está en diferentes estado de la materia, observándose que presentan límites entre los estados, formando cada uno una fase diferente, pero de un solo material. Este sistema es trifásico.



Sistema Homogéneo: Donde las propiedades intensivas de las sustancias que lo forman son iguales en todas sus partes. Cualquier fracción de este sistema, que saquemos para su estudio tiene las mismas propiedades intensivas (por ej.: punto de fusión, densidad, índice de refracción, solubilidad, etc.) que el resto del sistema.

Ejemplo 1: el recipiente del esquema está abierto y el material introducido es agua azucarada (agua con azúcar disuelta), los límites del sistema está dado por el recipiente (parte inferior y lados) y la superficie del líquido, entonces se observa una sola fase, o sea, que el sistema homogéneo es un sistema monofásico. Nuestro ejemplo 1, sería un sistema homogéneo, con dos materiales en una sola fase. Ejemplo 2: en este otro ejemplo, se tiene un líquido solo, donde también se observa una sola fase con un solo material. Ejemplo 3: este otro ejemplo, se trata de un material gaseoso, el aire con varias sustancias que lo forman. Los límites de la fase están dados por las paredes del recipiente, tanto como el fondo y la tapa, ya que el gas no tiene forma definida. Entonces podemos redefinir: FASE: es toda porción homogénea de un sistema material y que presenta límites bien definidos.

SISTEMAS HETEROGÉNEOS 

Los sistemas heterogéneos formados por dos o más fases, se pueden clasificar en: Dispersiones Groseras: sus fases se distinguen a simple vista. Ejemplos: arena y Yodo, azufre y hierro, agua y aceite, etc.



Dispersiones Finas: sus fases se distinguen con ayuda de una lupa o un microscopio. Según el modo de agregación de sus fases se clasifican en: a) Emulsiones: cuando las fases son líquidas, y una de ellas está dividida en porciones muy pequeñas que están como flotando dentro del otro líquido, como si fuera todo uno solo. Ejemplos: leche (suero y crema), una crema de manos, etc. b) Suspensiones: cuando una fase es líquida y otra sólida finamente dividida. Ejemplos: negro de humo en agua (tinta china), un poco de harina en agua, agua turbia de un charco, etc. 

Dispersiones coloidales: estos sistemas, siendo heterogéneos, marcan el límite con los homogéneos, se confunden fácilmente con éstos. Sus fases pueden observarse al ultramicroscopio. Ejemplos: clara de huevo dispersa en agua, gelatina con agua, etc.

MÉTODO DE SEPARACIÓN GROSERAS Y FINAS)

DE

FASES

DE

SISTEMAS

HETEROGÉNEOS

(DISPERSIONES

Las fases de un sistema heterogéneo pueden separarse por diversos métodos, los que dependen del sistema en estudio, y dependen por ejemplo, del tamaño de las partículas, su densidad, solubilidad, y otras propiedades intensivas, etc. Se utilizan métodos mecánicos dónde no ocurre intercambio de energía apreciable. Y los métodos físicos, donde si se intercambia energía entre el sistema y el medio ambiente. En un sistema heterogéneo, cada una de las fases que lo integran, después de ser separadas constituyen sistemas homogéneos. Cuando el sistema está formado por una fase líquida y otra sólida, donde el sólido puede presentar diferentes tamaños de partículas. a) Cuando el tamaño del sólido es grande, o sea, en trozos bien definidos, se los pueden separa tomándolos con una pinza. Este método se llama TRÍA. b) Cuando el tamaño del sólido es mediano o pequeño, o sea, en trozos pequeños o muy pequeños, se los pueden separa dejándolo cierto tiempo en reposo para que sedimente (se vaya al fondo del recipiente), luego de esto se trasvasa con cuidado a otro recipiente el líquido o succionándolo con pipeta o sifón. Este método se llama DECANTACIÓN.

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c) Cuando el sólido está finamente dividido, formando una suspensión con el líquido, se pueden utilizar dos métodos diferentes. -(I) Se hace pasar el sistema líquido-sólido a través de una superficie porosa, llamada filtro, generalmente colocada dentro de un embudo. Las partículas sólidas son retenidas por el filtro porque tienen un diámetro mayor que los poros del filtro. Como filtro es muy utilizado un papel poroso, denominado papel de Filtro, aunque también se utilizan arena, algodón, amianto, polvo de carbón, telas especiales, lana de vidrio, porcelana, etc. Este método se denomina FILTRACIÓN. -(II) Se pueden precipitar las partículas del sólido y luego se hace una decantación. Para acelerar la sedimentación de las partículas del sólido se las somete a la acción de la fuerza centrífuga: el sistema se coloca en tubos cónicos que giran a gran velocidad dentro de aparatos llamados centrífugas, lo cual determina que las partículas, por ser más densas, precipiten, ocupando el fondo de dichos recipientes. Este procedimiento recibe el nombre de CENTRIFUGACIÓN. Una vez lograda la separación de las fases, se realiza la decantación del líquido por volcado o succión.

Cuando se trata de dos fases líquidas no miscibles o inmiscibles (que no se mezclan entre sí o no se disuelven entre sí), de diferentes densidades. Se utiliza el método de decantación, con un instrumento llamado AMPOLLA DE DECANTACIÓN. Se coloca el sistema dentro de la ampolla y se lo deja en reposo hasta que se separen los líquidos (en dos fases, la más pesada o densa se ubica abajo y la menos pesado o densa se ubica arriba). Luego, al abrir la llave se deja salir la fase líquida más pesada, debiendo cerrarse el paso cuando está por pasar el otro líquido menos denso.

Cuando se trata de fases sólidas, se opera de diferentes modos, según el tamaño y propiedades de las partículas. a) Cuando una de las fases se encuentra dividida en trozos bien definidos, éstos se pueden separar tomándolos con la pinza. Este método es TRÍA.

b) Cuando las partículas de cada fase sólida tienen diferentes tañamos, se coloca el sistema material sobre una malla de metal o plástico (tamiz), se sacude y entonces las partículas de menor diámetro atraviesan la malla, mientras las partículas de mayor tamaño quedan retenidas. El método se llama TAMIZACIÓN. c) Cuando los sólidos tienen diferentes densidades, se puede agregar un líquido que tenga una densidad intermedia con respecto a ellos, como el agua. Este método se denomina FLOTACIÓN.

d) En el caso de que una de las fases sea soluble en un determinado solvente y la otra no, se agrega agua, se agita para asegurar la disolución de uno de los sólidos, y se procede a filtrar, separando los dos materiales sólidos. Este método se denomina DISOLUCIÓN. Luego por evaporación (ver más adelante) se separa el sólido disuelto en el líquido, y al otro se lo seca para quitarle el líquido.

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e) Si los sólidos tienen diferentes densidades, se puede hacer circular una corriente de agua que arrastra la mezcla a través de canales; entonces, el material sólido más denso sedimenta, mientras que el otro material sólido menos denso se mantiene suspendido. Este método se separación se denomina LEVIGACIÓN. f) Cuando uno de los sólidos está compuesto por hierro, se puede separar la mezcla acercándole un imán. Este método se llama IMANTACIÓN o SEPARACIÓN MAGNÉTICA. Así, por ejemplo en el proceso de fabricación de la harina, una de las operaciones previas consiste en apartar de los granos de trigo pequeños trozos metálicos (clavos, alambres, etc.) haciéndolos pasar por un campo magnético. g) Cuando se tiene un sólido mezclado con un líquido, ya sea que se haya usado previamente el método de disolución o que provenga de otro sistema, y se quiere separar el sólido sin recuperar al líquido, se puede usar el método de EVAPORACIÓN, siempre y cuando el sólido no se descomponga con el agregado de calor. Se coloca el sistema un recipiente que soporte alta temperaturas, luego se lo coloca sobre un sistema que aporte el calor (trípode con tela metálica y mechero de gas). Se calienta el sistema hasta que se perciba que el sólido está seco y libre del líquido. h) Cuando se quiere separa dos sólidos, y con uno de ellos se puede usar la propiedad intensiva de que se volatiliza al ser suministrado calor y luego al enfriarse sublima. Este método se llama SUBLIMACIÓN. Por ejemplo se puede usar en caso de arena –yodo o arena y naftaleno.

Cuando se utilizan varios métodos de separación, para obtener dos o más fases sólidas separadas entre sí, se dice que se usan métodos combinados de separación. Un caso muy común usado es la LIXIVIACIÓN. Es un método donde intervienen procesos mecánicos y físicos, mediante él se pueden separar dos sólidos, de los cuales uno de ellos es soluble en un líquido. Por ejemplo, el sistema arena-sal, o hierro-azufre.

SISTEMAS HOMOGÉNEOS Los sistemas homogéneos, formados por una o varias sustancias disueltas entre sí, se pueden clasificar en:

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

Sustancia pura: cuando todas las moléculas que la forman son iguales. No fraccionables por métodos físicos.



Solución: está formado por dos o más sustancias puras diferentes. Una de ellas recibe el nombre de Disolvente o Solvente, es la que se encuentra en mayor proporción; y las otras Soluto, es o son las que se encuentran en menor proporción. Fraccionable por métodos físicos.

Las soluciones se clasifican según el estado de agregación del solvente, siendo: a) Sólidas: donde el solvente es sólido y los solutos pueden ser otros sólidos, líquidos o gaseosos. El ejemplo más común son las aleaciones de Latón (cobre y cinc), el Bronce (cobre y estaño), acero (hierro, otros metales y carbono), etc. b) Líquidas: donde el solvente es líquido, y los solutos pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Ejemplos: alcohol en agua (líquido en líquido), agua saldas (sólido en líquido), aire en agua (gaseoso en líquido), etc. c) Gaseosas: donde el solvente es gaseoso y los solutos pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Ejemplos: nube (líquido en gaseoso), Humo u hollín (sólido en gaseoso), aire (gaseoso en gaseoso), etc.

MÉTODOS DE (SOLUCIONES)

FRACCIONAMIENTO

DE

SUSTANCIAS

DE

UN

SISTEMA

HOMOGÉNEO

Las sustancias que forman parte de una solución se separan por métodos de fraccionamiento, que son métodos físicas de separación. Cuando se tiene una solución líquida, cuyo soluto es un sólido y se quiere separar este, sin importar recuperar el líquido, se puede usar dos formas diferentes: a) Si se quiere rapidez y el sólido no se descompone con el agregado de calor, se utiliza el método de EVAPORACIÓN, (visto en métodos de separación de fases). b) Si el sólido se puede descomponer con el agregado de calor, o se requiere que se obtengan unos buenos cristales del sólido, se utiliza el método de CRISTALIZACIÓN. Consiste en evaporar en forma muy lenta el solvente, dejando al sistema en un recipiente llamado cristalizador y en algún lugar donde este cálido y sin corrientes de aire que le puedan hacer caer polvo o tierra en el mismo. Cuando se tiene una solución líquida, cuyo soluto es un sólido y se quiere separar este, recuperando al líquido, se puede usar dos formas diferentes: Se utiliza el método de DESTILACIÓN SIMPLE. Para ello se utiliza un aparato constituido por un balón con tubo de desprendimiento (tubo lateral), un termómetro, un refrigerante con agua y un recipiente colector (vaso de precipitado o erlenmeyer), y las conexiones necesarias entre ellos. En el balón se coloca la solución líquida y luego se calienta el sistema hasta ebullición del líquido. Los vapores del líquido se elevan y sales por el tubo de desprendimiento. Al chocar los vapores, con la superficie fría del refrigerante se condensan, cayendo gota a gota en el recipiente colector. El procedimiento termina cuando todo el líquido se ha separa del sólido que queda en el balón, y el líquido en el colector. La destilación comprende, primero, la vaporización de un líquido y luego, la condensación de los vapores por enfriamiento.

En caso de tener una solución líquida con soluto líquido con distintos puntos de ebullición: Se utiliza el método de DESTILACIÓN FRACCIONADA. El ejemplo más común es la obtención de las fracciones del petróleo (nafta, querosene, gas oil, etc.) Cuando la solución líquida tiene solutos disueltos diferentes que son coloreados: Se utiliza el método denominado CROMATOGRAFÍA.

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Hay distintos tipos, el más común es la cromatografía de partición sobre papel. Que consiste en una tira de papel de filtro suspendida en un recipiente, cuya extremidad inferior está sumergida en un solvente orgánico (éter de petróleo, butanol, etanol, acetona, etc.). La muestra a analizar se deposita sobre el papel próxima al solvente sin llegar a tocar a éste. El solvente asciende por el papel por capilaridad y arrastra las sustancias que forman la muestra, las cuales van alcanzando distintas alturas de acuerdo con su masa molecular, afinidad con el solvente, etc. De ese modo se logra la separación de los diferentes componentes coloreados o no de una solución. En caso de no ser coloreados se puede usar un revelador para ello.

TRABAJO PRÁCTICO Nº 1

Las sustancias y la materia Composición de la materia: Desde la más remota antigüedad el hombre ha tenido la preocupación por saber cómo está constituida la materia. Por medio de especulaciones filosóficas, los antiguos sabios griegos llegaron a la idea de que la materia está formada por partículas muy pequeñas, imposibles de dividir. A principios del siglo XIX y mediante observaciones experimentales, los científicos arribaron a la conclusión de que toda la materia está formada por partículas pequeñas, que la llamaron átomos (“a”: sin; “temno”: dividir, átomo significa indivisible). Por otra parte, se sostiene que los átomos rara vez se encuentran libres y aislados en la naturaleza, como ocurre con algunos gases del aire (helio, neón, argón, xenón y radón). Lo más frecuente es que los átomos tiendan moléculas y a unirse unos a otros, ya sean iguales o diferentes, para formar partículas más estables llamadas éstas forman a la sustancias. Se ha observado que hay distintas clases de materia, diferenciables entre sí por su color, olor, estado físico, textura, aspecto, sabor, etc. A cada una de estas clases de materia se la denomina sustancias. Concepto de Molécula: la partícula más pequeña de materia o sustancia que puede encontrarse libre y que mantiene las propiedades de dicha materia o sustancia, formada por uno, dos o más átomos iguales o diferentes. Concepto de sustancia: es cada a una de las clases de materia y que presentan propiedades definidas particulares y específicas y las diferencian de las demás. Clasificación de las sustancias: Éstas son las mismas que las de moléculas, entonces: - sustancias o moléculas simples, que no pueden descomponerse químicamente y están formadas por átomos del mismo elemento. - sustancias o moléculas compuestas, que pueden descomponerse químicamente y están formadas sus por átomos de distintos elementos. Ejemplos: Sustancias simples o moléculas simples: Monoatómicas como Ne, Ar, Fe, etc.; diatómicas o biatómicas como O2, Cl2, H2, etc.; y poliatómicas como P4, As4, S8, etc.

O2 N2 O3 He Sustancias compuestas o moléculas compuestas: NaCl, H2O, CO2, H2SO4, HCl, C6H12O6, etc.

H2O

CO2

H2SO4

Propiedades o cualidades propias de la materia o sustancia: Estas propiedades permiten identificarlas y caracterizarla y distinguirla de otra materia. Las primeras propiedades reconocidas por el hombre fueron aquellas que pueden ser percibidas por los sentidos (organolépticas), pero en la

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actualidad existen una serie de normas de bioseguridad que prohíben utilizar estas propiedades para reconocer la materia. Ni el gusto ni el olfato deberían ser usados para tal fin, salvo en casos en que se trabaja con materiales reconocidos como no tóxicos, como es el caso de la catación de vinos. La observación visual, en ciertos casos con la protección adecuada es la más utilizada. Aún así, no es fácil y a veces imposible diferenciar las sustancias por su color o por su aspecto. Por ejemplo la sal, el azúcar, la cal y la naftalina son todos sólidos blancos. Por lo tanto, son más útiles para distinguir un tipo de materia de otras, aquellas propiedades que se pueden medir experimentalmente y se expresan con una magnitud, es decir un número con una unidad. Las propiedades particulares de la materia o sustancia se pueden agrupar de acuerdo a diferentes criterios:

 Utilizando como criterio clasificador la cantidad de materia considerada, las propiedades pueden ser: Extensivas o Intensivas. Propiedades generales o Extensivas: Son aquellas propiedades que dependen de la cantidad de materia y no son específicas. Por ejemplo la masa, el peso, el volumen, la cantidad de calor absorbido o cedido, etc. Propiedades específicas o Intensivas: Son aquellas que no dependen de la masa considerada, en general reflejan la intensidad de la cualidad, son específicas y suelen estar asociadas con el estado de la materia. Por ejemplo: densidad, punto de fusión, punto de ebullición, peso específico, dilatación, conductibilidad térmica, elasticidad, dureza, índice de refracción, calor específico, calor latente de fusión, calor latente de ebullición, etc.

 Tomando como criterio clasificador el cambio o transformación en la composición de la materia, las propiedades

intensivas, a su vez pueden ser subdivididas en: Físicas o Químicas. Propiedades Físicas: Son aquellas que pueden ser medidas u observadas sin que se modifique la identidad y composición de la sustancia analizada. Por ejemplo: dureza, brillo, elasticidad, punto de ebullición, punto de fusión, densidad, calor específico, conductibilidad eléctrica, dilatación, etc. Propiedades Químicas: Solamente pueden ser observadas a través de cambios o transformaciones que experimenta la materia en su composición, es decir a través de reacciones químicas. Entre estas propiedades podemos mencionar: la capacidad para reaccionar con diferentes sustancias, por ejemplo oxígeno, la tendencia a corroerse, a explotar, etc.

Algunas propiedades intensivas físicas: Densidad: La densidad da una idea del grado de compactación de un material. La densidad es una medida de cuánto material se encuentra comprimido en un espacio determinado. Concepto de Densidad: es la cantidad de masa (g) de materia o sustancia por unidad de volumen que ocupa. Expresión matemática: Unidad física:

densidad = masa volumen 3

[densidad] = g/cm ó kg/m

= m v

3

¿Qué le ocurre a la densidad de una barra de chocolate cuando la partimos a la mitad? La respuesta es nada. Cada trozo puede tener la mitad de la masa, pero cada uno tiene también la mitad del volumen. La densidad no es la masa ni tampoco el volumen. La densidad es un cociente: es la cantidad de masa por unidad de volumen. Un clavo de hierro puro tiene la misma densidad que una sartén de hierro puro. Quizás la sartén tenga 100 veces más átomos de hierro y una masa 100 veces mayor, pero sus átomos ocupan un espacio 100 veces más grande. La masa por unidad de volumen del clavo de hierro y de la sartén es la misma. La densidad varía un poco con la temperatura y con la presión; es por ello que, a excepción del agua, las densidades se dan a 0ºC y presión atmosférica. En el caso del agua se determina la densidad 3 cuando está a 4ºC y es 1,00 g/cm .

Anécdota sobre la aplicación de la densidad: El valor de un simple cálculo. Una de las razones por las que el oro se usaba como dinero era que es una de las sustancias más densas, por lo que era fácil identificarlo. Si un mercader sospechaba que se había diluido o mezclado el oro con una sustancia menos valiosa le bastaba con calcular su densidad midiendo su masa y dividiéndola por volumen que ocupaba. Entonces el mercader podía comparar el valor obtenido con 3 la densidad del oro, que es de 19,3 g/cm . Si su densidad coincide con la del oro puro, entonces el mercader sabía que no le habían estafado.

Conductibilidad térmica y eléctrica: Es la capacidad de los materiales a resistirse al paso del calor o la electricidad.

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Las siguientes propiedades intensivas se desarrollarán en la unidad 3: Calor específico, calor Latente de

fusión y ebullición, Dilatación, Punto de fusión y ebullición.

Actividad Nº 2: Piensa y resuelve: 1. 2. 3. 4. 5.

1.

¿Cambia la masa de una hogaza de pan cuando la comprimes? ¿Cambia su volumen? ¿cambia su densidad? ¿Qué le ocurre a la densidad de un trozo de madera uniforme cuando lo cortamos por la mitad? ¿Qué tiene mayor densidad: un pesado lingote de oro puro o un anillo de oro puro? Ahora Ocupa un litro de plomo fundido el mismo volumen que un litro de jugo de manzana? ¿Tiene la Tú ! ! ! misma masa? ¿Cuál o cuáles de estas afirmaciones son correctas? 3 a) La densidad se mide en kg/m en el sistema internacional. 3 b) El kg/m es igual al kg/l. 3 c) El kg/m es superior al g/l 3 d) El kg/l es mayor que el g/cm Calcular: Con los datos de la figura determinar cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles no. Justifica cada respuesta. I II III IV

3

2. 3.

4.

5.

m = 16g d = 8g/cm m = 12g m = 12g 3 3 3 3 v = 4 cm v = 2 cm v = 4 cm v = 3 cm a) Los cuerpos III y IV tienen la misma masa y, por tanto, igual densidad…….. b) Los cuerpos I y III son del mismo material…….. c) La densidad del cuerpo I es cuatro veces menor que la del III ……. d) Si el cuerpo IV tuviese el mismo volumen que el I, su masa sería de 16g…... e) Los cuerpos I y III tienen el mismo volumen y, por lo tanto, igual densidad…. f) Los cuerpos III y IV pueden ser del mismo material…… g) Los cuerpos I y IV pueden ser del mismo material….. h) Los cuerpos I y II tienen la misma masa…… 3 Un cubo de plástico de 15 cm de lado tiene una masa de 1,9 g ¿Cuál es su densidad en g/cm ? 3 3 3 3 a) 1,9 g/cm b) 0,56 g/cm c) 1,78 g/cm d) 3,4 g/cm La masa de un vaso vacío es 274 g. Se mide, con una probeta graduada, 200 ml de aceite de oliva y se vierten en el vaso. Se pesa el vaso con su contenido, obteniendo un valor de 456 g. ¿Cuál es la densidad del aceite? Exprésala en 3 g / cm . ¿Cuál de los objetos siguientes es el más denso? a. un objeto con un volumen de 2,5 lts y una masa de 12,5 Kg -24 3 -14 b. un objeto con un volumen de 3,91 x 10 m y una masa de 7,93 x 10 g 3 4 c. un objeto con un volumen de 0,00212 m y una masa de 4,22 x 10 mg 3 La densidad del Bromo líquido es de 3,12 g/cm ¿Cuál es la masa de 0,250 lts de bromo? a) 0,780 g b) 780 g c) 0,0801 g d) 80,1 g

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UNIDAD 3: Energía Calor y temperatura Estados de la materia y sus cambios Gases ideales

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Introducción En la unidad anterior se habló de la materia, que es una parte de lo que conforma el Universo, en esta unidad intentaremos comprender y explicar adecuadamente algunas ideas y conocimientos acerca de la Energía y su relación con la materia y las transformaciones en el medio ambiente. Desde la antigüedad el hombre experimentó con el fuego, una de las tantas manifestaciones de la energía, investigó como los rayos solares (otra manifestación de la energía) actuaba sobre el crecimiento de las plantas, afectaba los ciclos de crecimiento de animales y su acción sobre nosotros. Así en la búsqueda constante de conocimiento llega a distintos descubrimientos sobre la energía en el Universo y como poder llegar a utilizar los distintos tipos encontrados.

