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CURSO LIBRE JUVENIL DE QUÍMICA BÁSICA

ELISEO AVELLA MORENO

DIANA MARÍA FARÍAS CAMERO

EDUARDO MARTÍNEZ OLIVARES

LUIS CARLOS MORENO ALDANA

LILIAM ALEXANDRA PALOMEQUE FORERO

JAIRO ALBERTO SÁNCHEZ ORTIZ

ANA JULIA SUÁREZ RAMÍREZ


Eliseo Avella Moreno Diana María Farías Camero Eduardo Martínez Olivares Luis Carlos Moreno Aldana Liliam Alexandra Palomeque Forero Jairo Alberto Sánchez Ortiz Ana Julia Suárez Ramírez

© Universidad Nacional de Colombia Facultad de Ciencias Departamento de Química

Primera edición, 2007 ISBN: 978-958-701-818-9 Diseño y diagramación: Andrea Kratzer M.

Carátula y contracarátula: La energía acumulada en el huevo filosofal es muy intensa, tanto como la que acumula el núcleo de un átomo.


ELISEO AVELLA MORENO

DIANA MARÍA FARÍAS CAMERO

EDUARDO MARTÍNEZ OLIVARES

LUIS CARLOS MORENO ALDANA

LILIAM ALEXANDRA PALOMEQUE FORERO

JAIRO ALBERTO SÁNCHEZ ORTIZ

ANA JULIA SUÁREZ RAMÍREZ

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CONTENIDO

Introducción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9

CAPÍTULO 1: PROPIEDADES DE LA MATERIA Y UNIDADES DE MEDIDA . . . . . . . 11

1. La materia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11 1.1. Estado sólido . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11 1.2. Estado líquido . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12 1.3. Estado gaseoso . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12 2. Elementos y compuestos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14 3. Mezclas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14 4. Propiedades de la materia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 4.1. Propiedades extensivas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 4.2. Propiedades intensivas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 4.3. Propiedades físicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17 4.4. Propiedades químicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17 5. Unidades de medida . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17 6. Propiedades físicas de uso frecuente en química . . . . . . . . . . . . . . . 20 6.1. Volumen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 6.2. Masa y peso . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 6.3. Densidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 6.4. Temperatura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21 6.5. Presión . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22

CAPÍTULO 2: ESTADOS DE LA MATERIA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25

1. Estados sólido y líquido . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25 2. Estado gaseoso . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29 2.1. Ley de Boyle . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29 2.2. Ley de Charles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30 2.3. Ley de Avogadro . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31 2.4. Ley de Dalton . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 33

CAPÍTULO 3: ESTRUCTURA ATÓMICA Y MOLECULAR . . . . . . . . . . . . . . . . . 36

1. Modelos atómicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36 2. Los números cuánticos n, l Y ml: una consecuencia de las soluciones de la ecuación de onda . . . . . . . . 43 3. El espín electrónico aporta un cuarto número cuántico . . . . . . . . . . . 47 4. El principio de exclusión de Pauli . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 49

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5. La configuración electrónica de los átomos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 49 6. El enlace químico: átomos que se unen para formar moléculas . . . . . . 56 7. Todos los enlaces químicos no son iguales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 58 8. Orbitales moleculares: combinación de orbitales atómicos . . . . . . . . . 62 9. Orbitales atómicos híbridos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 68

CAPÍTULO 4: NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA . . . . . . . . . . . . . . . . 79

1. Origen de la nomenclatura moderna . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 79 2. Los nombres y los símbolos de los elementos . . . . . . . . . . . . . . . . . . 81 3. El concepto de número de oxidación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 83 4. Nombres de los iones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 85 5. Nomenclatura de los compuestos binarios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 85 6. Nomenclatura semisistemática . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87 6.1. Ácidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87 6.2. Bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 88 6.3. Sales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 88 6.4. Hidratos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 89

CAPÍTULO 5: TABLA PERIÓDICA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 95

1. Desarrollo histórico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 95 2. Tabla periódica moderna . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 96 3. Periodicidad en las propiedades de los elementos . . . . . . . . . . . . . . 102 3.1. Carga nuclear efectiva . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 102 3.2. Tamaño de átomos y iones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 103 3.3. Potencial de ionización . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 105 3.4. Afinidad electrónica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 107 3.5. Electronegatividad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 109 3.6. Carácter metálico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 110

CAPÍTULO 6: ESTEQUIOMETRÍA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 115