ENERGÍA También se ha nombrado, que el Universo está formado de energía. Es evidente que el hombre, para atender a sus necesidades, se ve obligado a producir objetos y bienes de muy variada índole, para lo cual debe disponer de energía. Si bien se habla de la energía cotidianamente, resulta difícil definirla, aunque podemos concebirla como “la capacidad de un material o sistema de producir trabajo o transferir calor”. Concepto de Energía: la capacidad de un material o sistema de producir trabajo o transferir calor. La Ley de la Conservación de la energía que expresa que: “La energía del universo es constante” esta ley también se define como:"La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma." Se ha considerado la materia (masa) y la energía como dos entidades independientes. Sin embargo, a principios del siglo XX, Albert Einstein (1879-1955) demostró que la masa puede convertirse en energía y viceversa, según la igualdad: 2 E = m . c [E = energía; m = masa; c = velocidad de la luz = 300000km/s] Si invertimos la ecuación y despejamos masa: 2 m = E/c La Ley De Conservación De La Materia y De La Energía puede formularse como: “La cantidad total materia y energía del Universo se mantiene constante.” Según esta visión del Universo, masa y energía son dos caras de una misma moneda porque, como vemos, pueden interconvertirse. Este es el origen de la gran cantidad de energía que se desprende en las reacciones nucleares producidas en las centrales nucleares o en las estrellas. La idea de masa y energía, como entidades independientes, es útil para la química pero no es aplicable a cualquier estudio sobre el Universo. Estas reflexiones son necesarias para demostrar lo cuidadosos que debemos ser al intentar interpretar toda la naturaleza con un único modelo. El hombre primitivo sólo disponía de la energía que podían desarrollar sus músculos. Después, cuando aprendió a domesticar a los animales para utilizarlos como bestias de tiro y carga, su capacidad de trabajo aumentó, pero la cantidad total de energía a su disposición siguió siendo limitada. Mucho después comenzó a utilizar la energía del viento y del agua para mover los molinos y otras máquinas sencillas, lo cual constituyó un importante adelanto. Pero el progreso industrial recién comenzó hace unos doscientos años, al ser constituida la máquina de vapor, movida por la energía derivada principalmente de la combustión de la hulla. Desde ese entonces, con el aprovechamiento de otras fuentes de energía como el petróleo, el gas natural y las sustancias radiactivas, la posibilidad de realizar trabajos se incrementó notablemente. Los seres humanos necesitan energía para poder vivir y para poder realizar las actividades que desempeñan. En la antigüedad los hombres sólo consumían la energía de los alimentos, que se procuraban a partir de la recolección de productos vegetales, la caza y la pesca. A partir del descubrimiento del fuego, los grupos humanos empezaron además a usar la energía de la madera para calentarse, iluminarse, cocinar los alimentos, ayudarse en la fabricación de utensilios y dejar sus primeras marcas en las paredes de las cavernas. Al desplazarse en búsqueda de alimentos, los seres humanos comenzaron a utilizar animales de carga. A partir del desarrollo de tareas de cultivo, además de la energía de los animales, usaron la energía del agua y del viento para mover molinos Sin embargo, este consumo de energía ha variado a lo largo de la historia de la humanidad. Es decir, a medida que el ser humano buscó un mayor bienestar material, fue necesaria una creciente transformación de energías en su propio provecho. Poco a poco se fueron empleando herramientas y máquinas de todo tipo que ayudaran a producir los diversos productos que se fabricaban para la vida cotidiana; máquinas que consumían más y más energía. Así llegamos a la actualidad, en que se consume mucha energía por habitante. Obviamente, no todas las personas consumen la misma cantidad de energía, pero si dividimos la energía total consumida en cada país por su cantidad de habitantes, obtenemos lo que se llama el "consumo promedio por habitante". Según sean sus países de origen, algunos seres humanos del siglo XX gastan hasta 20 veces (y más) la energía empleada por una persona de la prehistoria. Esto quiere decir que para vivir con la calidad de vida actual se requiere conseguir energía en grandes cantidades.

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Necesitamos energía para cocinar, para calentarnos en invierno, para refrescarnos en verano, para subir y bajar en los edificios de muchos pisos, para curar a los enfermos, para iluminarnos, para protegernos, para trasladarnos de un lado a otro, para producir útiles y maquinarias, para producir alimentos y para conservarlos, para comunicarnos, para divertirnos, para construir nuestras casas, caminos, túneles, puentes, para construir máquinas que transformen energías, etc., etc., etc.. En promedio, cada habitante de los países llamados "desarrollados" consume más energía que un habitante de un país llamado "subdesarrollado". El consumo de energía por individuo de un país y la riqueza de sus habitantes están muy relacionadas entre sí: se observa que cuando una es grande, la otra también lo es. ¿Cómo conseguimos esas grandes cantidades de energía? Si bien podemos obtener energía teóricamente de cualquier cosa, en la naturaleza sólo algunas de ellas están almacenadas en cantidades suficientes y en forma utilizable: son las llamadas "fuentes o recursos energéticos".

Fuentes de Energía En la Tierra, la energía está almacenada en cantidades apreciables sólo bajo algunas de sus formas. Solemos recurrir a ellas para convertirlas a las formas más útiles para su posterior empleo. Estas formas bajo las cuales está almacenada la energía se denominan "fuentes o recursos energéticos".

Los recursos o fuentes de energías no renovables Los recursos no renovables, como su nombre lo indica, son aquellas reservas de energía que, una vez usadas, dejan de existir como reserva o su renovación tarda muchísimos años en ocurrir. El carbón mineral es un ejemplo: hay en la Tierra una cantidad limitada de carbón y a medida que lo vamos usando no hay reposición. Las fuentes no renovables se caracterizan además porque se puede estimar la energía total disponible a partir de la cantidad de material existente, las dimensionamos diciendo cuánta energía representan. Es decir, estimamos cuánto carbón hay en el mundo, sabemos cuánta energía química se almacena por tonelada de carbón y por lo tanto sabemos cuánta energía tenemos disponible bajo esa forma. Tanto si la usamos rápidamente como si la usamos lentamente, podemos asegurar que a la larga se va a agotar. Teóricamente podríamos usar toda la energía que queramos, con el único límite de la reserva total. Las fuentes de energía no renovables más importantes son el uranio (para los reactores nucleares de fisión), el agua (para los reactores nucleares de fusión, aunque en este caso las reservas alcanzarían para millones de años) y los llamados combustibles fósiles como el petróleo, el carbón o el gas natural. Teniendo en cuenta la evolución del consumo de energía en el mundo y la expectativa de descubrir nuevos yacimientos, se puede estimar que las reservas mundiales de fuentes no renovables alcanzan para algunas décadas en el caso del petróleo, alrededor de un siglo para el gas, también alrededor de un siglo para el uranio con los reactores actuales, aproximadamente 3 siglos para el carbón, alrededor de 100 siglos para el uranio con reactores reproductores (fisión) y muchísimo tiempo más para el agua como combustible de los reactores de fusión, que se espera estén en operación dentro de algunas décadas.

Los combustibles fósiles Los combustibles fósiles son los restos de los componentes de seres vivos que existieron hace millones de años en una forma diferente a la primitiva. Esos seres vivos, particularmente las plantas, en su momento transformaron la energía solar en energía química mediante la fotosíntesis, tal como lo hacen ahora, que al morir y estar presionadas por muchas toneladas de tierra, se fueron transformando en lo que hoy llamamos combustibles fósiles, como ser el petróleo, el gas, el carbón y la turba. Cuando el petróleo o sus derivados se queman se produce calor, o energía calórica, que es la que finalmente usamos, ya sea directamente o bien por medio de la energía electricidad. El calor de la combustión es la suma de las pequeñas cantidades de energía que se producen cuando cada molécula de combustible fósil se combina químicamente con átomos de oxígeno. Resulta curioso pensar que cuando quemamos gas para cocinar nuestra comida, estamos en realidad usando la energía solar que llegó a la Tierra hace millones de años y que fue almacenada (como si fuera un acumulador) en forma de combustible fósil.

Energía nuclear La aplicación más difundida de la energía nuclear consiste en la generación de energía eléctrica a partir de la reacción de fisión nuclear autosostenida en los reactores nucleares. Mediante esta reacción, la energía nuclear contenida en los núcleos de uranio se transforma en energía calórica. La mayoría de los reactores nucleares emplea una variedad o isótopo del uranio, el uranio 235, que es muy escaso en la naturaleza. La mayoría de los reactores nucleares emplean también, como combustible, el plutonio 239. Este es un isótopo del plutonio que se crea en el mismo reactor, durante el proceso de reacción de fisión automantenida que se desarrolla dentro del reactor.

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Hay otra forma de obtener energía calórica a partir de la energía nuclear: es el proceso de fusión de núcleos de isótopos del hidrógeno a muy altas temperaturas. Este es un desafío tecnológico actual: se espera que dentro de unas décadas habrá ya varios reactores comerciales de este tipo en funcionamiento. Lo interesante es que el hidrógeno se encuentra en el agua, por lo que esta fuente sería casi inagotable. El Sol y las estrellas son grandes reactores de fusión. De hecho, el calor que recibimos se debe a una gran cantidad de reacciones de fusión que constantemente ocurre en el Sol.

Los recursos o fuentes de energías renovables Las fuentes renovables, en cambio, son aquellas que a pesar del uso que hacemos de ellas, existe un mecanismo que las repone constantemente o tardarán muchos siglos en ser agotadas. Relacionando con la vida diaria de un individuo podemos encontrar muchos ejemplos de procesos renovables. Imaginemos, por ejemplo, una persona soltera que vive de su trabajo. Mientras que conserve su empleo, la cantidad de dinero que posee es un recurso renovable: a medida que gasta su dinero, éste se va reponiendo mes a mes. Para mejorar sus condiciones o asegurarse contra imprevistos, la persona puede tener ahorrada una cierta cantidad de dinero (¡construye un dique!). En este ejemplo se puede ver un paralelismo con los recursos energéticos renovables. Por ejemplo, el agua de un dique nos sirve para generar energía eléctrica que usamos en otro lado. Podemos llegar a vaciar el dique, pero si esperamos un tiempo, éste se volverá a llenar como si no hubiéramos usado su energía. Las fuentes renovables se caracterizan, no por la cantidad de energía que representan (que es a los fines prácticos infinita), sino por la cantidad de energía que se puede obtener por unidad de tiempo. Por ejemplo, en un solo día no podemos extraer de un río toda la energía que queramos, ya que hay un límite fijado por su caudal. En una central hidroeléctrica, el agua se usa para producir energía, al igual que el dinero nos permite pagar para cubrir nuestras necesidades. El río repone el agua usada, pero si usamos toda el agua del dique muy rápidamente, o bien sólo podremos a continuación producir energía eléctrica en las cantidades que el río nos permita, o bien deberemos esperar hasta que vuelva a llenarse, es decir gastando menos agua de la que entra. En el ejemplo de la vida cotidiana, si el gasto de dinero es desmedido, la persona se quedará sin ahorros y en consecuencia sólo podrá gastar en el futuro lo que le dé su sueldo mensual. Para recuperar sus ahorros, deberá gastar menos aún. Algunas fuentes de energías renovables, pueden ser las fuentes que generan energía hídrica, eólica, solar, geotérmica, biomasa, oceánica. Salvo la geotérmica, todas estas fuentes están directamente vinculadas con el Sol.

Energía hídrica Cuando el Sol calienta las aguas de la superficie terrestre, las evapora; el Sol confiere a las moléculas de agua y al aire caliente una energía que permite que suban hacia capas más altas de la atmósfera, condensándose en forma de nubes. Las nubes son desplazadas por el viento y eventualmente se precipitan en forma de lluvia, nieve o granizo. Supongamos ahora que este agua cae en las montañas. En un sentido figurado, podríamos decir que el Sol ha "trabajado" para llevar el agua desde la superficie del mar a las montañas; el agua en las montañas tiene entonces esa energía que le ha transferido el Sol. Cuando el agua corre por los ríos, parte de esa energía potencial se va transformando en energía mecánica, que a su vez se usa para mover cosas, por ejemplo los molinos de agua. En la mayoría de los casos, la energía hídrica se usa para generar energía eléctrica, por eso es común hablar de energía hidroeléctrica.

Energía eólica Cuando el Sol calienta la atmósfera en un lado del mundo, la otra mitad se enfría. Nuestra experiencia cotidiana nos indica que cuando el aire se calienta, sube, lo que implica que aire de otro lado más frío debe desplazarse hacia el lugar donde se está calentando el aire que sube. Este es el origen de los vientos. En los vientos el aire está en movimiento, sus moléculas tienen energía cinética. A la energía de los vientos, que es la suma de las energías cinéticas de sus moléculas, la llamamos energía eólica. Esta energía se usa o bien directamente, por ejemplo en los molinos para extraer agua de las capas freáticas, o para la molienda de cereales (como en los molinos que Don Quijote encuentra en La Mancha), o bien para producir electricidad.

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Energía solar Ya hemos visto que el Sol es el origen de dos fuentes energéticas, la hídrica y la eólica, pero también se lo puede aprovechar más directamente. Cuando el Sol calienta las cosas, éstas aumentan de temperatura. En algunos casos se puede usar esta energía calórica para calefacción, refrigeración, para cocinar y también para producir energía eléctrica. Esta forma de energía solar se llama "fototérmica" ("fotos" quiere decir "luz", "termia" quiere decir "referido al calor"). Einstein describió un fenómeno que se llama "efecto fotovoltaico" (en realidad es por esto y no por la Teoría de la Relatividad por lo que ganó el premio Nobel). Este fenómeno consiste en que cuando algunos materiales son irradiados por luz, por ejemplo por la luz del Sol, emiten electrones. La iluminación continua de estos materiales puede entonces producir electricidad directamente. Cuando se usa de esta forma, la energía solar se llama "fotovoltaica". Se la emplea para hacer funcionar los relojes y calculadoras solares.

Biomasa Con la fotosíntesis, las plantas transforman la energía solar en energía química. Posteriormente, esta energía puede ser utilizada para combustión. Por ejemplo, a partir de la caña de azúcar se puede producir alcohol. De la bosta de animales se puede producir gas metano. Como sabemos, también la madera se puede quemar.

Energía oceánica El Sol calienta el agua de la superficie de los mares, pero no sus profundidades. Las diferencias de temperatura que se establecen se pueden aprovechar para generar energía. El Sol y la Luna con su atracción producen las mareas. El empuje de la marea que sube se puede usar para producir energía eléctrica. En la marea alta el agua se embalsa y se usa para generar energía eléctrica o mover molinos durante la marea baja.

Energía geotérmica La temperatura de la Tierra aumenta aproximadamente 25 grados por kilómetro de profundidad. Debido a ello, llega un momento en que las rocas se funden. En las regiones volcánicas, donde el magma está más cerca de la superficie terrestre, se pueden realizar perforaciones que permiten calentar agua y extraer de la Tierra esa energía calórica que tienen los cuerpos a muy alta temperatura. Con el calor se puede producir vapor para mover alternadores de generación eléctrica.

Las energías convencionales y las energías alternativas Las energías convencionales son aquellas provenientes de las fuentes de combustibles fósiles (el petróleo, los combustibles líquidos derivados del petróleo, el carbón vegetal, el gas natural), y que se han usado por muchos años, y que actualmente son una de las causas de la contaminación ambiental, provocando el efecto invernadero. Las energías alternativas son aquellas provenientes de las fuentes renovables

Las energías primarias y el transporte de energía. Transformaciones de la Energía Si bien el empleo masivo de las energías renovables constituye un objetivo esencial de la actualidad, en el presente éstas no pueden sustituir a las energías generadas a partir de los recursos no renovables, más que en una pequeña proporción.

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Cuando se usa cualquiera de estas fuentes de energía (renovables o no), se dice que se usa energía primaria. No siempre es fácil usar la energía primaria para lo que se quiere, a veces es imposible. Por ejemplo la energía química de 10 kilogramos de carbón equivale a la energía química de unos 8 litros de nafta, pero a nadie se le ocurriría cargar carbón como combustible de un automóvil. En la mayoría de los casos, las fuentes primarias de energía son usadas para producir energía calórica. Esa energía calórica puede usarse para hacer mover maquinarias, autos, calentar viviendas, preparar alimentos, etc. El problema que surge es cómo transportar la energía de manera que podamos usarla dónde y cómo queramos. Por ejemplo, los yacimientos de petróleo y gas argentinos están en la Patagonia, pero las grandes concentraciones de población - y por lo tanto la producción y el consumo- se encuentran a miles de kilómetros de esa región. En la actualidad, el transporte más común de energía es la electricidad. De toda la energía primaria que se usa en el mundo, aproximadamente la mitad se transforma en energía eléctrica, que es la que después se consume para nuestro servicio.

Electricidad: la forma más difundida para transportar energía La relativa facilidad para almacenar y también para transportar a grandes distancias el carbón, el petróleo y el gas ha sido uno de los factores primordiales del desarrollo industrial en los últimos siglos. La popularización del uso del automóvil se basa también en la posibilidad de llevar consigo suficiente carburante para recorrer varios cientos de kilómetros. Sin embargo, la electricidad es la única forma de energía capaz de ser transformada casi totalmente en cualquiera de las otras formas, y de ser transportada largas distancias desde los lugares donde es producida (¡en realidad transformada!) a costo relativamente reducido. Actualmente, se trabaja en mejorar las pérdidas por calentamiento de las redes de alta tensión, que rondan el 10%. Producir energía eléctrica es relativamente simple si se dispone de un alternador de auto o una dínamo de bicicleta: basta con hacerlos girar. Cuando hacemos girar una dínamo a mano, la energía de nuestro cuerpo se transforma en energía mecánica (el movimiento de nuestro brazo y nuestra mano para mover la dínamo) y la dínamo transforma esa energía mecánica en energía eléctrica. Se puede hacer un experimento simple para mostrar esto: poniendo y sacando un imán en el interior de un rollo de alambre en los extremos del mismo veremos que se produce un voltaje. El motor a explosión de nuestro auto hace girar al alternador, que genera la energía eléctrica para que la batería del auto se recargue, a la vez que alimenta las componentes eléctricas del mismo. Un sistema similar a éste lo constituyen los generadores eléctricos llamados "de explosión", en los cuales un motor (generalmente Diesel) a explosión hace girar al alternador. Este tipo de instalación tiene una potencia que no supera en general la escala del Megavatio. Suele usarse como reserva de emergencia para cuando falla el suministro de electricidad normal (emergencias en hospitales, fábricas, etc.). A este equipo a veces se lo llama "grupo electrógeno".

Otros tipos de energía, conceptos de: En las distintas explicaciones de las energías o fuentes de energía renovables o no renovables, se han nombrado otras energías que están relacionadas y que se pueden transformar unas en otras y son: Energía potencial: Es la energía acumulada por un material a una cierta altura del nivel del mar. Energía mecánica: Hay dos puntos de vista, el primero se refiere a que es la energía producida por la máquinas o acción mecánica; el otro punto de vista es la energía que poseen todos los materiales y que no se gasta, solo se transforma (ley de conservación de la energía), y representa la suma de las energía cinéticas, energías potenciales y energía térmica del material. Energía calórica o térmica: Es la energía que transporta el calor o presentan los materiales como energía interna. Energía cinética: Es la energía producida por el movimiento de los materiales, moléculas, átomos, etc. Energía eléctrica:

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Es la energía producida por el transporte de electrones a través de un conductor. Energía química: Es la energía almacenada en la formación de moléculas y sustancias, y que s puede librar de distintas maneras. Energía solar: Es la energía proveniente del Sol. Hay muchos otros tipos más de energía según su procedencia tendrá el nombre, por ejemplo, gravitatoria, elástica, radiante, etc.

TRABAJO PRÁCTICO Nº 1

TEMPERATURA – CALOR Toda la materia (sólida, líquida y gaseosa) se compone de átomos o moléculas en movimiento continuo. En virtud de este movimiento aleatorio, los átomos y las moléculas de la materia tienen energía cinética. La energía cinética promedio de estas partículas individuales causa un efecto que podemos percibir: el calor. Siempre que un objeto se calienta aumenta la energía cinética de sus átomos o moléculas. Es fácil incrementar la energía cinética de la materia. Puedes calentar una moneda golpeándola con un martillo. El golpe hace que las moléculas de la moneda se agiten más aprisa. Si aplicas una llama a un líquido, éste también se calienta. Si comprimes rápidamente el aire que está dentro de una bomba manual para inflar neumáticos, el aire se calienta. Cuando los átomos o moléculas de la materia se mueven más aprisa, la materia se calienta. Sus átomos o moléculas tienen más energía cinética. Así pues, cuando te calientas junto al fuego en una fría noche de invierno estás incrementando la energía cinética de tu cuerpo.