1. Estequiometría de composición . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 115 1.1. Masas atómicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 115 1.2. Masas fórmula y masas moleculares . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 117 1.3. Mol y número de Avogadro . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 118 1.4. Masa molar . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 119 1.5. Composición porcentual y cálculo de fórmulas . . . . . . . . . . . . . 124 2. Estequiometría de reacciones químicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127 2.1. Balanceo de ecuaciones químicas por simple inspección . . . . . . 128 2.2. Reacciones redox y número de oxidación . . . . . . . . . . . . . . . . 130

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2.3. Balanceo de ecuaciones redox . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 134 2.3.1. Balanceo por el método del cambio en el número de oxidación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 134 2.3.2. Balanceo por el método del ion - electrón o de las semirreacciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 135 2.4. Cálculo de las cantidades de sustancias que participan en las reacciones químicas . . . . . . . . . . . . . . . 139 3. Reactivo limitante . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 141 4. Rendimiento en las reacciones químicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 144 5. Pureza de las sustancias químicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 145

CAPÍTULO 7: DISOLUCIONES . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 148

1. Definición y características generales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 148 1.1. Solubilidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 149 1.1.1. Disolución no saturada o insaturada . . . . . . . . . . . . . . . 149 1.1.2. Disolución saturada . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 150 1.1.3. Disolución sobresaturada . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 150 1.2. Tipos de disoluciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 151 2. Naturaleza del proceso de solubilización . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 151 3. Factores que afectan la solubilidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152 3.1. Temperatura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152 3.1.1. Solubilidad de los gases y la temperatura . . . . . . . . . . . 153 3.1.2. Solubilidad de los líquidos y la temperatura . . . . . . . . . . 154 3.2. Presión . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 155 4. Unidades de concentración . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 155 5. Preparación de disoluciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 156 6. Propiedades coligativas de las disoluciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . 161 6.1. Disminución de la presión de vapor del disolvente . . . . . . . . . . 162 6.2. Elevación del punto de ebullición . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 162 6.3. Descenso del punto de congelación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 163 6.4. Presión osmótica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 163

CAPÍTULO 8: CINÉTICA QUÍMICA . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 165

1. Factores o requisitos que se deben satisfacer para que ocurra una reacción química . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 165 2. Velocidad de reacción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166 3. Factores que afectan la velocidad de una reacción química . . . . . . . 167 4. Orden de reacción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 167 5. Determinación de la ley de velocidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 168 5.1. Método diferencial . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 168

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5.2. Método integral . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 169 6. Orden de reacción . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 169 6.1. Reacciones de primer orden . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 169 6.2. Reacciones de segundo orden . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 169 7. Energía de activación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 169 8. Dependencia de las velocidades de reacción respecto a la temperatura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 170 9. Conceptos básicos en catálisis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 171 9.1. Catálisis en sistemas homogéneos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 171 9.2. Catálisis en sistemas heterogéneos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 171

CAPÍTULO 9: EQUILIBRIO QUÍMICO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 177

1. Procesos reversibles e irreversibles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 177 2. Leyes del equilibrio químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 179 3. Cálculos en el equilibrio químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 181 4. Factores que afectan el equilibrio químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 185

CAPÍTULO 10: ÁCIDOS Y BASES - EQUILIBRIO IÓNICO . . . . . . . . . . . . . . . 189

1. Teoría de ácidos y bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 190 1.1. Teoría de Arrhenius . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 190 1.2. Autoionización del agua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 191 1.3. Teoría de Brönsted-Lowry . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 192 2. La acidez y la escala de pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 193 3. Neutralización de ácidos y bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 198 4. Las sales. Carácter ácido - base . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 199 4.1. Sales de ácido fuerte y base fuerte . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 200 4.2. Sales de ácido débil y base fuerte . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 200 4.3. Sales de ácido fuerte y base débil . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 201 5. Disoluciones reguladoras . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 203

ANEXO: RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS PROPUESTOS . . . . . . . . . . . . . . . 208

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INTRODUCCIÓN

Como resultado del ejercicio de reflexión de un grupo de docentes del Departamento de Química de la Facultad de Ciencias de la Universidad Nacional, acerca de la preparación, actitudes y comportamiento de los alumnos de los cur-sos de Química Básica que se imparten a diferentes carreras en la Universidad, surgió la necesidad de proponer a la comunidad la realización de Cursos Libres Juveniles a estudiantes de los grados 10 y 11 de enseñanza media para remediar deficiencias que pueden interferir en el rendimiento académico de estudiantes de primeros semestres.