TEMPERATURA: La temperatura se asocia con los movimientos aleatorios de las moléculas de una sustancia. En el caso más sencillo de un gas ideal, la temperatura es proporcional a la energía cinética promedio debida al movimiento de traslación de las moléculas. La temperatura es más complicada en los sólidos y en los líquidos, cuyas moléculas tienen menos libertad de movimiento y poseen energía potencial. Así pues, el calor que sientes cuando tocas una superficie caliente es la energía cinética que transfieren moléculas de la superficie a las moléculas de tus dedos. Ten en cuenta que la temperatura no es una medida de la energía cinética total de las moléculas de una sustancia, sino que es una medida del promedio de la energía cinéticas de las moléculas de una sustancia. Concepto de Temperatura: es una medida del promedio de la energía cinéticas de las moléculas de una sustancia

Escalas de temperaturas: Cuando tenemos objetos con distintas cantidades de energía o calor y queremos expresar cuán caliente o cuan frío están esos objetos en comparación con otro que se utiliza como referencia, se recurre a la magnitud Temperatura. Como magnitud escalar expresamos la temperatura por medio de un número que corresponde a una marca en cierta escala graduada y la unidad física correspondiente de esa escala. Para construir estas escalas de temperatura los científicos recurrieron a una propiedad de las sustancias que es la dilatación, que expresa que casi toda la materia se expande cuando absorbe energía externa (su temperatura aumenta) y se contrae cuando la misma pierde energía (su temperatura disminuye). Los científicos crearon instrumentos llamados termómetros, que presentan las escalas de temperatura. Un termómetro ordinario mide la temperatura mostrando la expansión y la contracción de un líquido, por lo común mercurio o alcohol coloreado, que se encuentra en un tubo de vidrio provisto de una escala graduada. En la escala de temperatura de uso más extendido, en la Argentina, escala Celsius o centígrada, se asigna el número 0 a la temperatura a la cual el agua se congela, y el número 100 a la temperatura a la cual el agua hierve (a la presión de una atmósfera). El intervalo entre el punto de congelación y el punto de ebullición se divide en 100 partes iguales llamadas grados. En la escala de temperatura que es de uso común en Estados Unidos e Inglaterrra, el número 32 se asigna la temperatura de congelación del agua, y el número 212 a la

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temperatura de ebullición del agua y la dividen en 180 partes. Esta escala de temperatura se conoce como escala Fahrenheit. La escala que se emplea en la investigación científica es la del Sistema Internacional: la escala Kelvin. Sus grados son del mismo tamaño que los grados Celsius y se llaman “kelvin”. En la escala Kelvin el número 0 se asigna a la temperatura más baja posible: cero absoluto. A la temperatura del cero absoluto las sustancias ya no tienen energía que ceder y prácticamente sus partículas no se mueven. El cero de la escala Kelvin, o cero absoluto, corresponde a -273ºC en la escala Celsius y el “cero” de la escala Celsius corresponde a 273 de la escala kelvin. Unidades físicas de temperatura: °C (grados Celsius); °F (grados Fahrenheit); °K o K (grados Kelvin) Fórmulas matemáticas de conversión de escalas

(K = grados Kelvin, C = grados Celsius, F = grados Fahrenheit)

𝑲 = 𝑪 + 𝟐𝟕𝟑

𝑭=

𝟗 𝟓

𝟗

𝑪 + 𝟑𝟐

𝑭 = 𝟓 𝑲 − 𝟒𝟓𝟗, 𝟒

Actividad Nº 1: Piensa y resuelve: 1. ¿Qué queremos decir cuando afirmamos que el termómetro mide su propia temperatura? Ahora 2. Si dejas caer una piedra caliente en un cubo de agua, la temperatura de la piedra y Tú ! ! ! la del agua cambiarán hasta ser ambas iguales. La piedra se enfría y el agua se calienta. ¿Es válido el mismo principio si dejas caer la piedra en un lago grande? Explica tu respuesta. 3. Supón que aplicas una flama para proporcionar cierta cantidad de calor a 1 lt de agua y que la temperatura del agua aumenta 2º C. Si proporcionas la misma cantidad de calor a 2 lt de agua, ¿Cuánto aumentará su temperatura? 4. En una clase de astronomía, el maestro da la temperatura del núcleo de una 7 estrella como 1,5 x 10 grados. Un estudiante pregunta si pertenecen a la escala Kelvin o Celsius. ¿Qué respondería el lector? 5. Lee atentamente las siguientes afirmaciones. Indica si son verdaderas o falsas. Justifica tus respuestas, y realiza los pasos matemáticos cuando corresponda: a) El termómetro es una magnitud que mide la temperatura de los cuerpos. b) Las escalas termométricas más usadas en nuestro país son la de Celsius y la de Kelvin. c) 100 grados Celsius corresponde a 212 grados Kelvin. d) El cero absoluto corresponde a -32 ºF. e) En la escala de Fahrenheit el punto de ebullición del agua es igual a 373ºF. f) Masas iguales de una misma sustancia requieren distinta cantidad de calor para alcanzar la misma temperatura.

Calcula: 1. Para cada una de las siguientes temperaturas, encuentra la temperatura equivalente en la escala indicada: a. -273,15 ºC a Fahrenheit. b. 98,6 ºF a Celsius. c. 100 K a Fahrenheit. 2. Completa el siguiente cuadro sobre equivalencias entre escalas termométricas: Celsius (ºC)

Fahrenheit (ºF)

Kelvin (ºK)

0 73 198 -35 21 352

TRABAJO PRÁCTICO Nº 2

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CALOR Si tocas una estufa caliente pasa energía de ella a la mano porque la estufa está más caliente que tu mano. Pero si tocas un trozo de hielo tu mano cede energía al hielo, que está más frío (menos caliente). El sentido de la transferencia espontánea de energía es siempre de la sustancia más caliente a la más fría. La energía que se transfiere de un objeto a otro debido a una diferencia de temperatura entre ambos se llama calor. Es común (aunque erróneo para los físicos) pensar que la materia contiene calor. La materia contiene energía en diversas formas, pero no contienen calor. Concepto de calor: es la energía en tránsito de un cuerpo de mayor temperatura a otro de menor temperatura. Una vez transferida, la energía deja de ser calor. La energía térmica es la energía resultante del flujo de calor, para dejar en claro su relación con el calor y la temperatura. Y se relaciona con la energía interna. Cuando fluye calor entre dos objetos o sustancias que están en contacto, se dice que los objetos o sustancias están en contacto térmico. Si existe contacto térmico, el calor fluye de la sustancia cuya temperatura es mayor a la sustancia cuya temperatura es más baja. Sin embargo, el calor no fluye necesariamente de una sustancia con más energía cinética molecular total a una sustancia con menos energía cinética molecular total. Por ejemplo, hay más energía cinética molecular total en un tazón grande de agua tibia que en una tachuela al rojo vivo. Pero si sumergimos la tachuela en el agua el calor no fluye del agua, que tiene más energía cinética total, a la tachuela, que tienen menos; fluye de la tachuela caliente al agua tibia. El calor fluye de acuerdo con las diferencias de temperatura, esto es, las diferencias de energía cinética molecular promedio. El calor nunca fluye por sí solo de una sustancia más fría a una más caliente.

Equilibrio térmico Cuando los objetos que están en contacto térmico alcanzan la misma temperatura, ya no fluye calor entre ellos y decimos que los objetos están en equilibrio térmico. Para leer un termómetro esperamos hasta que alcanza el equilibrio térmico con la sustancia cuya temperatura mide. Cuando un termómetro está en contacto con una sustancia fluye calor entre ellas hasta que alcanzan la misma temperatura. Sabemos entones que la temperatura del termómetro es también la temperatura de la sustancia. De modo que, curiosamente, un termómetro muestra sólo su propia temperatura.

Un termómetro debe ser lo bastante pequeño para que no altere de manera apreciable la temperatura de la sustancia en cuestión. Si mides la temperatura del aire de una habitación, entonces el calor que el termómetro absorbe no reducirá la temperatura del aire de manera apreciable. En cambio, si intentas medir la temperatura de una gota de agua, la temperatura de la gota después del contacto térmico puede ser muy diferente de su temperatura inicial.

Energía Interna Además de la energía cinética de traslación de las moléculas que se agitan, una sustancia contiene energía en otras formas. Hay energía cinética de rotación de las moléculas y energía cinética debida a los movimientos internos de los átomos dentro de las moléculas. Hay también energía de cohesión debida a las fuerzas que se ejercen entre las moléculas. Hay también energía potencial debido a la altura que se encuentra esas moléculas respecto del nivel del mar. El gran total de todas las energías que una sustancia contiene se conoce como energía interna. Las sustancias no contienen calor, sino energía interna. Cuando una sustancia absorbe o desprende calor puede cambiar cualquiera de estas energías. Así, cuando una sustancia absorbe calor esta energía puede hacer o no que las moléculas se agiten más aprisa. En ciertos casos, como en la fusión del hielo, la sustancia absorbe calor sin que la temperatura aumente. La sustancia cambia de estado.

Medición del calor Vemos pues que el calor es energía que se transfiere de una sustancia a otra en virtud de una diferencia de temperatura. Se puede determinar la cantidad de calor que se transfiere midiendo el cambio de temperatura de una masa de agua conocida que absorbe el calor. Cuando una sustancia absorbe calor, el cambio de temperatura que se produce no depende sólo de la masa de la sustancia. La cantidad de calor que hace hervir una cantidad de sopa que cabe en un

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plato, quizá eleve la temperatura de un tazón de agua en unos pocos grados. Para cuantificar el calor debemos especificar la masa y el tipo de sustancia afectada por el cambio. La unidad física de calor se define como “el calor necesario para producir cierto cambio especial de temperatura, previamente acordado, en una masa específica del material”. La unidad física de calor de uso más común es la caloría. Concepto de caloría: “la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gramo de agua en 1ºC. Unidad física de calor: [calor] = [Q] = caloría = cal La kilocaloría es igual a 1000 calorías (el calor necesario para elevar la temperatura de 1 kg de agua en 1ºC). La unidad física de calor que se usa para indicar el valor energético de los alimentos es en realidad la kilocaloría, aunque se le suele llamar Caloría. Para distinguirla de la caloría (con “c” minúscula), más pequeña y oficial, la unidad que se usa para los alimentos se designa a veces como Caloría (con C mayúscula). Es importante recordar que la caloría y la Caloría (kilocaloría) son unidades físicas de energía. Estos nombres son residuos históricos de la antigua idea según la cual el calor era un fluido invisible llamado calórico. Hoy sabemos que el calor es una forma de energía. En el S.I., la unidad física de calor se mide en joules [J], que es la unidad internacional para todas las formas de energía. La relación entre calorías y joules es 1 caloría = 4,184 J. El valor energético de los alimentos se determina quemando el alimento y midiendo la energía que se desprende en forma de calor. Los alimentos y otros combustibles se clasifican con base en la cantidad de energía que una cierta masa del combustible desprende en forma de calor cuando se quema.

Actividad Nº 2: Piensa y resuelve: 1. 2. 3. 4.

Ahora Tú ! ! !

¿En que difiere el concepto de calor y el de temperatura? Cuando se ponen en contacto dos cuerpos que están a diferentes temperaturas, ¿el calor fluye del cuerpo más frío al cuerpo más caliente? ¿por qué? Si se tiene 100g de plomo a una temperatura de 315ºK, ¿puede transferirle calor a medio litro de agua que está a 70ºF? ….. ¿Por qué? Un cuerpo que está a 20ºC se pone en contacto con otro que se encuentra a 293ºK. ¿Se producirá transferencia de calor entre los cuerpos? …… ¿Por qué?

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 1

Capacidad calorífica específica – Calor específico Casi todos hemos observado que ciertos alimentos permanecen calientes mucho más tiempo que otros. Por ejemplo, las cebollas hervidas y las calabacitas en un plato caliente suelen estar a menudo demasiado calientes para comerse, mientras que el puré de papa está a la temperatura adecuada. El relleno de una tarta de manzana caliente te puede quemar la lengua, pero la corteza no, aún cuando la tarta está recién horneada. Puedes quitar con los dedos la cubierta de aluminio de un platillo recién salido del horno, pero ten cuidado con el alimento que está debajo de ella. Las distintas sustancias tienen diferente capacidad para almacenar energía interna. Si ponemos una olla de agua en la estufa, quizá encontremos que se necesitan 15 minutos para calentarlo desde la temperatura ambiente hasta el punto de ebullición. Pero si colocamos una masa equivalente de hierro sobre la misma llama, veríamos que alcanzaría la misma temperatura en tan sólo 2 minutos. Si se tratase de plata, el tiempo sería inferior a un minuto. Observamos que los distintos materiales requieren cantidades de calor específicas para aumentar la temperatura de una masa dada del material en un cierto número de grados. La energía que se absorbe puede afectar a las sustancias de distintas maneras. La energía absorbida que incrementa la rapidez de traslación de las moléculas causa un aumento de temperatura. La energía absorbida puede incrementar además la rotación de las moléculas y las vibraciones internas dentro de las moléculas, o alargar las uniones intermoleculares y almacenarse como energía potencial. Sin embargo, estos tipos de energía no son medidas de la temperatura. La temperatura es únicamente una medida de la energía cinética asociada al movimiento de traslación. En general, sólo una porción de la energía que una sustancia absorbe eleva la temperatura. Mientras que un gramo de agua requiere 1 caloría de energía para elevar su temperatura en 1ºC, se necesita sólo alrededor de una octava parte de esa energía para elevar la temperatura de un gramo de hierro en la misma medida. Los átomos de hierro de la red cristalina se agitan principalmente en un movimiento de traslación, en tanto que las moléculas

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de agua absorben gran cantidad de energía para movimientos de rotación, vibraciones internas y alargamiento de uniones. Así pues, el agua absorbe más calor por gramo que el hierro para un mismo cambio de temperatura. Decimos que la capacidad calorífica específica (O simplemente calor específico) es mayor. Concepto de capacidad calorífica específica o calor específico: la cantidad de calor necesaria para elevar en 1 grado la temperatura de una masa unitaria de la sustancia. Unidad física de calor específico: [calor específico] = [ce ] = cal/g.ºC Podemos considerar la capacidad calorífica específica como inercia térmica. Recuerda que el término inercia se usa en mecánica para denominar la resistencia que opone un objeto a los cambios en su estado de movimiento o reposo. La capacidad calorífica específica es como una inercia térmica porque representa la resistencia que una sustancia opone a los cambios de temperatura.

Fórmula matemática que relaciona la cantidad de calor, la masa y la variación de temperatura que sufre esa sustancia:

Q = m . ce . ∆T

(Q = cantidad de calor; m = masa de la sustancia; ce = calor específico de la sustancia; ∆T = variación de temperatura) La variación de temperatura (∆T) se determina por una resta entre la temperatura final y la temperatura inicial (T f – Ti).

Actividad Nº 3: Calcular:

2. 3. 4. 5. 6.

1. Observando la siguiente tabla de valores de calores específicos de distintas sustancias podrán CALOR responder a las cuestiones que se plantean a SUSTANCIA ESPECÍFICO Ahora continuación: (cal/gºC) Tú ! ! ! a. ¿Por qué motivo el aceite que se Agua 1 pone al fuego en la sartén aumenta su temperatura más Aceite de oliva 0,58 rápidamente que el agua? 0,574 b. ¿A cuál de las sustancias que aparecen en la tabla Alcohol etílico Mercurio 0,033 habrá que proporcionarle más energía para aumentar 1ºC su temperatura, si se toma la misma masa de todas ellas? Hielo 0,489 c. ¿Cuál de las sustancias aumentará más su Benceno 0,226 temperatura si suministramos la misma cantidad de energía a Aluminio 0,217 muestras de la misma masa de cada una de ellas? d. ¿Qué función cumple el anticongelante que se le agrega a los autos? Aire 0,238 ¿Qué relación encuentran con lo anterior? Oro 0,032 ¿Qué cantidad de calor es necesario suministrar a un trozo de cobre de 50 Vidrio 0,15 Kg para que su temperatura aumente 140 ºC? Plomo 0,031 Un trozo de hierro se calienta hasta que su temperatura varíe 100ºC. La cantidad de calor que se le entregó fue de 700 Kcal. ¿Cuál es la masa de Hierro 0,115 hierro? Cobre 0,093 Un trozo de plomo de 5 Kg se halla a 320 ºC. Se lo enfría hasta 120 ºC. Plata 0,056 ¿Qué cantidad de calor cedió el plomo? Un recipiente de aluminio de 300 g aumenta su temperatura desde 20 ºC hasta 120 ºC; ¿cuál es la cantidad de calor absorbida? Un recipiente de aluminio de 450 g aumenta su temperatura desde 68°F hasta 393°K; ¿cuál es la cantidad de calor absorbido?

TRASMISIÓN DEL CALOR La transferencia espontánea de calor se da siempre de un objeto caliente a un objeto más fío. Si varios objetos cercanos entre sí tienen distintas temperaturas, entonces los que están más calientes se enfrían y los que están más fríos se calientan, hasta que todos tienen una misma temperatura. Esta igualación de las temperaturas se lleva a cabo de tres maneras:   

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por conducción, por convección y por radiación.

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Conducción Si sostienes el extremo de una barra de acero sobre una llama, al cabo de unos instantes estará demasiado caliente para sostenerla. El calor se ha trasmitido a lo largo del metal por conducción. Puede haber conducción de calor dentro de un mismo material y entre materiales diferentes que están en contacto directo. Los materiales que conducen bien el calor se conocen como conductores del calor. Los mejores conductores son los metales. Entre los metales comunes la plata es el mejor conductor, seguida del cobre, el aluminio y el hierro. La conducción se explica en función de las colisiones entre los átomos o moléculas y de los movimientos de electrones unidos débilmente a los átomos. En la barra de hierro la llama hace que los átomos del extremo que se calienta vibren más aprisa. Estos átomos vibran contra los átomos vecinos, y éstos hacen lo mismo a su vez. Algo aún más importante es que los electrones libres que pueden desplazarse por el metal se ven forzados a agitarse y a transferir energía en virtud de sus colisiones con los átomos y con otros electrones libres dentro de la barra. Los materiales que se componen de átomos con electrones exteriores “libres” son buenos conductores del calor (ya también de la electricidad). En estos casos los mejores conductores son los metales. La madera, la lana, la paja, el papel, el corcho y la espuma de poliestireno son malos conductores del calor; en cambio, son buenos aislantes porque retardan la transferencia de calor. Un mal conductor es un buen aislante. En general, los líquidos y los gases son buenos aislantes. El aire es una mezcla de gases y conduce muy mal el calor (es decir, es un muy buen aislante). Los materiales porosos con muchos espacios pequeños llenos de aire son buenos aislantes. Las propiedades aislantes de materiales como la lana, las pieles y las plumas se deben en gran medida a que contienen espacios llenos de aire. Las aves modifican el aislamiento de su cuerpo esponjando las plumas para crea espacios de aire. Alégate de que el aire sea un mal conductor; si no lo fuese, ¡sentirías mucho frío en los días en que la temperatura es de 25ºC! Los copos de nieve guardan una gran cantidad de aire en sus cristales y constituyen un buen aislante. La nieve retarda la trasmisión de calor de la superficie terrestre hacia el aire, protege del frío las viviendas de los esquimales y proporciona protección contra el frío a los animales en las frías noches invernales. La nieve, como cualquier cobertor, no es una fuente de calor; simplemente impide que el calor escape demasiado rápido. El calor es energía y es intangible. El frío no es energía y no es una magnitud; el “frío” es la ausencia de calor, o también menos cantidad de energía con respecto al punto de referencia (que en general el punto de referencia somos nosotros mismos). Estrictamente hablando, los conductores o los aislantes no trasmiten el “frío”. Sólo el calor se transfiere. El propósito de aislar nuestras casas no es impedir que entre el fío, sino conservar dentro el calor. Si la casa se enfría, se debe a que el calor escapa. Es importante señalar que ningún aislante es capaz de impedir del todo que el calor lo atraviese. Un aislante reduce simplemente la rapidez con la que penetra el calor o se escapa. Hasta las casas mejor aisladas en invierno se enfrían poco a poco. Los aislantes retardan la transferencia de calor.

Convección Recuerda que la transferencia de calor por conducción implica que la energía se transfiere de una molécula a otra. La energía se desplaza, pero las moléculas no. Otra forma de transferir calor es por desplazamiento de la sustancia más caliente. El aire que está en contacto con una estufa caliente asciende y calienta las regiones superiores. El agua que se calienta en una caldera en el sótano sube y calienta los radiadores de los pisos más altos. Éste es el fenómeno de la convección, en el que el calentamiento es consecuencia de las corrientes que se forman en un fluido. La convección se lleva a cabo en todos los fluidos, tanto líquidos como gases. Ya sea que calentemos el agua en una olla o el aire en una habitación, el proceso es el mismo. Cuando el fluido se calienta, se expande, se hace menos denso y sube. El aire caliente y el agua caliente s elevan por la misma razón por la que un madero flota en el agua y un globo lleno de helio se eleva en el aire. La convección es en efecto una aplicación del principio de Arquímedes, porque el fluido circundante, más denso, ejerce una fuerza de flotación sobre el fluido más caliente y lo hace subir. El fluido más frío se desplaza entonces hacia el fondo y el proceso se repite. De esta manera, las corrientes de convección agitan el fluido conforme éste se calienta. Vientos: Las corrientes de convección que agitan la atmósfera (el aire) producen vientos. Ciertas regiones de la superficie terrestre absorben el calor del Sol con más facilidad que otras. La absorción desigual causa que el aire próximo a la superficie se caliente de manera no homogénea y crea corrientes de convección. Este fenómeno es muy común en la playa. Durante el día la costa se calienta con más facilidad que el agua. El aire que está sobre el suelo se eleva y el aire más fresco proveniente del agua ocupa su lugar; el resultado es la brisa marina. Durante la noche el proceso se invierte ya que la costa se enfría con mayor rapidez que el agua, y el aire más caliente está ahora sobre el mar. Si haces una hoguera en la playa podrás observar que el humo es arrastrado tierra adentro durante el día y hacia el mar en la noche.

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Radiación El calor del Sol atraviesa la atmósfera y calienta la superficie terrestre. Este calor no pasa a través de la atmósfera por conducción, porque el aire es uno de los peores conductores, ni tampoco lo hace por convección, pues ésta se inicia sólo después que la Tierra se ha calentado. Sabemos también que ni la convección ni la conducción son posibles en el espacio vacío que separa a nuestra atmósfera del Sol. El calor del Sol se trasmite por otro proceso, que se llama radiación. Toda energía que se transmite por radiación, incluso el calor, se llama energía radiante. La energía radiante se presenta en forma de ondas electromagnéticas, y comprende las ondas de radio, las microondas, la radiación infrarroja, la luz visible, la radiación ultravioleta, los rayos X y los rayos gamma. Hemos enumerado los tipos de energía radiante en orden de longitud de onda decreciente. Todos los objetos emiten sin cesar energía radiante con una mezcla de longitudes de onda. Los cuerpos cuya temperatura es baja emiten ondas largas, como las largas y perezosas ondas que se producen en una cuerda cuando las agitas con poca energía. Los objetos que se encuentran a temperaturas más altas emiten ondas cuya longitud de onda es menor. Los cuerpos que están a las temperaturas ordinarias emiten ondas que corresponden principalmente al extremo de longitudes de radio y las de luz visible. La sensación de calor se debe a las ondas infrarrojas de longitud de onda más corta que absorbe nuestra piel. Así pues, cuando hablamos de radiación térmica nos referimos a la radiación infrarroja. Cuando un objeto está suficientemente caliente, parte de la energía radiante que emite corresponde a la región de la luz visible. A una temperatura de alrededor de 500ºC los objetos comienzan a emitir las ondas más largas que podemos ver, esto es, luz roja. A temperaturas mayores se emite una luz amarillenta. A unos 1200ºC se emiten todas las longitudes de onda a las que el ojo es sensible y decimos que el objeto está “al rojo blanco”. Algunos objetos comunes que producen una sensación de calor son las brasas ardientes de una chimenea, el filamento de una bombilla y el Sol. Todos estos cuerpos emiten radiación infrarroja y luz visible. Cuando esta energía radiante incide en otros objetos, éstos absorben una parte de la energía y reflejan el resto. La porción que se absorbe incrementa la energía interna de los objetos. Absorción de energía radiante La absorción y la reflexión son procesos opuestos. Por consiguiente, un buen absorbente de energía radiante refleja muy poca energía radiante, incluso la gama de energía radiante que llamamos luz. Por eso un buen absorbente se ve oscuro. Un absorbente perfecto no refleja energía radiante en absoluto y se ve perfectamente negro. La pupila, por ejemplo, deja entrar la energía radiante sin reflejarla y se ve totalmente negra. Mira durante el día las puertas o ventanas abiertas de casas distantes y verás que también se ven negras. Las aberturas se ven negras porque la energía radiante que entra se refleja muchas veces en las paredes interiores y se absorbe parcialmente en cada reflexión, hasta que queda muy poca o nada de ella. Por otro lado, un buen reflector es un mal absorbente. Los objetos de color claro reflejan más luz y calor que los objetos oscuros. En el verano las personas se mantienen frescas usando prendas de colores claros. Emisor de energía radiante Los buenos absorbentes son también buenos emisores; los malos absorbentes son malos emisores. Por ejemplo, una antena de radiotransmisión que ha sido construida para ser un buen emisor de ondas de radio es, por su mismo diseño, un buen receptor de ondas de radio. Una antena transmisora mal diseñada causará un mal receptor. Es interesante observar que si un buen absorbente no fuese además un buen emisor, entonces los objetos negros se conservarían más calientes que los objetos de colores claros y nunca alcanzarían un equilibrio térmico con los mismos. Pero los objetos en contacto sí alcanzan el equilibrio térmico. En esas condiciones cada objeto absorbe tanta energía como emite. Así pues, un objeto oscuro que absorbe mucho debe emitir mucho también. En un día soleado la superficie terrestre es un absorbente neto; durante la noche es un emisor neto. En una noche despejada el “entorno” de la superficie terrestre son las heladas profundidades del espacio y el enfriamiento es más rápido que en una noche nublada, cuando el entorno son

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las nubes cercanas. Las noches durante las cuales la temperatura baja a niveles récord se presentan cuando el cielo está despejado. Ahora Tú ! ! !

Actividad Nº 4: Piensa y resuelve: 1. 2.

Si un buen absorbente de energía radiante fuese un mal emisor, ¿cómo sería su temperatura en comparación con la de su entorno? Para conseguir la máxima eficiencia, ¿de que color conviene pintar un radiador: de negro plateado?

o

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 2

Dilatación: Cuando la temperatura de una sustancia aumenta, sus moléculas se agitan más aprisa y normalmente tienen a separarse. Esto da por resultado una expansión o dilatación de la sustancia. Con pocas excepciones, la materia en todos sus estados (sólidos, líquidos y gases) se expande cuando se calienta y se contrae cuando se enfría, es una propiedad intensiva de la sustancia. Concepto de dilatación: aumento del volumen de la materia sin variar su masa por acción de la temperatura. En general, para presiones y cambios de temperaturas comparables los gases se expanden o se contraen mucho más que los líquidos, y éstos se expanden o se contraen más que los sólidos. Si las aceras de concreto y el pavimento de las carreteras se tendiesen como una pieza continua, se formarían grietas a causa de la expansión y la contracción ocasionadas por la diferencia entre las temperaturas estivales y las invernales. Para evitar esto, la superficie se tiende en secciones pequeñas, cada una separada de la siguiente por un pequeño espacio que se llena con una sustancia como la brea. En los días calorosos de verano la expansión suele hacer que este material surja de las uniones. En la construcción de estructuras y dispositivos de todo tipo se debe tomar en cuenta la expansión de los materiales. Los puentes de acero de gran longitud suelen tener un extremo fijo, mientras que el otro descansa sobre un pedestal de oscilación que permite la expansión. La calzada misma se construye en segmentos unidos por junturas de cremallera llamadas juntas de expansión. Los distintos materiales se expanden en diferente proporción, es una propiedad intensiva. Una tira bimetálica consiste en dos tiras de metales distintos, por ejemplo, latón y hierro, unidas por medio de soldadura o de remaches. Cuando la tira se calienta se ve claramente la diferencia en la magnitud de la expansión del latón y del hierro. Un lado de la tira doble se hace más largo que el otro, y esto hace que la tira se curve; cuando la tira se enfría, se dobla en sentido contrario, porque el metal que se expande en mayor medida también se contrae más. Se puede usar el movimiento de la tira para mover un indicador, para regular una válvula o para accionar un interruptor. El termostato es una aplicación práctica de la tira bimetálica. El grado de expansión de una sustancia depende del cambio de temperatura. En la mayoría de los casos los líquidos se expanden más que los sólidos. Prueba de ello es cuando una olla llena de agua hasta el borde rebosa muy pronto cuando se calienta. El mercurio líquido sube en un termómetro cuando se calienta porque se expande más que el vidrio. Podemos decir que la expansión o dilatación de un material es tridimensional, esto quiere decir, que se expande en el sentido de los tres ejes (x, y, z). Se clasifican en:  Expansión o dilatación lineal cuando predomina el largo sobre el ancho y espesor.  Expansión o dilatación bidimensional o superficial, cuando predomina el largo y el ancho sobre el espesor.  Expansión o dilatación tridimensional o volumétrica, cuando no hay predominio entre sí del largo, ancho o espesor, se dilata igualmente en todos los sentidos de los ejes, este es común en los líquidos y gases.

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Actividad Nº 5: Piensa y Resuelve 1. 2. 3.

Ahora Tú ! ! !

¿Qué se expande más cuando aumenta la temperatura: los sólidos, los líquidos o los gases? ¿Por qué se curva una tira bimetálica cuando se calienta (o se enfría)? ¿Funcionaría una tira bimetálica si los dos metales distintos tuviesen casualmente la misma razón de expansión? ¿Es importante que los metales se expandan con diferente rapidez? Explica tu respuesta.

Estados de la materia Entre las moléculas se establece una interacción que se manifiesta en la organización de esas moléculas, que les da la tendencia a agruparse. Las propiedades que observamos macroscópicamente y que nos permiten diferenciar los tres estados de agregación de la materia son manifestaciones de lo que ocurre a nivel microscópico. Los estados o fases de la materia que existen son cuatro (sólido, líquido, gaseoso, plasma). En la fase de plasma la materia consiste en iones positivos (átomos que han perdido algunos electrones) y electrones libres; esta fase solo existe a temperaturas elevadas. Aunque esta fase es menos común en nuestra experiencia cotidiana, es la fase predominante de la materia en el universo (ej. El Sol y las estrellas, la materia intergaláctica). Un ejemplo más cercano a nosotros es el gas (plasma) que brilla en una lámpara fluorescente. En las observaciones constantes que realiza el hombre para estudiar la materia, ha determinado las siguientes características para cada estado (no se incluye el plasma):  Estado sólido: presentan forma propia y volumen constante. Son muy pocos compresibles y su volumen no cambia en forma apreciable al ser sometidos a cambios de presión y temperatura.  Estado líquido: tienen volumen constante, pero no presentan forma propia, sino que adoptan la forma del recipiente que las contiene. Además, cuando están en reposo, su superficie libre es horizontal. Son muy poco compresibles y sus partículas tienen movimiento.  Estado gaseoso: carecen de forma y volumen propios, adaptándose a la forma y al volumen del recipiente que las contiene. Dejadas en libertad, se expanden rápidamente; por el contrario, se pueden comprimir con facilidad, su volumen varía sensiblemente con la variación de la presión y la temperatura. Pero a los científicos no le bastaban estas observaciones para caracterizar a los estados, y en consecutivas investigaciones y utilizando teorías diferentes fue posible formular los correspondientes modelos de los estados de la materia; la Teoría que permitió una mejor comprensión de los estados se la denominó Teoría cinético molecular, que se basa en lo siguiente:  La materia está formada por moléculas que están en movimiento continuo.  Entre las moléculas hay fuerzas de atracción que las aproximan, denominadas fuerzas de cohesión.  Cuando mayor es la fuerza de cohesión, las moléculas están más próximas entre sí y, en consecuencia, su movimiento es menor.  Cuanta más energía tiene las moléculas, más movimiento presentan.

Modelo para los gases: Mediante la observación de los gases, se puede deducir que las moléculas de ellos están en continuo movimiento de traslación, no manteniendo la forma ni el volumen.  Las moléculas están en continuo movimiento de traslación rectilínea y de rotación sobre su eje.  Las fuerzas de cohesión son muy débiles y por lo tanto, las moléculas son independientes unas de otras y se separan fácilmente, ocupando un volumen cada vez mayor. Esto se llama expansibilidad.  En el caso de que un gas esté encerrado en un recipiente, las moléculas en su movimiento chocan entre sí y contra las paredes, originando una presión.  Si el recipiente presenta pequeños poros, algunas moléculas escaparán por ellos, lo cual se denomina efusibilidad.  Si se ponen en contacto dos gases, las moléculas de uno se mezclan rápidamente con las del otro y viceversa. Este fenómeno recibe el nombre de difusión.

Modelo para los líquidos: Se sabe que los líquidos tienen un determinado volumen, son móviles, fluyen y modifican su forma con gran facilidad por acción de fuerzas externas. o Las fuerzas de cohesión entre las moléculas son mayores que en los gases., por lo tanto, los espacios entre ellas son relativamente mucho menores y, en consecuencia, se mueven a menor velocidad.

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o o o o o

La intensidad de las fuerzas de cohesión no permite que las moléculas se separen, por lo cual el volumen se mantiene constante. Las moléculas pueden deslizarse unas sobre otras; por ello los líquidos fluyen y se derraman modificando su forma. La atracción de la gravedad sobre las moléculas, junto con la posibilidad de deslizarse, determina que ocupen los espacios inferiores de los recipientes que los contienen, cualesquiera sean sus formas. El movimiento continuo de las moléculas hace que choquen entre sí y con las paredes del recipiente, ejerciendo una presión sobre éstas. Las moléculas de la superficie de los líquidos sólo son atraídas por las del interior de los mismos, por lo que forman una especie de película o membrana. Este fenómeno se denomina tensión superficial.

Modelo para los sólidos: Los materiales en estado sólido se caracterizan por mantener su volumen y conservar su forma. Las fuerzas de cohesión son muy intensas, los espacios intermoleculares muy pequeños y, en consecuencia, las moléculas carecen de movimiento de traslación. Al no tener movimiento molecular de traslación, la forma permanece constante al igual que el volumen. Las moléculas o partículas constituyentes ocupan posiciones fijas y sólo realizan movimientos vibratorios alrededor de un punto fijo. Las partículas están distribuidas en forma ordenada en todas las direcciones del espacio, adoptando formas geométricas determinadas (cubo, prisma, etc.) Esto se denomina estructura cristalina. Además, si el cuerpo mantiene la forma externa poliédrica, se llama cristal.

CAMBIOS DE ESTADO Los cambios de estado son cambios físicos ya que cambia el estado físico de la sustancia pero no cambia la sustancia sigue siendo la misma sustancia. Mientras dura el cambio de estado la temperatura permanece constante. Cuando una sustancia cambia de estado implica suministro o liberación de energía del sistema hacia el medio, por esta razón se definen los cambios de estado en dos tipos: - Endotérmicos (Son cambios de estado que se originan cuando al sistema absorbe energía) y - Exotérmicos (Cambios de estado que se originan cuando el sistema desprende energía).

Cambios de Estado Endotérmicos Fusión: Es el cambio de estado que se observa cuando una sustancia en estado sólido pasa al estado líquido absorbiendo energía del exterior (se agrega energía al sistema). Por ej: el hielo de la escarcha derritiéndose, la manteca en una sartén, un chocolate derretido en la palma de la mano, etc. Vaporización: Es el cambio de estado que se observa cuando una sustancia en estado líquido pase al estado gaseoso absorbiendo energía del exterior (se agrega energía al sistema). Ejemplos: Agua hirviendo, la formación de las nubes por medio de la evaporización del agua de los ríos y mares. Se subdivide en Ebullición y Evaporación. La Evaporación ocurre en la superficie del líquido y en forma lenta y la Ebullición ocurre en toda la masa del líquido al mismo tiempo y rápido. Volatilización: Es el cambio de estado que se observa cuando una sustancia en estado sólido pasa al estado gaseoso absorbiendo energía del exterior (se agrega energía al sistema). Por ejemplo el Yodo sólido que pasa a gas Yodo; las bolitas de naftalina (sólida) dejada en un lugar cálido o en el ropero o placar, pasa a naftalina gas; etc.

Cambios de Estado Exotérmicos Solidificación: Es el cambio de estado que se observa cuando una sustancia en estado líquido pasa al estado sólido liberando energía del exterior (se quita energía al sistema). Ejemplos: La formación de nieve; fundir varios metales y luego dejarlos enfriar; etc. Licuación: Es el cambio de estado que se observa cuando una sustancia en estado gaseoso pasa al estado líquido liberando energía del exterior (se quita energía al sistema). Por ej: empañamiento de una ventana (agua vapor a agua líquida); formación de niebla; la formación del gas licuado de las garrafas o encendedor; la obtención de aire líquido o de alguno de sus componentes; etc. Se subdivide en Condensación y Licuefacción. En la Condensación es la conversión del estado de vapor al estado líquido, con solo disminuir la temperatura (quitar energía); y la

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Licuefacción es la conversión del estado de gaseoso al estado líquido, disminuyendo la temperatura (quitar energía) y aumentando la presión. Sublimación: Es el cambio de estado que se observa cuando una sustancia en estado gaseoso pasa al estado sólido liberando energía del exterior (se quita energía al sistema). Por ejemplo, cuando el gas Yodo se lo enfría pasa directamente a partículas sólidas, lo mismo ocurre si se enfría el gas de naftalina, que pasa rápidamente a sólido.

Los Factores que intervienen en un cambio de estado La modificaciones de la temperatura y la presión provocan cambios de estados de la materia como ellos solo cambia la forma física, también se les llama cambio físico. La temperatura es un factor clave en los cambios de estados, calentando o enfriando podemos hacer que muchos materiales pasen del estado sólido al líquido y al gaseoso, o viceversa, es decir, los cambios de estado son reversibles. Este efecto es transitorio y las sustancias mantienen sus propiedades. Si dejas de aplicar calor a una tetera con agua hirviendo, el agua permanecerá en su estado líquido y cesará su transformación acelerada a estado gaseoso. Hay casos donde la presión es también importante a demás de la temperatura, porque si tenemos el gas oxigeno para pasarlo a líquido, no solo hay que quitarle energía, sino aplicar presión para que las moléculas se arrimen y empiece actuar las fuerzas de cohesión y pase a líquido. La observación de un papel estirado y, luego, de un papel arrugado, te permite inferir que ha sufrido un cambio físico y que su agente de cambio es una fuerza como la presión.

¿A qué temperaturas se producen estos cambios y qué pasa con la energía? La temperatura a la que funde una sustancia recibe el nombre de punto de fusión; esta temperatura es característica y específica para cada sustancia; permanece constante. Durante el proceso de fusión, la temperatura del sistema no cambia porque toda la energía que recibe es empleada en “desligar” o “separar” las moléculas (o los átomos) del sólido y pasarlas a la fase líquido. Esa energía que se aplica o se le quita según el caso se la llama “Calor de Fusión” o “Calor Latente de Fusión”. Conozcamos algunos puntos de fusión a nivel del mar: SUSTANCIA PUNTO DE FUSIÓN (º Celsius)

Agua

0º

Azufre

119º

Cobre

1.084º

Hierro

1.535º

La temperatura a la cual una sustancia ebulle o hierve recibe el nombre de punto de ebullición y se reconoce o identifica porque una vez alcanzado no aumenta; permanece constante. Cuando se alcanza la temperatura de ebullición, por más que se siga entregando energía, la temperatura no aumenta mientras haya líquido presente, pues toda la energía que recibe el sistema se gasta en separar las moléculas del líquido y pasarlas a la fase vapor o gas. Esa energía que se aplica o se le quita según el caso se la llama “Calor de Ebullición o Vaporización” o “Calor Latente de Ebullición o Vaporización”. Conozcamos algunos puntos de ebullición a nivel del mar: SUSTANCIA PUNTO DE EBULLICIÓN (º Celsius)

Alcohol 78,4º Agua

100º

Azufre

444º

Para que se produzca evaporación no necesariamente la sustancia debe alcanzar su punto de ebullición. Frecuentemente se produce evaporación en todo momento a temperatura ambiente. El agua contenida en una tetera se empieza a evaporar antes de alcanzar el punto de ebullición. La evaporación es una transformación que ocurre en la superficie del líquido. La ebullición se produce en la totalidad del líquido. Ahora Tú ! ! !

Actividad Nº 6: Piensa y Resuelve 1. 2. 3.

La evaporación es un proceso de enfriamiento. ¿Qué es lo que se enfría y que se calienta durante la evaporación? La condensación es un proceso de calentamiento? ¿Qué es lo que se calienta y que se enfría durante la condensación? ¿Desprende o absorbe energía un vapor cuando se convierte en líquido?

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Gráficos de cambios de estado Temperatura versus calor y temperatura versus tiempo

Calor latente de fusión y de vaporización o ebullición Calor latente de Fusión: es la energía necesaria para pasar 1 g de sustancia sólida al estado líquido a presión normal de 1 atmósfera. Calor latente de Vaporización: es la energía necesaria para pasar 1 g de sustancia líquida al estado gaseoso (o vapor) a presión normal de 1 atmósfera. Fórmula matemática para determinar la cantidad de calor en el cambio de estado para una dada masa de sustancia:

Q = QL . m (Q = calor entregado o quitado; m = masa; QL= calor latente del cambio de estado de fusión o de vaporización)

TRABAJO PRÁCTICO Nº 3

TRABAJO PRÁCTICO Nº 4

LOS GASES IDEALES, UN MODELO PARA EL ESTUDIO DE LA MATERIA El sistema más simple que podemos analizar es el de un conjunto de moléculas en el cuál cada una se comporta como si las restantes no existieran. Para este sistema, llamado Gas Ideal,

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podemos construir un modelo que nos permite predecir sus propiedades. Cuando hablamos de gases ideales, estamos realizando una abstracción que consiste en considerar que no existe ningún tipo de interacción entre las moléculas que componen dicho gas.

Experimentos con gases y sus resultados Hacia fines del siglo XVIII y principios del XIX, el estudio d la estructura de la materia estaba a la orden del día. Por aquellos tiempos se realizaron numerosos experimentos a través de los cuales se trataba de establecer las relaciones existentes entre la cantidad de moléculas de gas presentes en un volumen determinado, la presión y la temperatura. Estos experimentos consistían básicamente en analizar cómo varía uno de estos parámetros en función de los otros, es decir:  Cómo varía la presión de un mol (cantidad de moléculas) de gas, cuando se modifica el volumen manteniendo la temperatura constante.  Cómo varía la presión cuando se aumenta el número de moléculas de un gas, en un determinado volumen y manteniendo la temperatura constante.  Cómo varía el volumen de un gas si se aumenta la temperatura manteniendo la presión contante. Como se puede ver, en estos experimentos se modifica de a una variable por vez para analizar cómo cambia otra, mientras que las demás permanecen constantes. Vamos a describir las conclusiones más importantes de estos experimentos, esquematizados (ver imágenes correspondientes). a)

Tomemos un recipiente, cuyas paredes son rígidas (volumen constante), que contiene un mol (una cierta cantidad de moléculas) de gas en su interior, y aumentamos su temperatura, por ejemplo, acercando el recipiente a una fuente de mayor temperatura. En este caso, se observa que la presión dentro del recipiente aumenta. La presión aumenta proporcionalmente con al aumento de temperatura. P = k1 . T (P = presión en atm; T = temperatura en Kelvin; k1 = constante de proporcionalidad)

b)

Si ahora utilizamos un recipiente no rígido conteniendo un mol de gas, el volumen puede variar mientras cedan las paredes del recipiente. En este caso, la presión dentro del recipiente se mantiene constante. Si aumentamos la temperatura, el gas se dilata y su volumen aumenta. El volumen aumenta proporcionalmente con al aumento de temperatura. V = k2 . T (V = volumen en litros; T = temperatura en Kelvin; k2 = constante de proporcionalidad)

c)

Si ponemos la misma cantidad de moléculas de un gas en un recipiente con diferente volumen a temperatura constante, la presión es menor en el recipiente de mayor volumen. La presión disminuye con el aumento del volumen. P = k3 . 1 V

d)

(P = presión en atm; V= volumen en litros; k3 = constante de proporcionalidad)

Si ahora realizamos los mismos experimentos anteriores, pero con el doble de masa del gas, obtendremos los mismos resultados pero: En el experimento (a), la presión inicial y la presión final serán el doble del valor anterior. En el experimento (b) el volumen inicial y el volumen final serán el doble del valor anterior. En el experimento (c) la presión en ambos casos será el doble del valor anterior. La presión que ejerce el gas en el interior de un recipiente de un determinado volumen depende de cuánto gas, cuántas moléculas o qué masa, hay en el recipiente. La presión aumenta proporcionalmente con la cantidad de moléculas. P = k4 . n (P = presión en atm; n = número de moles (cantidad de moléculas); proporcionalidad)

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k4 = constante de

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La Ecuación de Estado de los Gases Ideales Las observaciones que describimos más arriba pueden formalizarse en una ecuación matemática simple que permite predecir el comportamiento de un gas. Resumiendo, vimos que la presión de un gas:   

Varía proporcionalmente con la cantidad de moléculas o masa de un gas. Varía en forma inversamente proporcional al volumen del recipiente que contiene al gas. Varía proporcionalmente con la temperatura. Estos datos experimentales pueden expresarse a través de la siguiente relación matemática:

𝑷 =

𝒏 .𝑹 .𝑻 𝑽

Ecuación de Estado de los Gases Ideales

P = presión en atmósfera; n = moles del gas; V = volumen en litros; T = temperatura en Kelvin; R = constante general de los gases y vale 0,082 L . atm o 8,31 J _ K . mol K . mol Cuando tenemos para una misma cantidad de gas, y realizamos el estudio de las tres variables al mismo tiempo, podemos utilizar la siguiente expresión matemática: 𝑷𝟏 .𝑽𝟏 𝑻𝟏

=

𝑷𝟐 .𝑽𝟐 𝑻𝟐

Actividad Nº 7: Piensa y Resuelve 1. ¿Qué masa de oxígeno está contenida en un recipiente de 3 dm3 a 1 atm y 27 ºC? 2. En un recipiente de 5 dm3 se mezclan 32 g de oxígeno con 2,8 g de nitrógeno, a 0 ºC. Ahora

¿Cuál es la presión del sistema? ¿Cuál es la presión parcial de cada gas? 3. Un volumen gaseoso de un litro es calentado a presión constante desde 18 ºC hasta 58 ºC, ¿qué volumen final ocupará el gas? 4. En un laboratorio se obtienen 30 cm3 de nitrógeno a 18 ºC y 750 mm de Hg de presión, se desea saber cuál es el volumen normal.5. Una masa de hidrógeno en condiciones normales ocupa un volumen de 50 litros, ¿cuál es el volumen a 35 ºC y 720 mm de Hg? 6. Una masa gaseosa a 15 ºC y 756 mm de Hg ocupa un volumen de 300 cm 3, ¿cuál será su volumen a 48 ºC y 720 mm de Hg? 3 ¿Cuál será la presión que adquiere una masa gaseosa de 200 cm si pasa de 30 ºC a 70 ºC y su presión inicial es de 740 mm de Hg? ¿Cuál será la presión de un gas al ser calentado de 20 ºC a 140 ºC si su presión inicial es de 4 atm? 3 Se almacena 1 m de oxígeno en un cilindro de hierro a 6,5 atm. ¿Cuál será el nuevo volumen si estaba inicialmente a 1 atm? Tú ! ! !

7. 8. 9.

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UNIDAD 4: Átomos Tabla periódica Uniones químicas

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Introducción: Desde los tiempos de la prehistoria, el hombre ha tratado de entender el medio ambiente y sus propios cambios, en la búsqueda constante del conocimiento. De saber de: ¿cómo está formada la materia?, ¿el por qué de los materiales se herrumbran en contacto con el aire o agua?, ¿el por qué se queman los materias? y ¿que se forman una vez quemados? ¿Hay espíritus en la materia que se van al quemarse‟, etc. Para estas preguntas, los hombres de todas las épocas se han puesto a observar y experimentar, tratando de saber más sobre la composición de la materia. Muchos hombres científicos de todas las épocas dieron sus opiniones y proclamaban modelos diversos y proponían leyes y nombres para cada suceso o material que estaba a su alcance. El conocimiento científico es por su misma esencia dinámico y cambiante: cada nuevo avance genera una multiplicidad de inéditos interrogantes y posibilidades de investigación, haciendo que en la práctica el proceso resulte de duración indefinida.

Átomo – Teorías Atómicas Átomo: Es la menor porción de materia que puede obtenerse al estado libre. (Significado de la palabra: á : sin división – tomo: parte)

Modelos y Teorías Atómicas: -Siglos atrás los científicos consideraban al átomo como un objeto indivisible e indestructible: “Epicuro (300 a.C.) afirmó las ideas de otro filósofo griego Demócrito de Abdera (400 a.C.) y de Leucipo (430 a.C.) que la materia era discontinua y estaba formada por pequeñas porciones; de esa manera, las distintas sustancias se constituían porque existían porciones de esa misma materia que se diferenciaban entre sí sólo por su tamaño o forma.” Modelo atómico de J. Daltón (1766-1844): rescatando las teorías antiguas, definió el término “átomo” como partícula indivisible e indestructible con forma de esfera compacta. Y dijo que los átomos variaban unos de otros por su tamaño y reactividad. -Sin embargo a partir de 1850 se comenzaron a obtener datos que sugerían lo contrario a las teorías de Dalton y otras más antiguas. Experiencias como la electrólisis(es el proceso de descomposición química de una sustancia por el pasaje de corriente eléctrica continua), el descubrimiento de la radioactividad (la emisión espontánea de radicación por parte de algunos átomos o transmisión de energía por medio de ondas electromagnéticas), la propiedad de unirse átomos entre sí (uniones químicas), los espectros discontinuos de sustancias elementales en fase gaseosa demostraron que la materia está constituida por átomos con subestructura y naturaleza eléctrica, llevaron a J Thomson y otros científicos a proponer sus modelos atómicos. Modelo atómico de J. J. Thomson (1852-1908): En 1898, propuso el modelo atómico del “budín ingles”. Donde dice que el átomo era como una esfera sólida de materia cargada positivamente y las cargas negativas estaban incrustadas en esa esfera, en un número adecuado parapara que la carga total fuese nula. (La masa del budín es lo positivo del átomo, y las pasas de uvas del budín eran las cargas negativas.). Años más tarde, realizando estudios de la conducción eléctrica descubre al electrón. -A principios de siglo XX, E. Rutherford (1871-1937), que conocía la radiactividad, pensó que si la masa de los átomos se consideraba según Thomson, las partículas α (alfa), que tienen carga positiva, deberían desviarse al atravesar una lámina de oro. Pero al hacer la experiencia Rutherford observó lo siguiente: a) La mayoría de las partículas α atravesaban la lámina sin sufrir ninguna desviación. b) Algunas partículas α eran desviadas, aunque la magnitud de estas desviaciones no resultaba la misma para todas ellas. c) Una pequeña fracción de las partículas α era fuertemente repelida e invertida su trayectoria. Modelo atómico de Rutherford: En 1911 propuso su modelo nuclear del átomo, por el cual los átomos están formados por una zona central o núcleo con carga positiva y una zona de periferia u órbitas donde se encuentran los electrones. El núcleo es muy pequeño con relación al diámetro total del átomo, pero contiene la mayor parte de la masa atómica; esto indica que el átomo tiene grandes espacios vacíos, sin partículas materiales. Los electrones giran alrededor del núcleo sin chocar con él, a distancias variables pero sin exceder un cierto diámetro. El número de electrones es el suficiente para compensar la carga positiva del núcleo, de manera que el átomo, en conjunto, resulta neutro. Los electrones tienen una masa despreciable con relación a la masa total del átomo. Posteriormente, observando los estudios realizados por Golstein, sobre los rayos catódicos y canales (anódicos), anunció que en el núcleo hay partículas positiva e igual en valor absoluto a la carga del electrón y masa unas dos mil veces mayor que la de este, y llamó a estas partículas protones. En 1920 descubrió con otros colaboradores una tercera partícula sin carga en el núcleo y la denominó neutrón.

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El descubrimiento del protón y el neutrón, permitieron definir ciertos números importantes (número atómico y número másico) para identificar a los átomos (elementos químicos). -A principios del siglo XX M. Planck (1858-1906), en base a la luz blanca propone su teoría de los cuantos de energía (“La energía continua, sino en forma de partículas discretas llamados cuantos de los estudios de Bunsen y Kirchoff a fines del siglo XIX y los trabajos de (espectro de rayas) del átomo de Hidrógeno, llevaron a N. Bohr (1885bases una nueva teoría atómica. En ella se introduce la idea de los

sus estudios de los espectros de radiante no se emite en forma energía o fotones”), sumados a Balmer con las líneas de espectro 1962) en 1913 a postular las cuantos de energía de Planck.

Modelo atómico de N. Bohr: su modelo amplia el modelo de Rutherford, ya que su hipótesis explica a qué se deben los espectros de rayas y cómo están distribuidos los electrones en el átomo. Los principales postulados del modelo son: a) Los electrones no poseen cualquier cantidad de energía sino valores determinados (cierto número de cuantos). b) Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo positivo en determinadas órbitas circulares, denominadas niveles de energías o estados de energías. c) Mientras los electrones se encuentran en dichos niveles no emiten energía, por lo cual se denominan niveles o estados estacionarios. d) Cuando el electrón gira en la órbita más próxima al núcleo se encuentra en su estado más estable (estado fundamental) e) Cuando un electrón salta de un nivel a otro inferior pierde un cuanto de energía, emitiendo una radiación luminosa característica. Por lo contrario, cuando salta a un nivel superior absorbe un cuanto de energía que recibe del exterior (calor, luz, electricidad). f) Los electrones sólo pueden variar de energía pasando de un nivel a otro en forma brusca e instantánea y no por una transición gradual, porque ello se debe a la emisión o absorción de cuantos de energía. g) Los niveles de energía se identifican con números naturales, denominados números cuánticos principales (n). Al nivel de menor energía (próximo al núcleo) se le asigna el número 1, y así siguen los demás hasta el 7. [La expresión niveles de energía es sinónimo de los términos órbita o capa, que se utilizaban en los primeros modelos. Las órbitas o capas también se identifican con las letras K, L, M, N, O, P y Q] 2 h) El número de electrones para cara nivel energético no puede ser superior a 2.n . Así, para el primer nivel (n=1) 2 2 resulta 2. 1 = 2; para el segundo nivel (n=2) 2. 2 = 8; etc. i) La diferencia de energía entre los niveles va siendo cada vez menor a medida que se alejan del núcleo. Por lo tanto, los niveles están más próximos entre sí a medida que aumenta el valor de n.

Estructura del átomo Sobre la base de las investigaciones de Rutherford y Bohr, la estructura del átomo se resumir del siguiente modo:  El átomo está compuesto por protones, neutrones y electrones.  El átomo consta de un núcleo formado por protones y neutrones. Estas partículas son responsables dela masa del átomo.  El núcleo tiene carga positiva porque los protones son positivos y los neutrones carecen de carga.  En la zona extranuclear, también llamada corteza, se encuentran los electrones cuya masa es casi despreciable. Esta zona presenta grandes espacios vacíos.  Los electrones se ubican a diferentes distancias del núcleo en determinados niveles de energía. Cada uno de estos niveles sólo admite un cierto número de electrones (el número máximo de electrones de cada nivel se 2 calcula aplicando la fórmula 2.n ),  La cantidad de protones positivos es igual a la cantidad de electrones negativos, de modo que el átomo en su conjunto es eléctricamente neutro. Modelo atómico moderno (modelo de la mecánica cuántica): En 1924 L. de Broglie (1892-1987), postula la naturaleza ondulatoria de los electrones, además estableció que una partícula en movimiento posee una determinada longitud de onda (λ = h/m . v ); y W. Heisenberg (1901-1976), postula el Principio de Incertidumbre, donde señala que “es imposible establecer con exactitud la energía y la trayectoria o posición de una partícula”. Entonces, según este último modelo, el de la mecánica cuántica, el electrón no se encontraría en una órbita (línea) perfectamente determinada, sino dentro de una zona del espacio alrededor del núcleo. Este espacio donde hay mayores probabilidades de encontrar un electrón se denomina Orbital. En 1926 E. Schrödinger (1887-1961), formuló una ecuación dentro de la mecánica cuántica, denominada “ecuación de onda”, para describir el comportamiento de un electrón. En esta ecuación, se asume que el electrón participa de una naturaleza ondulatoria y corpuscular simultáneamente, tiene masa y una onda asociada a ella. Definiéndose también los número cuánticos.

Partículas subatómicas: El cuadro presenta algunas características importantes como masa absoluta, masa relativa, carga eléctrica y carga relativa de cada subpartícula:

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PARTÍCULA ELÉCTRICA

MASA ABSOLUTA

MASA RELATIVA

CARGA ELÉCTRICA

CARGA RELATIVA

Electrón

9,1 . 10-28 g

0 (0,00055 uma)

-1,6 . 10-19 coul

-1

1,67 . 10-24 g

1 uma (1,00732 uma) 1 uma (1,00866 uma)

+1,6 . 10-19 coul

+1

0

0

Protón Neutrón

1,6748 . 10

-24

g

Unidad de Masa Atómica (uma): Las masas de los átomos son extremadamente pequeñas; por ello se utiliza la unidad llamada unidad de masa atómica o uma. Se determinó arbitrariamente como la doceava parte de la masa del átomo de carbono. Una uma es igual -24 a 1,66054 . 10 g.

Símbolos Químicos: Para representar s los elementos químicos se emplea un conjunto de símbolos. Los símbolos derivan de la primera o las dos primeras letras del nombre del elemento, por ejemplo los símbolos para el Oxígeno, Carbono, Hidrógeno son O, C y H, respectivamente. Los símbolos para el Potasio, Mercurio, Plomo y Antimonio son K, Hg, Pb, y Sb respectivamente, en estos y otros casos derivan del nombre en latín: kalium, hydrargyrum, plumbum y stibium. Cuando el símbolo consta de dos letras, como Ba, Hg, etc, la primera letra siempre es mayúscula y la segunda minúscula.

Número que caracterizan a los elementos químicos: Número atómico (Z): Es la cantidad de protones que hay en el núcleo, y como es eléctricamente neutro, es equivalente a la cantidad de electrones que hay en los niveles de energía.

Número másico (A) o Número de masa: Es igual a la suma del número de protones y neutrones que tiene un átomo en su núcleo.

Representación de los átomos:

𝐴 𝑍𝑋

X= Símbolo; A= Número másico; Z= Número atómico

Isótopos: Son átomos que tienen el mismo número atómico (Z) pero distinto número másico (A), difiriendo en la cantidad de neutrones que tienen en el núcleo. Ejemplo: los isótopos del Hidrógeno:

Masa atómica promedio: La masa atómica promedio de un elemento está dada por la abundancia porcentual de todos los isótopos que presenta en la naturaleza, y ese número aparece en la tabla periódica de los elementos. Ej: átomo de Hidrógeno: 1 abundancia en la naturaleza (%)= 99,20 % 1H 2 abundancia en la naturaleza (%)= 0,79 % 1H 3 abundancia en la naturaleza (%)= 0,000000001% 1H Masa atómica promedio del elemento Hidrógeno= (99,20 . 1) + (0,79 . 2) + (0,000000001 . 3) = 1,007800003 100 (Este número se lo utiliza luego para determinar el número másico, aplicando el criterio del redondeo de cifras)

Actividad Nº 1: Lee atentamente y responde.

Ahora Tú ! ! !

1) Unir con flechas las siguientes afirmaciones y los respectivos modelos atómicos: Modelo de Rutherford - Es una esfera compacta. Modelo de Dalton - Una masa positiva y las negativas flotando Modelo de Thomson - Los electrones giran en órbitas estacionarias Modelo de Bohr - Presentan órbitas y espacios vacíos

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2) Complete el siguiente cuadro: Nombre

Símbolo

Z

A

Protones

Electrones

Neutrones

Masa Atómica

Cobre 108 22 Ge 15 87,62 3) Lee atentamente y responde  Elija de la siguiente lista los símbolos que representen (nombre los elementos de cada uno de los símbolos): a) grupos de isótopos; b) átomos con el mismo número de neutrones; c) conjunto de átomos diferentes con el mismo número másico. 14 6

C

14 7

N

N

F

Ca

 

16 7

N

13 5

B

17 8𝑂

17 17 16 13 18 13 9 7 8 7 10 6𝐶 Señale cuales son isótopos entre sí. Justifique sus respuestas: 40 13 16 17 35 20 5 8O 8O 17 Cl Indica el nombre y la cantidad de umas que tienen los siguientes átomos: a) Br b) Ca c) Na d) Ar e) Mo f) Cs g) As h) Fe i) Ke Todos los Isótopos del Estaño tienen el mismo número de: a) de protones b) de neutrones c) másico d) de protones y másico

O



15 7

Ne

N

N

B

Distribución electrónica: Los electrones de un átomo al estado fundamental, no se distribuyen al azar alrededor del núcleo, sino siguiendo determinadas reglas. Se sabe que hay 7 niveles de energía (n= 1, 2, 3,…,7), por los estudio de la mecánica cuántica, se han encontrado otras zonas dentro de cada nivel y que les llamaron subniveles indicados con las siguientes letras en minúsculas: s, p, d, f. En los elementos naturales se ha encontrando que en el 1º nivel hay un solo sub nivel “s” (1s), en el 2º nivel hay dos subniveles (2s y 2p), en el 3º nivel hay 3 subniveles (3s, 3p y 3d), en el 4º nivel hay 4 subniveles (4s, 4p, 4d y 4f), en el 5º nivel hay 3 subniveles (5s, 5p y 5d), en el 6º nivel hay 2 subniveles (6s y 6p) y en el 7º nivel un subnivel (7,s). [En la actualidad al descubrir y crear nuevos elementos químicos artificiales se ha obtenido en el 5º nivel otro subnivel más el 5f, en el 6º nivel el subnivel 6d y en el 7º nivel el subnivel 7p]. Se sabe que, además, hay otra zona según el principio de incertidumbre que es el orbital donde solamente puede haber como máximo 2 electrones. En el subnivel “s”, se ha encontrado 1 solo orbital; en el subnivel “p” se ha encontrado 3 orbitales; en el subnivel “d” se ha encontrado 5 orbitales y en el subnivel “f” se ha encontrado 7 orbitales.

Representación simbólica: Hay dos maneras, a) a través de números y letras: ej.: 1s nivel

1

cantidad de electrones en el subnivel subnivel

b) a través de las casillas cuánticas o cajitas cuánticas: ej, 1s

Representación del ordenamiento energético de los electrones: Se ha propuesto la siguiente secuencia en orden creciente de energía para los niveles y subniveles: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

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Nivel principal N

Subnivel

Número de Orbitales

Nº máximo de e- por subnivel.

Nº máximo de e- por nivel

1

s s

uno uno

2 2

2

p s p d s p d f s

tres uno tres cinco uno tres cinco siete uno

6 2 6 10 2 6 10 14 2

5

p d f s

tres cinco siete uno

6 10 14 2

18 (+ 14 = 32)

6

p d s

tres cinco uno

6 10 2

8 (+10 = 18)

p

tres

6

2 3

4

7

8 18

32

2 (+ 6 = 8)

Esquema con casillas cuánticas:

Ejemplos: Oxígeno Z= 8

2

2

4

C.e.: 1s , 2s , 2p C.c.: 1s

2s

2p

Distribución electrónica de Bohr o configuración electrónica de Bohr: Solo indica la cantidad de electrones totales por nivel, separados por un guión. Como ejemplo utilizamos el Oxígeno C.e.B.: 2 – 8

Actividad Nº 2: Lee atentamente y responde.

Ahora Tú ! ! !



i) Realice la configuración electrónica moderna de los siguientes elementos: a) Ca b) Fe c) Ne d) Pb e) S f) Ti g) Br h) Re  ii) Realice la configuración electrónica moderna de los elementos indicados en la actividad 1 item 2.  Iii) Realice la estructura electrónica de Bohr que actualmente se utiliza para elementos indicados en los dos ítems anteriores (“i” e “ii”).  iv) Un elemento tiene la estructura electrónica 2-8-8-2, marca la configuración electrónica correspondiente: 2 2 6 2 a) 1s 2s 3p 4s 2 2 2 6 2 b) 1s 2s 3s 3p 4s 2 2 2 6 2 3 c) 1s 2s 3s 3p 4s 4p 2 2 2 6 d) 1s 2s 3s 3p

los

La tabla periódica A mediados del siglo XIX, varios químicos se dieron cuenta de que las similitudes en las propiedades químicas de diferentes elementos suponían una regularidad que permitió ordenarlos de forma tabular o periódica. El químico ruso D. Mendeléiev, en 1869, propuso una tabla de elementos llamada tabla periódica, en la que los elementos están ordenados en filas y columnas de forma que quedan agrupados los que tienen propiedades químicas similares, siendo ubicados de acuerdo a sus pesos atómicos (masas atómicas) crecientes. Como en la época de Mendeléiev no se conocían todos los elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla periódica correspondientes a elementos que faltaban. Las investigaciones posteriores, facilitadas por el

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orden que los elementos conocidos ocupaban en la tabla, llevaron al descubrimiento de los elementos restantes. Posteriormente, para facilitar la ubicación, en 1913, Moseley enunció la ley periódica: “Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos (Z).” A cada elemento se le asigna un número (número atómico) de acuerdo con su posición en la tabla, que va desde el 1 para el hidrógeno hasta el 92 para el uranio, siendo éste el átomo más pesado de todos los elementos que existen de forma natural en nuestro planeta. El ordenamiento actual de los elementos se basa en el orden creciente de los números atómicos.

Zonas de la tabla periódica: La tabla periódica de los elementos en la actualidad está dividida en distintas zonas según ciertos criterios. Los elementos ubicados en tres grandes zonas llamadas representativos, de transición y de transición interna, los cuales se basan en propiedades y características en cuanto su reactividad y estabilidad. Los elementos de propiedades parecidas se hallan en la misma columna vertical constituyendo un Grupo o Familia. Los elementos que se ubican en una misma fila horizontal forman un Período. Grupo: Es el conjunto o familia de elementos que comparten propiedades similares y presentan en su configuración electrónica externa (c.e.e.) igual cantidad de electrones (actualmente se sabe que se cumple para los elementos representativos). Clasificación del grupo según conceptos antiguos: Son identificados con número romano del I al VIII y las letras A y B. Los elementos que están ubicados en los grupos con la letra A son llamados Representativos, tienen semejanza vertical; el grupo VIII A (gases nobles) es también considerado como Grupo 0. Los del grupo con letra B son llamados de transición, tienen semejanzas vertical y horizontal, donde se observa que el grupo de número VIII B se repite en 3 columnas, en vez de haber una. Hay un sector de la tabla donde se ubican elementos (2 filas) que son llamados de transición interna y no están ubicados en grupos. [En general se los esquematiza fuera de la tabla convencional.] Clasificación del grupo según conceptos modernos: Se dividen en total, en 18 grupos y se escriben en número arábigo; siendo el grupo 18 el de los gases nobles. Período: Representa la cantidad de niveles de energía que tiene un determinado elemento al estado neutro. Relación del grupo y período con la configuración electrónica moderna:  El período se determina observando cuál es número mayor de niveles que se representa en la configuración. Ejem.:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1 El 4 es el nº mayor de nivel

P=4



En el caso del grupo, hay que tener las siguientes consideraciones: -Si lo queremos indicar por los conceptos antiguos, será: a) los elementos terminados en los subniveles “s” o “p” son indicados con la letra “A” y el número romano representa la cantidad de electrones totales que tiene el último nivel. Ejem.: (2 + 1 = 3 e en el 4º nivel y último) 2 2 6 2 6 2 10 1 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p Ga = III A Termina en subnivel “p”

b) los elementos terminados en el subnivel “d” son indicados con la letra “B” y el número romano corresponde a la suma de electrones totales a partir del número que representa el último nivel mayor hasta el final de la configuración. Ejem.: (2 + 1 = 3 e desde el 4s hasta el 3d) 2 2 6 2 6 2 1 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d Ga = III B contar del último nivel mayor en adelante.

Recordar que hay 3 columnas con grupo VIII B y que no se cumple lo de la suma de electrones. -Si lo queremos indicar por los conceptos modernos, será: contando la cantidad de electrones que hay desde el primer número del último nivel mayor con subnivel “s” hasta el final de la configuración, he indicado en número arábigo. Ejem.: (2 + 10 + 1 = 13 e totales)

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p1

Gm = 13

contar del último nivel mayor y “s”, en adelante el 4 indica el último nivel mayor y acompañado del sub nivel “s”

Aclaración: a los elementos terminados en “2p” y “3p” se le deberá sumar 10 al número de electrones contados. Los elementos ubicados en zonas llamadas “bloques” y se expresan por subniveles. Bloques de la tabla periódica:

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Los bloques se dividen de acuerdo a los orbitales que se van llenando (s, p, d, f). Los elementos de los bloques s y p corresponden a los elementos que llamamos representativos. Los del bloque d, son los de transición y los del bloque f, los de transición interna. Los gases nobles o inertes, tienen su bloque propio aunque estén incluidos en el bloque p. Los elementos ubicados en zonas de acuerdo con sus propiedades eléctricas y químicas: Los elementos pueden considerarse divididos en tres categorías: a) metales, b) no metales y c) semimetales. Dejando a parte la zona de gases inertes o nobles, donde se decía antiguamente que no presentaban reactividad química, estable eléctricamente. Propiedades y características generales de los metales y no metales: Metales: Tienen brillo. Los sólidos son maleables y dúctiles. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Forman cationes al perder uno o más electrones. En su mayoría son poco solubles en agua, con el tiempo tienden a reaccionar con el agua dando otros compuestos. Tienen puntos de fusión y ebullición muy altos. En general son más densos que el agua. En general presentan bajo valor de electronegatividad. Se combinan con el oxígeno dando “óxidos básicos” y lo que en general son sólidos iónicos. Se combinan con el hidrógeno dando “hidruros metálicos”. Forman compuestos iónicos con los no metales. No metales: No tienen brillo propio. Se presentan en los tres estados de la materia, los sólidos suelen ser quebradizos, algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad (hay excepciones como el Carbono y Silicio). Tienden a formar aniones por ganancia de electrones. En su mayoría son poco solubles en agua, con el tiempo tienden a reaccionar con el agua dando otros compuestos. Tienen puntos de fusión y ebullición más bajos que los metales. En general su densidad varía en relación al agua. En general presentan alta electronegatividad Se combinan con el oxígeno dando “óxidos ácidos” y en general son sólidos o gases moleculares que forman soluciones ácidas. Se combinan con el hidrógeno dando “hidruros no metálicos”, en general gaseosos que forman soluciones ácidas, neutras o alcalinas (según el elemento). Forman compuestos iónicos con los metales y compuestos moleculares con otros no metales. Semimetales: Sus propiedades son intermedias entre los metales y no metales, esto significa que en ciertas circunstancias y dependiendo de con que otros elementos se combinen, tendrán características de metal o de no metal. Están ubicados en la tabla periódica siguiendo una diagonal que va desde el Boro (B) hasta el Telurio (Te).

Actividad Nº 3: Lee atentamente y responde sin utilizar la tabla periódica. 1)

Indica el período, el grupo moderno y antiguo de los elementos indicados por sus números atómicos. a)

2)

z= 56

b) z= 9

c) z= 27

d)

z= 13

e) z= 42

f) z= 35

g) Z= 54

Ahora Tú ! ! !

h) z= 11

Ubica en la tabla periódica en blanco, a los elementos del ítem anterior.

TRABAJO PRÁCTICO Nº 1

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PROPIEDADES PERIÓDICAS: Radio atómico: Es la distancia existente entre el centro del núcleo y la órbita electrónica externa del átomo. La unidad física en que se miden estas distancias es el anstrong (Ǻ), pero puede indicarse en otras unidades como ser el nanómetro (nm) Se determina midiendo la distancia entre dos núcleos del mismo elemento y dividiéndola a la mitad. Ej., la distancia entre dos átomos de Cloro es 1,96 Ǻ, al dividir en la mitad daría el radio atómico del Cloro igual a 0,98 Ǻ. Variación en la tabla periódica del radio atómico: En un mismo grupo, cuando aumenta el número atómico, aumenta el radio atómico, porque aumentan los niveles de energía en el átomo. En un mismo período, cuando aumenta el número atómico, disminuye el radio atómico, porque al aumentar la carga nuclear positiva, ésta atrae con más fuerza los electrones de todos los niveles, achicando la distancia. En el caso de los gases nobles, sus radios atómicos son mayores a los esperados debido a que se produce alejamiento por repulsión electrónica.

Radio iónico: Se entiende como la distancia entre el centro del núcleo del átomo y la órbita electrónica externa del ión formado, cuando pierde o gana electrones. Concepto de Ión: Partícula con carga, pudiendo ser positiva (catión) o negativa (anión). Variación en la tabla periódica: En un mismo grupo, cuando aumenta el número atómico, aumenta el radio iónico, porque aumentan los niveles de energía. En un mismo período, en la zona de los metales cuando aumenta el número atómico, disminuye el radio iónico, porque los metales tienden a perder los electrones de su órbita externa, disminuyendo la distancia; en la zona de los no metales cuando aumenta el número atómico, aumenta el radio iónico, porque los no metales tienden a ganar electrones y esto generan una repulsión con los que ya están y se agranda la distancia.

Potencial de ionización: Es la energía necesaria para arrancar un electrón de la órbita externa de un átomo aislado. Variación en la tabla periódica: En un mismo grupo, cuando aumenta el número atómico, disminuye el potencial de ionización, porque aumentan los niveles de energía y están más lejos los últimos electrones por lo que se necesita menos energía para quitarlos. En un mismo período, cuando aumenta el número atómico, aumenta el potencial de ionización, porque al aumentar la carga nuclear positiva atraen con más fuerza los electrones de todos los niveles, necesitando más energía para quitar los últimos electrones.

Afinidad electrónica: Es la energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón. Variación en la tabla periódica: En un mismo grupo, cuando aumenta el número atómico, disminuye la afinidad electrónica, porque aumentan los niveles de energía y están más lejos los últimos electrones por lo que se libera menos energía al ganar un electrón. En un mismo período, cuando aumenta el número atómico, aumenta la afinidad electrónica, porque al aumentar la carga nuclear positiva atraen con más fuerza los electrones de todos los niveles, liberando más energía al ganar un electrón.

Electronegatividad: Es la capacidad que posee un átomo para atraer al par de electrones que comparte al formar una molécula. También se puede expresar como “la medida de la tendencia que tienen los átomos de dicho elemento para atraer electrones al formar enlaces”. El químico L. Pauling confeccionó una tabla arbitraria de las electronegatividades de los elementos. El elemento más electronegativo es el Flúor, con un valor de 4,0, y el menos electronegativo es el Francio, con un valor de 0,7. Variación en la tabla periódica:

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En un mismo grupo, cuando aumenta el número atómico, disminuye la electronegatividad, porque aumentan los niveles de energía, están más lejos los últimos electrones y son atraídos con poca fuerza por el núcleo. En un mismo período, cuando aumenta el número atómico, aumenta la electronegatividad, porque al aumentar la carga nuclear positiva atraen con más fuerza a los electrones de todos los niveles, incluyendo los compartidos, porque hay menos distancia al núcleo.

Actividad Nº 4: Lee atentamente y responde sin utilizar la tabla periódica. 1.

5.

Ahora Tú ! ! !

Indica cual elemento químico tiene mayor radio atómico y por qué entre los pares de átomos. a) S y C b) Li y Cs c) Ti y Co d) Cl y Si 2. Ordena los elementos químicos por orden decreciente del radio atómico: K, S, Ni, Cl, F, Sb, Li, V, Na, Br, C, Sn 3. Indica cual elemento químico tiene mayor radio iónico y por qué entre los pares átomos. b) Se y Si b) Ca y Sr c) Al y F d) In y B 4. Ordena los elementos químicos por orden creciente del radio iónico: a) Mg, S, Li, Ga, P, Cl Indica cual elemento químico tiene mayor afinidad electrónica y por qué entre los pares de átomos. a) Ca y Ba b) Si y C e) P y Cl

de

Uniones químicas: La gran mayoría de los materiales que encontramos en la naturaleza son compuestos o mezclas de compuestos y no elementos libres. En la superficie terrestre, o cerca de ella, los elementos no metálicos: oxígeno, nitrógeno, azufre y carbono están en ocasiones en estado no combinado y los gases nobles siempre se encuentran no combinados en la naturaleza. Como los compuestos son más abundantes que los elementos libres, puede deducirse que el estado combinado debe ser de menor energía en comparación con el de los elementos libres correspondientes. Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas. El número de átomos que pueden agregarse para constituir una molécula es variable, por ej., biatómicas (dos átomos iguales o distintos), poliatómicas (tres o más átomos iguales o distintos). Para que éstos átomos permanezcan unidos dando origen a moléculas estables, siguen la tendencia de todos los sistemas materiales de alcanzar el estado de menor energía. Entre las fuerzas que pueden ejercerse entre átomos, las eléctricas son las únicas suficientemente intensas como para determinar uniones estables. Se puede clasificar en dos grandes tipos de uniones: Uniones intramoleculares y Uniones intermoleculares.

Uniones intramoleculares: Son las que se producen entre los átomos para formar las moléculas. Son en general relativamente fuertes.

Regla del octeto: Los átomos tienen una órbita electrónica externa que puede contener hasta ocho (8) electrones (o dos en el caso en el cual existe el nivel 1, como en el Helio); este octeto de electrones representa una disposición especialmente estable parecida a la estructura de los gases nobles. “Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la órbita externa de cada átomo contenga 8 electrones, y así adquiera la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”. En el caso del Hidrógeno, Litio y Berilio, completan con 2, y semejarse al Helio en su estructura electrónica.

Enlaces químicos: Cuando los átomos se unen por medio de enlaces, ceden, captan o comparten electrones con el fin de alcanzar estos ocho electrones en sus órbitas externas, lo que le daría la máxima estabilidad y formando moléculas. Símbolos de Lewis: Los electrones de la última órbita (electrones de valencia), son de especial importancia, pues intervienen en las uniones químicas o en las reacciones químicas. El químico G. N. Lewis, fue el primero que realizó representaciones simbólicas de los elementos, en las que se muestran los electrones de valencia como puntos. A estas representaciones se las conoce como símbolos de electrón-punto de Lewis. Estos símbolos están formados por las letras que designan al elemento y puntos (o cruces) que representan a los electrones del nivel energético más elevado, los cuales se colocan de a pares alrededor del símbolo del elemento.

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Ejem.: El Calcio tiene dos electrones en su último nivel, el Cloro tiene 7 electrones en su último nivel y el Nitrógeno tiene 5 electrones en su último nivel.

Este simbolismo es muy útil para los elementos representativos pero tiene muchas dificultades al usarse con los elementos de transición. En el enlace de los elementos de transición generalmente intervienen electrones de otros niveles además del último ocupado. Estas representaciones se utilizarán para explicar los tipos de uniones o enlaces químicos.

Tipos de enlaces o uniones intramoleculares: Para interpretar las uniones debemos recordar la propiedad periódica llamada “Electronegatividad”, que nos permite apreciar la tendencia de los enlaces formados, que pueden surgir de la transferencia neta de electrones o comparten electrones entre los átomos. Se dividen en general en tres tipos: a) unión o enlace iónico; b) unión o enlace covalente y c) unión o enlace metálico.



Unión iónica o electrovalente:

Resulta de las interacciones electroestáticas entre iones de cargas opuestas. Se produce cuando se unen un metal y un no metal, con transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. El elemento metal (en general con menos electronegatividad) ceden electrones, transformándose en ión positivo o catión, al no metal (en general con más electronegatividad) que ganan los electrones, transformándose en ión negativo o anión. Estos iones se mantienen unidos por fuerzas electroestáticas.

Representación de la unión iónica por Estructura de Lewis: Ejemplos: en el primer caso se unen el elemento Cloro (Cl con Z= 17) con el elemento Sodio (Na con Z= 11) 2 2 6 1 Na Z= 11 1s , 2s , 2p , 3s (2-8-1) (elemento de baja electronegatividad) 2 2 6 2 5 Cl Z= 17 1s , 2s , 2p , 3s , 3p (2-8-7) (elemento de alta electronegatividad) La siguiente representación de la estructura de Lewis muestra lo dicho.

En este caso el elemento “Na” es un metal y cede el único electrón de su última órbita, quedando con un electrón menos (regla del octeto), 2-8, y al hacer el balance de + cargas dentro del átomo se obtiene lo siguiente: 11p + 10 e = + 1p , esta diferencia de carga positiva se ve reflejada en la notación como +1, o se puede expresar como 1+. En el caso del “Cl” es un no metal y gana el electrón que le cedió el sodio, llenando su última órbita con los 8 electrones (regla del octeto), 2-8-8, y al hacer el balance de cargas dentro del + átomo se obtiene lo siguiente: 17p + 18 e = 1e , esta diferencia de carga negativa se ve reflejada en la notación como -1, o se puede expresar como 1-. La sustancia iónica o compuesto iónico resultante está formada por cationes Sodio y aniones Cloruro, dispuestos alternadamente formando una red cristalina.

Otro ejemplo, Ecuación y estructura de Lewis de la unión del Calcio y el Cloro:

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Procesos de oxidación y reducción (Redox) Oxidación: Es el proceso donde ocurre pérdida de electrones por un átomo o grupo de átomos y aumenta el número de oxidación. Reducción: Es el proceso donde ocurre ganancia de electrones por un átomo o grupo de átomos y disminuye el número de oxidación. Ecuación electrónica completa o ecuación redox: Expresa con símbolos químicos y números los procesos de oxidación y reducción producidos entre elementos o grupos de elementos, con un balance de cargas y electrones y de masas. Se parte de las semiecuaciones de oxidación y reducción y luego se realiza una suma total teniendo en cuenta algunas consideraciones. Para explicar esta ecuación se usará la unión iónica del sodio y cloro. Semiecuación de oxidación: se balancean cantidades de átomos y las cargas con los electrones.

Na – 1 e-

Na1+

Semiecuación de reducción: se balancean cantidades de átomos y las cargas con los electrones.

Cl2 + 2 e-

2 Cl1-

Ecuación completa balanceada: Se debe multiplicar cada semiecuación por un número que hace que se balanceen los electrones en ambas semiecuaciones y de cómo resultado igual cantidad de electrones transferidos y luego se realiza la suma final teniendo en cuenta el número que multiplica delante de las semiecuaciones.

2 1

Na – 1 eCl2 + 2 e-

2 Na – 2 e + Cl2 + 2 e

Na1+ 2 Cl1-

2 Na

1+

1-

+ 2 Cl

Relación de la electronegatividad y la unión iónica: Si se realiza la diferencia de las electronegatividades de los átomos intervinientes en la unión iónica, se observa que dan valores superiores a 1,7. Por ej.: la electronegatividad del Cl es 3,0 y la del Sodio es 0,9, la diferencia da: 2.1, supera el valor de 1,7. En el caso del Cloro y el Calcio sería: 3,00 – 1,0 = 2,0. Entonces cuando los la diferencia de electronegatividades es mayor a 1,7 se dice que la unión es iónica. Fórmula química: Los compuestos formados se representan por las fórmulas químicas, que son expresiones simples donde se indican los símbolos de los elementos y la relación numérica de combinación entre los átomos (atomicidad) de cada elemento que forman la molécula. Entonces, se dice, que se ha indicado la fórmula molecular, y cuando se busca la menor relación entre los átomos se dice fórmula mínima molecular o empírica. Ej: H2O, la fórmula molecular del agua, la relación de combinación es 2 átomos de Hidrógeno con 1 átomo de Oxígeno. En el caso del Sodio y Cloro sería la fórmula mínima molecular: NaCl ya que el compuesto es una red de iones positivos (cationes sodio) y iones negativos (aniones cloruro). En el ejemplo del Calcio y Cloro, la fórmula mínima molecular quedaría como CaCl2.

Propiedades generales y comunes de los compuestos iónicos : Son sólidos a temperatura ambiente, quebradizos y cristalinos, en su mayoría, formados por un sinnúmero de iones positivos y negativos, es decir no existen las moléculas en las sustancias iónicas; por eso decimos que las sustancias iónicas se representan con fórmulas mínimas moleculares. Presentan puntos de fusión y ebullición superiores a los 500 ºC (esta propiedades es consecuencia de la gran cantidad de energía calórica que se debe suministrar para contrarrestar la gran intensidad de las fuerzas de atracción electroestática). En su mayoría son solubles en agua. No son solubles en disolventes no polares. Fundidos o en solución conducen la corriente eléctrica continua (debido a sus iones móviles son conductores de segunda especie), y en algunos casos de descomposición.

Actividad Nº 5: Lee atentamente y responde sin utilizar la tabla periódica.

Ahora Tú ! ! !

1) Realiza la estructura de Lewis de la unión iónica que se forma entre los pares de elementos indicados e indica la fórmula mínima molecular de cada compuesto formado. a) S y Na b) Mg y P c) H y Ga d) C y Li 2) Realiza la ecuación electrónica de las uniones del ítem “1”: 3) Dada las siguientes fórmulas mínimas moleculares, realiza la estructura de Lewis correspondiente y la ecuación electrónica balanceada: a) PbH4 b) Ca2C c) Na3As d) Ge2O3

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

Unión covalente:

Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Se produce por la unión de átomos de un mismo elemento o de distintos elementos no metales. (aclaración: “co” viene de cooperación o compartir y “valente” viene de valencia o electrones).

-

Los enlaces covalentes pueden clasificarse: Enlace covalente común o propiamente dicho: a) Simple o b) múltiple (doble o triple) Enlace covalente dativo o coordinado.

Enlace covalente simple: En este tipo de unión se comparten un electrón de cada átomo, en total dos electrones compartidos. El Hidrógeno, pertenece al grupo I A (1), presenta un electrón cada uno, y al formar la molécula de Hidrógeno, cada átomo aporta un electrón a la unión, en total dos electrones, quedando así semejantes al Helio. La siguiente representación de la estructura de Lewis muestra lo dicho.

H· +H·

H:H

Otro ejemplo:

Enlace covalente doble: En este tipo de unión se comparten dos electrones de cada átomo, en total cuatro electrones compartidos. Por ejemplo, la molécula de Oxígeno presenta enlace doble. Este elemento posee 6 electrones en último nivel, por pertenecer al grupo VI A (16), y para lograr los 8 electrones que exige la regla, cada átomo aporta dos electrones a la unión, en total cuatro electrones. La siguiente representación de la estructura de Lewis muestra lo dicho.

Enlace covalente triple: En este tipo de unión se comparten tres electrones de cada átomo, en total seis electrones compartidos. Por ejemplo, la molécula de Nitrógeno presenta enlace triple. Este elemento posee 5electrones en el último nivel, por pertenecer al grupo V A (15), y para lograr los 8 electrones que exige la regla, cada átomo aporta tres electrones a la unión, en total seis electrones. La siguiente representación de la estructura de Lewis muestra lo dicho.

Enlace covalente dativo o coordinado: En este tipo de unión, el par de electrones compartidos es aportado por uno de los átomos y el otro solo lo acepta. Esto ocurre cuando un átomo ya ha logrado completar su octeto primero y le quedan pares de electrones para compartir sin necesidad de aceptar (en general el átomo aceptor es el oxígeno). Por ejemplo, en el caso de la molécula de dióxido de azufre, el elemento azufre ha completado su octeto al compartir dos electrones con un átomo de Oxígeno que aporta sus dos electrones, formando una unión doble. Pero al átomo de Azufre aún le quedan dos pares más de electrones que puede compartir, en el caso nombrado, otro átomo de Oxígeno se une a la molécula aceptado los dos electrones que le comparte el átomo de azufre, sin aportar de su parte. La siguiente representación de la estructura de Lewis muestra lo dicho.

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Estructura desarrollada: Es otra forma de representar la unión covalente, indicando los símbolos y con rayitas las uniones covalentes simples, dobles o triples, y con flecha las uniones covalentes coordinadas. Cada rayita representa un par de electrones compartidos. Ej:

H–H ;

Cl – Cl ;

O=O ;

NΞN;

S=O O

Relación de la electronegatividad y la unión covalente: Si se realiza la diferencia de electronegatividades entre los átomos intervinientes en la unión covalente, se observa que dan valores menores a 1,7. Por ej.: en la molécula de cloro, la electronegatividad del Cl es 3,0 y como son iguales, la diferencia da: 0, menor al valor de 1,7. En el caso del Dióxido de azufre, el Azufre tiene una electronegatividad de 2,5 y el Oxígeno de 3,5, la diferencia sería de 1,0, también menor a 1,7. Entonces cuando los la diferencia de electronegatividades es entre 0 y 1,7 se dice que la unión es covalente.

Polaridad de la unión covalente: Cuando el enlace covalente se establece entre átomos iguales, de igual electronegatividad; los electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos núcleos (quedan a igual distancia de cada núcleo), entonces, se lo denomina covalente puro, covalente no polar o apolar. Por ejemplo, la unión de la molécula de Cloro. Se forma una unión simple y se comparten simétricamente los electrones

Cuando se realiza entre dos átomos distintos cuyas electronegatividades no difieren lo suficiente como para establecer una unión iónica, los electrones no son igualmente compartidos por los dos átomos. El par de electrones es más atraído hacia el núcleo del elemento de mayor electronegatividad y eso determina la aparición de un dipolo. Es decir + que se forman dos regiones de cargas diferentes, una región resultará negativa (δ ) y otra región resultará positiva (δ ). Este tipo de enlace se denomina covalente polar. Por ejemplo, la unión entre el Flúor y el Hidrógeno, para formar el Fluoruro de Hidrógeno. Se establece entre ellos una unión simple. El elemento Flúor es más electronegativo que el Hidrógeno, lo que resulta en la formación de una región negativa (polo negativo δ ) sobre el + elemento Flúor, y una zona positiva (polo positivo δ ) sobre el Hidrógeno

+

δ

-

δ

Electronegatividad y polaridad de la unión covalente: Para determinar el grado de polaridad de una unión covalente, nos regiremos por lo siguiente: “Al realizar la diferencia de electronegatividades y el resultado da entre 0 y hasta 0,4 se considera unión covalente no polar o apolar; en cambio, si el resultado da entre 0,4 y hasta 1,7 se considera una unión covalente polar”.

Polaridad de los compuestos covalente: Una vez formado el compuesto covalente, su estructura real es tridimensional, los distintos átomos se acomodan de acuerdo a la unión covalente formada en ciertas posiciones, generándose fuerzas internas debido a la polaridad o no de cada enlace formado. Si la resultante de estas fuerzas internas genera como una sola fuerza y que forma zonas de densidad positiva y densidad negativa, o sea forma un dipolo (polo positivo y polo negativo), generándose entonces una molécula polar. Puede que estas fuerzas internas se anulen entre sí (según la estructura espacial) y no se genere estas dos zonas, entonces no se forma el dipolo y quedaría formada una molécula no polar Fórmula química: En estos tipos de uniones covalentes se mantiene una relación de combinación entre los átomos de la molécula, por lo que utilizaremos el término de fórmula molecular. Por ejemplos: H2, Cl2, HF, SO2

Propiedades generales y comunes de los compuestos covalentes: Las sustancias covalentes son compuestos formados por moléculas perfectamente diferenciadas. Los átomos de estas moléculas están unidos por enlaces covalentes fuertes, pero las fuerzas que mantienen unidas a estas moléculas, entre sí son débiles. Como resultado las moléculas pueden ser separadas fácilmente y debido a ello suelen ser gases, líquidos o sólidos. Con puntos de fusión y ebullición relativamente bajos, menores a 300 ºC. La mayoría no son solubles en agua, pero son solubles en disolventes no polares. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. Los compuestos sólidos son quebradizos.

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Actividad Nº 6: Lee atentamente y responde sin utilizar la tabla periódica.

5)

Ahora 1) Realiza la estructura de Lewis de la unión covalente que se forma entre los pares de Tú ! ! ! elementos indicados e indica la fórmula molecular de cada compuesto formado. b) S y O b) Si y O c) H y Br d) O y N e) P y As f) C y H 2) Realiza la estructura desarrollada de las uniones del ítem “1”: 3) Dada las siguientes fórmulas moleculares, realiza la estructura de Lewis correspondiente y la estructura desarrollada: a) SiH4 b) CS2 c) N2O5 d) I2O3 e) SeO3 g) HCl 4) Indica que tipo de uniones covalentes se forman en cada compuesto de los ítem “1” y “3”. Justifica tu respuesta. Predice que tipo de molécula covalentes, polar o no polar, se forma en cada compuesto de los ítem “1” y “3”. Justifica tu respuesta.

 Unión metálica: Esta unión tiene ciertas particularidades, se realiza entre metales iguales o diferentes, donde los electrones son compartidos entre todos los átomos. Los núcleos positivos de los átomos intervinientes forman una red, y a su alrededor giran los electrones compartidos formando una nube electrónica (modelo del mar de electrones). Los electrones siguen siendo atraídos por fuerzas electroestáticas de los cationes (formados por los núcleos) de cada átomo, sin embargo, estos electrones son móviles y ningún electrón compartido en particular está confinado a un ión metálico específico. En esta unión metálica no se puede realizar su representación por estructura de Lewis, tampoco se puede realizar la fórmula molecular o la mínima molecular, en general se indica los átomos intervinientes y si se sabe el valor en porcentaje de su proporción en el compuesto.

Propiedades generales y comunes de los compuestos metálicos: Son sólidos en su mayoría, hay excepciones como el Mercurio y Francio. En su mayoría presentan puntos de fusión y ebullición elevados (más que los iónicos mayores a 500°C), hay algunas excepciones que presentan puntos de fusión bajos. Presentan brillo característico si se los pule (refleja la luz cuando chocan con la nube de electrones de la red). Los metales que podemos manipular con las manos desnudas producen una sensación fría característica relacionada con su elevada conductividad térmica. Presentan una alta conductividad eléctrica (la corriente eléctrica fluye fácilmente a través de ellos por el movimiento de los electrones internos del metal). Casi todos los metales son maleables (se puede martillar para formar hojas delgadas o darles otra forma). También son dúctiles, es decir, se pueden estirar para formar alambres. En general no son solubles en agua o solvente orgánico. En su mayoría dejados a la intemperie en contacto con la humedad y el aire, se oxidan. Los metales alcalinos son muy reactivos con el agua (reacción explosiva) y dan compuestos básicos altamente cáusticos.

Uniones intermoleculares: Son aquellas uniones que se dan entre moléculas covalentes, o en algunos casos entre moléculas covalentes y moléculas iónicas. Las moléculas se atraen entre sí, son uniones débiles y fácilmente se pueden romper. La adherencia entre moléculas es siempre el resultado de la atracción entre cargas parciales opuestas. Los extremos parcialmente positivos (δ+) y parcialmente negativos (δ-) de moléculas polares se pueden atraer mutuamente y en las moléculas apolares aparecen dipolos inducidos momentáneos para que esto suceda. Las fuerzas que las mantienen unidas a las moléculas, se llaman Fuerzas de atracción intermoleculares o de Van der Waals, y son débiles debido a que no son el resultado de compartir pares de electrones entre átomos, es decir, son interacciones no covalentes. Estas fuerzas explican el punto de fusión y ebullición y otras propiedades de las

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moléculas (sustancias covalentes). En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se atraen por sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas deben tener suficiente energía para vencer estas fuerzas de atracción, para que un líquido pueda entrar en ebullición. Así pues el punto de ebullición de un líquido depende de las fuerzas intermoleculares. Menores atracciones intermoleculares Mayores atracciones intermoleculares

menores puntos de ebullición mayores puntos de ebullición

Respecto de la solubilidad de unas sustancias en otras, se ha comprobado que estas interacciones son muy importantes, de acuerdo al tipo de sustancia que sea (iónica o covalente polar o no polar) intervendrá un tipo de interacción u otro, haciendo que sea más o menos soluble una sustancia en otra. En general se sigue el siguiente precepto: “sustancia similar disuelva a similar”, o sea que una sustancia polar disuelve a una sustancia polar, y una sustancia no polar disuelve a una sustancia no polar. Clasificación de las Interacciones:



Interacciones o Fuerzas de London:

En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro polo negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entredichas moléculas. El polo positivo de una molécula atrae al negativo de la otra molécula y viceversa. Son muy débiles



Interacciones o Fuerzas Dipolo-Dipolo inducido:

En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra molécula no polar, induce en ésta un dipolo transitorio. Así, por ejemplo, el agua, cuya molécula es un dipolo, produce una pequeña polarización en la molécula no polar del Oxígeno, la cual se transforma en un dipolo inducido. Esto hace que el Oxígeno presente cierta solubilidad en solventes polares como el agua.



Interacciones o Fuerzas Dipolo – Dipolo:

Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares. Estas fuerzas, se observan en las moléculas formadas por unión covalente polar, como el dióxido de azufre (SO2), sulfuro de hidrógeno (H2S), etc.



Unión Puente de Hidrógeno:

Son casos especiales de interacciones dipolo-dipolo, donde las sustancias que interaccionan presentan Hidrógeno, por ej, el agua (H2O), fluoruro de hidrógeno (HF) y amoníaco (NH3). Las moléculas de agua son dipolos a causa de la diferencia de electronegatividad entre el Oxígeno y el Hidrógeno y pueden formar uniones puente de hidrógeno, como consecuencia de este tipo de unión, las moléculas de agua se agrupan formando conglomerados de masa relativamente alta:

El puente Hidrógeno en la naturaleza: El agua, al solidificarse, aumenta el número de sus uniones puente de hidrógeno, formando hexámeros en las tres dimensiones del espacio. Entonces, el hielo tiene una estructura abierta y porosa, por lo cual la densidad del agua sólida es menor que la del agua líquida. Esta propiedad es atípica, pues generalmente las sustancias tienen mayor densidad en estado sólido que en el líquido. La Unión puente de hidrógeno, también explica que los puntos de fusión y ebullición sean más altos que lo que puede predecirse de acuerdo con la masa molecular del agua. Este tipo de unión tiene especial importancia en los procesos biológicos y de formación de las macromoléculas biológicas, principalmente ADN, ARN, Proteínas, interacciones de la membrana celular, disolución de compuestos, etc.

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Unión intermolecular entre molécula covalente y molécula iónica Este tipo de unión se da en general cuando la sustancia o compuesto covalente polar esta al estado líquido y la sustancia o compuesto iónico esta al estado sólido. Los iones (positivos y negativos) de la molécula iónica se separan entre sí y se rodean de moléculas polares a través del signo opuesto. Es decir, el ión positivo se rodea por moléculas polares a través de la zona negativa de la molécula polar, y el ión negativo se rodea por moléculas polares a través de la zona positiva de la molécula polar. Por eso se puede evidenciar que muchas sustancias iónicas sólidas se disuelven en un medio líquido de sustancias covalente polar. El ejemplo en la naturaleza es la disolución de los minerales (sales minerales que son compuestos iónicos) en el agua (molécula covalente polar), gracias a lo cual los minerales pueden llegar hasta las raíces de las plantas a través de la tierra, también en el agua de ríos, lagos, mares y océanos llegan los minerales a las plantas marinas, peces y mamíferos acuáticos, e insectos. Nuestro cuerpo humano presenta un 70 % de agua y nos permite llevar los nutrientes por la sangre hasta las células y dentro de las células a las zonas de la misma que necesite los nutrientes.

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INSTITUTO DE FORMACIÓN DOCENTE Nº 12 GRAL. JOSÉ DE SAN MARTÍN

ASIGNATURA:

FÍSICO-QUÍMICA TRABAJOS PRÁCTICOS

Cursos:

3°

años.

CICLO LECTIVO:

2010 Adaptación y compilación: Prof. Silvia E. Ruiz. Colaboradores: Prof. Marcelo Salica, Prof. Analía Rao

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IFD N 12 Media Alumno/a:

Físico-química

Fecha:___/___/___ Curso:

Trabajo Práctico Nº 01 - U.1 Tema: “Epistemología de las Ciencias” 1. Objetivo: Conocer la naturaleza de las ciencia fisicoquímica, su metodología y objeto de estudio. 2. Actividad: a partir de la lectura de la pág.: 14,15,16 y 25 tomados del libro Física II (Santillana): “El lenguaje de las ciencias: el conocimiento científico de la naturaleza”, discute en grupo y responde a las siguientes preguntas: a) ¿Qué es la ciencia? ¿Cuál es su objeto de estudio? b) ¿En que consiste el método experimental? ¿Cuáles son sus pasos? c) ¿Cómo se expresa la ciencia física y química, es decir, cuál, es su lenguaje? d) ¿Qué es una ley empírica y una teoría científica? Pone a prueba tus saberes previos:

a) Discute junto a tus compañeros: ¿Qué es la tecnología? Cita una definición para la misma. b) ¿Cuánto sabes? En cada uno de los siguientes ejemplos marca una X en la casilla correspondiente, según se trate de un caso referido a la ciencia (C) o a la tecnología (T): Ejemplos: T C Ejemplos: T El telescopio El movimiento de los astros La expansión de los gases El tubo de vacío Las ondas electromagnéticas La televisión El radiotelescopio La luz El reactor nuclear Las reacciones nucleares La electricidad La electrificación Las fuerzas de reacción El avión de reacción El sonido El reproductor de MP3 c) Elabora una conclusión respondiendo la pregunta siguiente: ¿En que difiere la ciencia y la tecnología?

C

Piensa y explica: a) ¿Por qué la ciencia tiende a ser un proceso para obtener conocimientos que se corrigen a sí mismos? b) Las teorías sufren cambios. ¿es esto un punto fuerte o una debilidad de la ciencia? Explica tu respuesta.

¿Por qué los ciudadanos tenemos la responsabilidad de entender, aunque sea en un nivel básico, las reglas de la naturaleza? ¿Qué entiendo por el término “alfabetización científica”? ¿qué importancia tiene para mí el estudio de las ciencias?

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I.F.D. Nº 12 media Alumno/a:

Fisicoquímica

Fecha:___/___/___ Curso:

Trabajo Práctico Nº 02 -

U.1

Tema: “Magnitudes Físicas y su Medición” Objetivo:  

Comprender las magnitudes físicas y químicas (fundamentales y derivadas) y su medición. Operar con los instrumentos básicos de medición.

1. Actividad Inicial:

Realiza una lectura previa del marco teórico de la unidad nº 1. Luego resuelve las actividades de aplicación para poner a prueba tu comprensión. 2. Aplicación: a. Organícense en equipos de cuatro integrantes. Usando como unidad de medida la longitud de un lápiz, midan distintas longitudes en el salón de clases: el largo del pizarrón, el ancho de la puerta, la altura de la ventana, el largo del escritorio, etc. Anoten sus resultados en el cuaderno y compárenlos con los obtenidos por otro equipo que hayan medido el mismo objeto. 1.- ¿Son iguales? ¿Por qué? Si no son iguales, ¿qué tendrían que hacer para obtener todas las mismas medidas? 2.- ¿qué dificultades presentarían no tener medidas iguales para los mismos objetos? 3.- asigna un nombre a la unidad de medida utilizada.

b. Describí cuatro actividades de tu vida donde intervengan la medición. 3. Probando mis saberes:

a. ¿Cuáles son las unidades de medida elementales? ¿qué instrumentos se utilizan para su medición? ¿Usas alguno de ellos en tu vida diaria? b. Existen múltiplos y submúltiplos de cada unidad; búscalos y resuelve la siguiente actividad: c. Expresa en términos de la unidad fundamental los siguientes resultados: Una tableta de vitamina contiene 180 mg (miligramos) de potasio._______________ El radio medido de la órbita de Saturno es de 1,49 Tm (Terámetros).____________ El tiempo del aleteo de un insecto es de 2 ns (nanosegundos).__________________ El radio de la tierra es de 6,36 Mm (megametros).__________________________

4. Conclusión:

Elabora un red conceptual que responda a las siguientes preguntas y las relacione: a) ¿Qué es una magnitud? ¿qué quiere decir “medir”? b) ¿Cuáles son las magnitudes fundamentales y cuáles son las magnitudes derivadas? c) ¿Cuáles son las magnitudes escalares y cuáles son las magnitudes vectoriales?

d) ¿Qué es el SIMELA?

Auto evaluación:  

Imagínate que la cinta métrica utilizado por un vendedor de telas está hecha con un material elástico. ¿Qué problemas crees que tendría con sus clientes? Al tener la información organizada en un cuadro conceptual, ¿me resulta más sencillo comprenderla? Si:______, No:_____. ¿Por qué?

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I.F.D.Nº 12 media Alumno/a:

Fisicoquímica

Fecha:___/___/___ Curso:

Trabajo Práctico Nº 03 -

U.1

Tema: “La medición y el error” Objetivo:  Conocer cuales son los errores que se cometen en una medición.  Clasificar los tipos de errores. 2. Actividad: Reúnete con dos o tres compañeros/as. Midan una magnitud del cuerpo o fenómeno dado por tu profesor/a utilizando un instrumento de medida confiable. Realiza diez registros de esta magnitud. Luego comparen y discutan sus resultados con sus compañeros de grupo. (Tiempo de caída libre, lados de un cubo, largo del libro, masa de un cuerpo, temperatura, etc.) Organiza en una tabla de datos los registros. Respondan: a) ¿Cómo son los resultados obtenidos por los diferentes equipos? b) ¿Quién hizo la mejor medición? c) ¿Cuál es el error absoluto y el error relativo porcentual de cada equipo? d) ¿Con que incerteza trabajo cada instrumento utilizado por los diferentes grupos? e) ¿Las mediciones realizadas son directas o indirectas? ¿Por qué? Cita tres ejemplos de mediciones (directa o indirecta) que no figura en la situación antes realizada. Probando mis saberes: 3. Probando mis saberes:  Realiza una lista de los instrumentos de medida que se utilizan en un laboratorio. Junto a cada uno, indica que magnitud mide y con qué precisión lo hace.  Trabajo individual: Calculen el valor promedio, el error absoluto, el error relativo porcentual. Al medir la temperatura de una sustancia con un termómetro graduado en décimas de grados, diferentes miembros de un equipo obtuvieron los resultados siguientes: (42,5º C, 42,5º C, 42,4º C, 42,6º C, 42,3º C, 42,4º C, 42,4º C, 42,6º C, 42,5º C, 42,7º C, 41,5º C, 42,3º C, 42,4º C, 42,5º C).

3. Conclusión, cierre de la unidad: Realiza una red conceptual que relacione todos los conceptos de la unidad. Previamente revisa si tienes claro y apuntado todos los temas dados. Consulta con tu profesor/a.

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IFD N 12 Media Alumno/a:

Físico-química

Fecha:___/___/___ Curso:

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 1 -

U.1

TEMA: MEDICIONES, MAGNITUDES, ERRORES Objetivo: - Operar con los instrumentos de medición del laboratorio. - Aplicar conceptos de magnitudes y teoría del error.

- Valorar la experimentación como metodología del aprendizaje .

Materiales:

Una probeta de 100 ml; dos probeta de 50 ml; un dinamómetro de 1 N; tres pesas de 10 g, dos pesas de 1 g y una pesa de 5 g; un soporte para pesas; una cinta métrica; un calibre; un gotero; un prisma metálico; una balanza electrónica; una balanza monobrazo; agua de la canilla, plano inclinado de aluminio, esfera de acero y cronómetros.

Procedimientos: Parte A:

En la probeta de 50 ml agregar agua de la canilla hasta la medida de 50 ml (recordar que el menisco debe

estar sobre la línea de lectura).

Trasvasar ese volumen a la probeta de 100 ml y observar luego el nuevo valor de volumen. Registrar el nuevo

valor de la medición.

Tomar el gotero y agregar agua (o quitar si es necesario), a la probeta de 100 ml, gota a gota hasta que el

Parte B:

menisco quede nuevamente en la línea del 50 ml. Anotar la cantidad de gotas utilizadas.

Con el dinamómetro (permite medir pesos o fuerzas en unidades de Newton [N]), determina el peso del

soporte con las pesas incluidas. Anota la medición, expresada en unidades de “mN” (miliNewton).

Con la balanza electrónica, determina la masa del soporte con las pesas. Registra la medición, expresada en

unidades de “g”.

Con la balanza monobrazo, determina la masa del soporte con las pesas. Registra la medición, expresada en

Parte C:

unidades de “g”.

Con la cinta métrica, mide el ancho, el largo y el alto del prisma, para determinar el volumen del mismo.

Registrar las mediciones en unidades de “cm” y luego calcula el volumen.

Repetir el procedimiento utilizando el calibre. Registrar las mediciones en unidades de “cm” y luego calcula el

volumen.

Procede a llenar la probeta de 50 ml con agua de la canilla hasta el volumen de 40 ml (recordar que el

menisco debe estar sobre la línea de lectura). Introduce la pieza metálica con cuidado (NO TIRARLA). Registra el

nuevo valor del volumen por desplazamiento. Por diferencia entre el valor final menos el inicial, determina el

Parte D:

volumen de la pieza, expresarlo en unidades de cm3.

Utilizando diferentes dispositivos de medición de tiempo indicados por tu profesor/a determina el tiempo de

caída de una esfera de acero sobre un plano inclinado. Registra todos los datos en función a los instrumentos utilizados.

Registro de los datos o mediciones: Parte A:

Volumen en la probeta de 50 ml = ………….

Volumen en la probeta de 100 ml = ………..

Cantidad de gotas agregadas o quitadas = ………

Volumen gotas= 0,05 ml x …… = ………..

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Parte B:

Peso con el dinamómetro = …………

Masa por dinamómetro = peso = ……… = ……… g

Masa con la balanza elect. = …………..

9,8 m/s2

Masa con la balanza monob. = ………….

Parte D: Tiempo “1” (Instrumento_________) =………………

Tiempo “x” (Instrumento_________) =………………

Parte C: Medición del ancho con cinta = ……………… Medición del largo con cinta = ……………. Medición del alto con cinta= …………..

Medición del volumen por cálculo con cinta = ………

Medición del ancho con calibre = ……………… Medición del largo con calibre = ……………. Medición del alto con calibre = …………..

Medición del volumen por cálculo con calibre = ……

Volumen del prisma por desplazamiento = …………..

Análisis de los registros y mediciones realizadas:

Para facilitar el análisis de los datos contesta las preguntas de cada parte:

Parte A:

Compara el valor del volumen de cada probeta ¿cómo son los valores de volumen entre sí? Explica que puede haber ocurrido. ¿Cuánto volumen se perdió o hubo en exceso al trasvasar de una probeta a otra? ¿Cuáles son los posibles errores cometidos en la experiencia? Explica. ¿En cuál de las mediciones anteriores se dio una medición directa o indirecta? Parte B:

Compara los tres valores obtenidos de la masa, ¿cómo son los valores de masa entre sí? ¿A qué se debe las diferencias? Explica. ¿Cuál es el instrumento más preciso? ¿Por qué? ¿Cuáles son los posibles errores cometidos en la experiencia? Explica. ¿En cuál de las mediciones anteriores se dio una medición directa o indirecta? Explica. Parte C: Compara el valor del volumen por cálculo con cinta métrica, calibre y por desplazamiento volumétrico, ¿cómo son los valores de volumen entre sí? ¿A qué se debe las diferencias? Explica. ¿Cuál es el instrumento más preciso? ¿Por qué? ¿Cuáles son los posibles errores cometidos en la experiencia? Explica. ¿En cuál de las mediciones anteriores se dio una medición directa o indirecta? Explica. Parte D:

Compara las mediciones de tiempo realizadas con cada instrumento trabajado, ¿cómo son los valores entre sí? ¿A qué se debe las diferencias? Explica. ¿Cuál es el instrumento más preciso? ¿Por qué? ¿Cuáles son los posibles errores cometidos en la experiencia? Explica. ¿En cuál de las mediciones anteriores se dio una medición directa o indirecta? Explica.

Cálculo estadístico aplicando la Teoría del error:

Realiza un cuadro estadístico aplicando la teoría del error en cada parte, utilizando tus valores y los de los otros grupos,

determinando el valor más probable en cada experiencia. (Aclaración en la parte A solo se realiza con los volúmenes de las cantidades de gotas)

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Contesta para cada parte experimental: 1.

¿Todos los grupos obtuvieron los mismos valores? Explica.

2.

¿Cuál es el valor más probable de cada experiencia realizada?

A partir de todos los datos y preguntas de análisis realizadas elabora una conclusión, utilizando las preguntas siguientes: ¿Qué magnitudes se han trabajado? ¿Cuáles instrumentos son más precisos para trabajar? ¿Cuáles son los errores sistemáticos que se han cometido en las distintas experiencias por todos los grupos? Explica. ¿Puede haber ocurrido algún error accidental? ¿Cuál o cuáles? Explica. ¿Cómo se puede mejorar las experiencias y obtener resultados más precisos? Explica.

Actividad Final: Contesta las siguientes preguntas de esta actividad como evaluación sobre la dinámica grupal y aspectos trabajados en el laboratorio nº 01.  Deberás indicar aquellos aspectos más relevantes del trabajo y que te han aportado algo positivo, también una autocrítica respecto de tus actitudes respecto de la experiencia en su conjunto.  ¿Qué aspectos, de trabajar en grupo, mejora tu aprendizaje?  ¿Qué aspectos, de trabajar en forma individual, mejora tu aprendizaje?  ¿Crees que trabajar en experiencias de laboratorio te ayudan al aprendizaje de los contenidos de la unidad? Explica.

Anexo: El informe será presentado en forma individual o grupal según lo dictamine el profesor y en su totalidad escrito en tinta, en las fechas acordadas por el profesor. El estilo del informe será explicado por el profesor.

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I.F.D.Nº 12 media

Fisicoquímica

Alumno/a:

Fecha:___/___/___ Curso:

Trabajo Práctico Nº 01 -

U.2

Tema: “Sistemas materiales” 1) Marque con una X la respuesta correcta: I. Cuando en un sistema material existe superficie de separación es: a) Homogéneo

II.

b) Heterogéneo

c) Inhomogéneo

Un sistema homogéneo que se puede fraccionar es una:

a) sustancia simple b) sustancia compuesta c) solución d) sustancia pura

III.

La destilación es un método utilizado para:

a) separar fases b) descomponer una fase

IV.

c) fraccionar una fase

Una sustancia pura tiene todas sus moléculas:

a) diferentes b) constituidas por átomos iguales

V.

c) iguales

Los sistemas homogéneos son aquellos que constan de. a) una fase

VI.

b) dos fases

c) dos o más fases

d) combinar fases

d) constituidas por átomos diferentes.

d) varias fases

Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas por: a) un solo átomo

b) átomos iguales

c) átomos diferentes

d) átomos de una misma especie

2) En la columna A se exponen conceptos básicos y en la columna B se mencionan sus respectivas denominaciones. Coloque en la línea de puntos que precede a cada enunciado la letra que indica la denominación que le corresponde. Columna A Columna B ……Sustancia que puede descomponerse. ……Sistema formado por dos o más fases. ……Sistema homogéneo no fraccionable. ……Sustancia que no se descompone. ……Sistema formado por una sola fase. ……Sistema homogéneo fraccionable.

3) Marca con una X la respuesta correcta y luego justifica. A. El agua es un sistema: a) homogéneo

b ) heterogéneo

A. Sistema heterogéneo. B. Sistema homogéneo. C. Solución. D. Sustancia pura. E. Sustancia compuesta. F. Sustancia simple.

c) inhomogéneo

B. Un sistema material formado por vapor de agua, dos litros de agua líquida y ocho gramos de carbón en polvo, está constituido por:

a) 2 fases y 4 componentes b) 3 fases y 3 componentes c) 2 fases y 4 componentes componentes e) 4 fases y 4 componentes f) 3 fases y 5 componentes

C. El óxido de calcio (CaO) es: a) una solución

D.

b) un sistema heterogéneo

c) una sustancia simple

El sistema formado por agua y aceite es:

a) monofásico

b) bifásico

c) trifásico

d) 3 fases y 2

d) una sustancia compuesta

d) polifásico

4) Lee atentamente la lista de sistemas materiales de la columna de la izquierda y coloca en paréntesis la letra de la columna de la derecha que le corresponde: ( ( ( ( ( (

) ) ) ) ) )

Atmósfera Agua de mar Agua con nafta Vino con borras Agua con hielo Trozo de hierro

A. Sistema Heterogéneo B. Sistema homogéneo

5) Lee atentamente las dos listas detalladas a continuación. Coloque en el paréntesis de cada sistema heterogéneo, la letra que indica el método más apropiado para separar las fases que constituyen dicho sistema: Sistema heterogéneos Métodos de separación ( ( ( (

) ) ) )

Azufre en polvo y limaduras de hierro Arena y corcho molido Agua y arena Arena y sal común

a. flotación b. decantación c. magnetismo d. tamización e. disolución

6) Para cada caso, escribe y esquematiza un sistema heterogéneo formado por: a) 4 fases y 3 componentes b) 3 fases y 4 componentes

7) Indica cual es una sustancia simple y cual compuesta: a) H3N (molécula de amoníaco) c) Na (OH) (Hidróxido de sodio) e) H2CO3 (ácido carbónico)

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b) S8 (molécula de azufre) d) Fe (molécula de hierro) f) Cl2 (molécula de cloro).

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I.F.D.Nº 12 media Alumno/a:

Fisicoquímica

Fecha:___/___/___ Curso:

Trabajo Práctico Nº 01

- U.3

Tema: “Energía” 7. De los cuerpos y situaciones que se citan a continuación, indica en qué casos hay energía y de qué tipo es:

a. b. c. d. e. f. g. h.

Una pila.-……………………………………………………………………………………………………………......... Una planta.-……………………………………………………………………………………………………………... Un auto que se desplaza por una ruta.-……………………………………………………………………. Un bloque de piedra situado en reposo en el suelo.-……………………………………………………… El agua hirviendo contenida en una olla.-…………………………………………………………………… Una batidora desconectada.-…………………………………………………………………………………….. El gas butano contenido en una garrafa.-………………………………………………………………….. La nafta contenida en un bidón.-………………………………………………………………………….........

8. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justifica tus respuestas:

a.

La energía solo se pone de manifiesto cuando pasa de unos cuerpos a otros.

b.

Los alimentos poseen energía química.

c.

Los focos luminosos emiten energía radiante.

d.

Un resorte contraído posee energía potencial.

e.

La energía geotérmica procede de las mareas.

9. La figura muestra una turbina cuyos álabes giran al caer el agua sobre ellos.

¿La velocidad de giro de la turbina depende de la altura desde la que cae el agua? ¿Por qué? ¿Qué transformación energética se ha producido?

10. Estas tres secuencias de dibujos muestran una serie de transformaciones energéticas que van desde que se produce la energía hasta que se consume. Ordenarlas cronológicamente y construir una secuencia lógica.-

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I.F.D.Nº 12 media Alumno/a:

Fisicoquímica

Fecha:___/___/___ Curso:

Trabajo Práctico Nº 02

-

U.3

Tema: “Temperatura y Escalas Termométricas” 1. Lee atentamente las siguientes preguntas, reflexiona y luego responde: a) ¿Un litro de agua a una temperatura de 35ºC contiene más calor que un litro de agua a 18ºF? …….. ¿Por qué? b) Estando a la misma temperatura, ¿2 kg de hierro contiene más calor que 1 kg del mismo metal? …….. ¿Por qué? c) Si dos cafeteras de igual forma, de aluminio, contienen el diferentes volúmenes de café, una con medio litro y la otras con un litro, ¿cuál tardará más en calentarse?..... ¿Por qué? d) ¿El termómetro de mercurio es el más usado?..... ¿Por qué? 2. ¿Cuál es la temperatura normal de una persona (36,5°) expresada en grados Fahrenheit y en grados Kelvin? 3. Un termómetro centígrado marca 26° como la temperatura de una habitación, ¿cuánto marcará en grados Kelvin y en grados Fahrenheit? 4. Un día de verano la temperatura es de 35ºC. Expresa esa temperatura en grados Fahrenheit.5. En los diarios leemos que la temperatura de un día de invierno en N.York es de 10 ºF. Indica a qué temperatura centígrada equivale.6. Expresa en grados Fahrenheit las siguientes temperaturas: a. – 26 °C b. 12 °C c. 60 °K d. 190 °K 7. Expresa en grados centígrados las siguientes temperaturas: a. –35 °F b. 21°F c. 0 °F d. 26 °F e. 26 °K 8. Expresa en grados Kelvin las siguientes temperaturas: a. – 26 °C b. –12 °F c. 0 °F d. 22 °F

f. 19 °K

g. 131 °K

e. 121 °F

9. Se tiene en un recipiente un líquido A que presenta una temperatura de 315 °K, y en otro recipiente se tiene otro líquido B a la temperatura de 48 °F, ¿Cuál líquido está más caliente?

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I.F.D.Nº 12 media Alumno/a:

Fisicoquímica

Fecha:___/___/___ Curso:

Trabajo Práctico Nº 03 - U.3 Tema: “Calor, Calor especifico, calor latente y cambio de estado” 11. Observando la siguiente tabla de valores de calores específicos de distintas sustancias podrán responder a las cuestiones que se plantean a continuación: e. f. g. h.

¿Por qué motivo el aceite que se pone al fuego en la sartén aumenta su temperatura más rápidamente que el agua? ¿A cuál de las sustancias que aparecen en la tabla habrá que proporcionarle más energía para aumentar 1ºC su temperatura, si se toma la misma masa de todas ellas? ¿Cuál de las sustancias aumentará más su temperatura si suministramos la misma cantidad de energía a muestras de la misma masa de cada una de ellas? ¿Qué función cumple el anticongelante que se le agrega a los autos? ¿Qué relación encuentran con lo anterior?

12. ¿Qué cantidad de calor es necesario suministrar a un trozo de cobre de 50 Kg para que su temperatura aumente 140 ºC? 13. Un trozo de hierro se calienta hasta que su temperatura varíe 100ºC. La cantidad de calor que se le entregó fue de 700 Kcal. ¿Cuál es la masa de hierro? 14. Un trozo de plomo de 5 Kg se halla a 320 ºC. Se lo enfría hasta 120 ºC. ¿Qué cantidad de calor cedió el plomo? 15. Un recipiente de aluminio de 300 g aumenta su temperatura desde 20 ºC hasta 120 ºC; ¿cuál es la cantidad de calor absorbida?

SUSTANCIA

CALOR ESPECÍFICO (cal/gºC)

Agua

1

Aceite de oliva

0,58

Alcohol etílico

0,574

Mercurio

0,033

Hielo

0,489

Benceno

0,226

Aluminio

0,217

Aire

0,238

Oro

0,032

Vidrio

0,15

Plomo

0,031

Hierro

0,115

Cobre

0,093

Plata

0,056

16. Se tiene una solución de cloruro de sodio en agua formada por 30 g de soluto en 100 ml de agua a 25 ºC. La misma se calienta hasta 80 ºC. Si el calor específico de la solución es de 0,98 cal/gºC, calcular la cantidad de calor que absorbió.17. Un trozo de plata cuya masa es 362 g tiene una capacidad calorífica de 85,7 (J/ºC). ¿Cuál es el calor específico de la plata? 18. Un recipiente de aluminio de 450 g aumenta su temperatura desde 68°F hasta 393°K; ¿cuál es la cantidad de calor absorbido? 19. ¿Cuánto calor debe perder medio kg de agua a 0ºC para solidificarse? CLF agua= 80 cal/g 20. ¿Cuánto calor se necesita para fundir 300 g de plomo que está en su punto de fusión? C LF plomo= 5,5 cal/g 21. Cuánto calor se necesita para fundir 300 g de estaño que está a 200ºC ¿ Tºfusión estaño= 232ºC, CLF estaño= 14,2 cal/g, Ce estaño= 0,060 cal/g.ºC 22. ¿Qué cantidad de calor es necesario agregar para llevar 4,4 kg de plomo de 40 °C a 500 °C, sabiendo que la temperatura de fusión del plomo es de 327 °C y calor latente (CLF) de fusión es de 5,5 cal/g? 23. ¿Qué cantidad de calor es cedido al medio por el hierro, si su masa es 5,5 kg y se enfría de 150 °C a 26 °C?

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I.F.D.Nº 12 media Alumno/a:

Fisicoquímica

Fecha:___/___/___ Curso:

Trabajo Práctico de Laboratorio Nº 01 Tema: “Mezclas Calientes”

- U.3

(Extraído del Manual de Laboratorio- actividad 49) Objetivo: - Predecir la temperatura final de una mezcla de varios vasos de agua a diferentes temperaturas. - Aplicar conceptos de calor y temperatura. - Valorar la experimentación como metodología del aprendizaje.

Materiales:

Tres recipientes de plástico de aproximadamente igual tamaño; un recipiente grande con agua fría; un recipiente grande con agua caliente; un recipiente de un litro; un termómetro en unidades Celsiu;, una varilla. Comentario:

Si mezclas un recipiente de agua fría con un recipiente de agua caliente, la temperatura de la mezcla tendrá un valor

intermedio entre las dos temperaturas iniciales. ¿Qué información necesitas para predecir la temperatura final? En esta actividad vas a investigar qué factores intervienen en los cambios de temperatura. Tu meta es averiguar qué pasa cuando mezclas masas iguales de agua que están a diferentes temperaturas. Antes de

hacerlo, imagina un vaso de agua caliente a 60ºC y un balde de agua a temperatura ambiente, o sea a unos 20ºC.

círculo)

(Encierra la respuesta en un

1.

¿Cuál crees que esté caliente: el vaso o el balde?..................................................

3.

Si el vaso y el balde estuvieran a la intemperie en un día de invierno,

2.

4.

vaso

¿Cuál crees que tenga más energía térmica?.......................................................... vaso ¿Cuál tardaría más en cambiar su temperatura a la del ambiente de 10ºC?...........

balde

balde

vaso

balde

Balde, ¿cuál sufriría un cambio mayor de temperatura?........................................... vaso

balde

Si introdujeras la misma cantidad de hierro al rojo vivo en el vaso y en el

Procedimiento: Paso 1:Dos recipientes llenos de agua están en tu habitación, uno con agua fría y el otro con agua caliente. Llena ¾ partes de un vaso con agua extraída del recipiente de agua fría. Marca el nivel del agua en la parte interior del vaso. Vacía el vaso en un segundo vaso. Marca el nivel del agua como lo hiciste con el primer vaso. Vacía el vaso de agua en un tercer vaso, y márcalo como se hizo antes. Ahora los tres vasos tienen marcas que muestran medidas casi iguales.

5.

¿Por qué las marcas no indican exactamente las mismas mediciones?

Paso 2: Llena el primer vaso hasta la marca con agua del recipiente de agua caliente. Llena el segundo vaso hasta la marcas con agua del recipiente de agua fría. Mide y anota la temperatura de ambos vasos de agua. Temperatura del agua fría=_____ºC Temperatura del agua caliente= _____ºC Paso 3: ¿Cuál será la temperatura final si mezclamos los dos vasos de agua en el recipiente de un litro? Anota aquí tu predicción. Predicción acerca de la temperatura de la mezcla=______ºC Paso4: Vacía los dos vasos de agua en el recipiente de un litro, agita la mezcla con una varilla, y luego mide y anota su temperatura. Temperatura real de la mezcla=_____ºC 6.

Si hubo una diferencia entre tu predicción y tu observación, ¿qué pudo haberla causado?

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Vacía la mezcla en el fregadero o la pileta de desagüe. ¡No la vuelvas a vaciar ni en el recipiente de agua caliente ni en el de agua fría! Paso 5: Llena un vaso hasta su marca con agua del recipiente de agua fría. Llena los otros dos vasos hasta sus marcas con agua del recipiente de agua caliente. Mide y anota sus temperaturas. Temperatura del agua fría=_____ºC Temperatura del agua caliente (vaso 1)=____ºC Temperatura del agua caliente (vaso 2)=____ºC Paso 6: ¿Cuál será la temperatura cuando los tres vasos de agua se mezclen en un recipiente? Anota tu predicción. Predicción acerca de la temperatura de la mezcla:_____ºC Paso 7: Vacía los tres vasos de agua en el recipiente de un litro, agita la mezcla, y luego mide y anota su temperatura. Temperatura real de la mezcla=_____ºC 7.

¿Cómo resultó tu observación en comparación con tu predicción?

8.

¿Cuál de las mezclas de agua (caliente o fría) cambió más cuando se volvió parte de la mezcla? ¿Por qué crees que pasó?

Vacía la mezcla en el fregadero o la pileta de desagüe. ¡No la vuelvas a vaciar ni en el recipiente de agua caliente ni en el de agua fría! Paso 8: Llena un vaso hasta su marca con agua caliente. Llena los otros dos vasos hastas sus marcas con agua fría. Mide y anota sus temperaturas. Temperatura del agua caliente=_____ºC Temperatura del agua fría (vaso 1)=_____ºC Temperatura del agua fría (vaso 2)=_____ºC Paso 9: Anota tu predicción de cuál sería la temperatura que se obtiene cuando hayas mezclado estos tres vasos de agua. Predicción acerca de la temperatura de la mezcla:_____ºC Paso 10: Vierte los tres vasos de agua en el recipiente de un litro, agita la mezcla, mide la temperatura, y anótala. Temperatura real de la mezcla=_____ºC 9.

¿Cómo fue esta observación, en comparación con tu predicción?

10. ¿Cuál de las muestras de agua (fría o caliente) cambió más cuando se volvió parte de la mezcla? ¿Por qué crees que pasó esto?

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I.F.D.Nº 12 media Alumno/a:

Fisicoquímica

Fecha:___/___/___ Curso:

Trabajo Práctico Nº 01 - U.4 TEMA: Átomo, Teoría atómicas. Z, A. Isótopos. Configuración electrónica moderna y de Bohr.

 ACTIVIDAD 1: Marque con una cruz la respuesta correcta en cada oración. 1) Los átomos son eléctricamente neutro pues tienen: a) igual cantidad de neutrones y protones b) igual cantidad de neutrones y electrones c) igual cantidad de electrones y protones d) todas las respuestas anteriores son correctas 2) Las partículas subatómicas que le confieren la masa al átomo son: a) solo los neutrones b) solo los protones c) los protones y los neutrones d) los electrones y los protones 3) Los orbitales son: a) órbitas circulares donde se encuentran los electrones b) zonas en el espacio, entorno del núcleo, donde es mayor la probabilidad de encontrar los electrones. c) El giro que tienen los electrones sobre su eje. d) todas las anteriores son incorrectas. 39 4) De acuerdo con la notación 13 𝑋 el nº total de electrones del elemento X siendo neutro es: a) 3 b) 5 c) 7 d) 13 e) imposible inferir con los datos dados.

 ACTIVIDAD 2 1) Indica cuál de las siguientes oraciones son falsas, y escríbela correctamente: a) El átomo de Potasio (K) posee diez orbitales completos. b) El valor de “z” en el Bario (Ba) es 137. c) El átomo de Sodio (Na) posee tres subniveles “s”. d) Una configuración electrónica con n=2 completo, pertenece a un átomo de z=10. 2) Indica si es verdadero o falso. Justificar tus respuestas. a) El nivel 5 puede contener hasta 50 electrones. b) El subnivel 2d puede contener hasta 10 electrones. c) La configuración 2-8-16-2 corresponde al elemento Hierro 2 2 6 2 3) Un átomo tiene la siguiente configuración electrónica: 1s 2s 2p 3s : a) ¿Cuántos niveles de energía tiene? b) ¿Cuántos electrones tiene por nivel de energía? c) ¿Cuántos orbitales están llenos?

 ACTIVIDAD 3 1) Se tiene los siguientes elementos: - Magnesio (Mg) z=12 masa atóm.= 24,312 - Vanadio (V) z=23 masa atóm.= 50,942 - Telurio (Te) z=52 masa atóm.= 127,60 - Argón (Ar) z=18 masa atóm.= 39,948 - Itrio (Y) z = 39 masa atóm.= 88,905 - Plata (Ag) z=47 masa atóm.= 107,87 - Boro (B) z=5 masa atóm.= 10811 + -a) Indica la cantidad de p , e , nº y el número másico de cada elemento. b) Realiza la configuración electrónica moderna y la de Bohr de cada elemento. 2) Entre los siguientes elementos indica cuales son isótopos y justifica tus respuestas: 42 59 20 40 19 a)40 b) 60 c) 75 20𝐶𝑎 28𝑁𝑖 33𝐴𝑠 d) 20𝐶𝑎 e) 28𝑁𝑖 f) 9𝐹 g) 18𝐴𝑟 h) 9𝐹 3) Lee detenidamente los datos indicados de ciertos elementos (ver a continuación) y responde las preguntas de más abajo: 1 - El elemento E, cuya configuración electrónica externa es 4s . 2 - El elemento F, termina en p y tiene 4 niveles. - El elemento G con 5 niveles y solo 2 electrones en d. 5 - El elemento H, cuya configuración electrónica termina en 5d . 3 - El elemento I, termina en p y tiene 6 niveles. 2 - El elemento J, cuya configuración electrónica externa es 5s . Contesta: a) ¿cuál es la configuración electrónica moderna completa de cada elemento? b) ¿Qué cantidad de protones presentan cada elemento? c) ¿Qué símbolo y nombre tiene cada elemento químico? d) ¿Qué número másico presentan y cuantos neutrones?

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