Los cursos pretenden abrir espacios a los jóvenes acerca de la importancia de la Química como factor de desarrollo, de compromisos de dedicación a la academia, de suplir dificultades en áreas particulares del conocimiento y de en-cuentro con el ambiente universitario como factor determinante de relaciones pedagógicas de profesores y estudiantes.

Como una herramienta de trabajo de los cursos libres, se presenta este libro, cuyo propósito es el de servir de soporte para facilitar la comprensión de algu-nos conceptos básicos de la Química, la cual permite la observación efectiva, el contraste de modelos teóricos, la refutación de concepciones previas y la afirmación de nuevos conocimientos.

El contenido no pretende agotar la temática de la Química Básica; estudia temas en los cuales los estudiantes de los grados 10 y 11 de enseñanza media muestran debilidades conceptuales y de aplicación a la resolución de ejercicios y tareas. Pretende, además, que el lector obtenga un nivel de conocimientos en Química que le son necesarios para futuros cursos relacionados.

El texto está organizado para seguir la ruta de la parte experimental del curso en el cual se combinan ejercicios de pensamiento, procesos prácticos y conclusiones analíticas. El primer capítulo comprende las propiedades de la materia y unidades de medida como primera impresión con la realidad coti-diana; el segundo capítulo describe los estados de la materia, sus diferencias y características que se espera desarrollen la curiosidad de los estudiantes. El tercer capítulo plantea la estructura atómica y molécular como apoyo a la concepción de la materia organizada para llegar al enriquecimiento del vocabu-lario químico del lector con la nomenclatura química inorgánica en el capítulo cuarto.

Continúa la organización del libro con la tabla periódica (capítulo quinto), herramienta insustituible para comprender que todo cuanto existe material-

Curso libre juvenil de Química Básica

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mente está constituido por elementos químicos, los cuales siguen patrones que permiten organizarlos en grupos y familias.

Los conceptos de estequiometría, disoluciones y cinética (capítulos sexto, séptimo y octavo, respectivamente) preparan al estudiante para el conocimien-to de la reacción química desde diferentes puntos de vista, puesto que desde la visión macro comprenden la transformación de reaccionantes en productos y se espera la necesaria correlación con el desarrollo estructural del enlace.

El libro finaliza con los capítulos noveno, de equilibrio químico y décimo, de equilibrio iónico, ácidos y bases; indispensables para el entendimiento de innu-merables procesos biológicos y ecológicos relacionados con la industria, sujetos a cambios continuos y de amplia incidencia en la motivación pretendida.

Todos los capítulos contienen un buen número de ejercicios con el objetivo de fijar conceptos y con un grado de dificultad suficiente para adquirir des-trezas en el manejo de la herramienta matemática en su resolución y para la preparación de los jóvenes en la complejidad de los procesos siguientes en la construcción diaria de su conocimiento.

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CAPÍTULO 1

PROPIEDADES DE LA MATERIA Y UNIDADES DE MEDIDA

Luis Carlos Moreno Aldana

1. LA MATERIA

La química es una ciencia que estudia la composición, estructura, propieda-des y transformaciones de la materia.

El universo está compuesto por materia, y ésta puede definirse como cual-quier cosa que ocupa un lugar en el espacio y posee masa y, por tanto, inercia. La materia está formada por sustancias puras como elementos y compuestos o por mezclas de elementos con elementos, elementos con compuestos o com-puestos con compuestos. En el campo microscópico, en cualquier muestra de materia se pueden encontrar átomos, moléculas, iones y electrones o mezclas de los mismos.

La materia se clasifica en tres estados: estado sólido, líquido y gaseoso. Hay porciones de materia que no se pueden clasificar satisfactoriamente dentro de ninguno de estos tres estados, como es el caso de los coloides y la materia compuesta por iones y electrones (plasma). Sin embargo, dependiendo de su composición se pueden clasificar dentro de estos tres estados o formas de agre-gación.

1.1. ESTADO SÓLIDO

Las sustancias que se encuentran en este estado tienen forma definida, y su volumen no varía en forma considerable con los cambios de presión si se mantiene constante la temperatura. Los sólidos mantienen su forma gracias a que las fuerzas intermoleculares, iónicas o atómicas son altas. Un sólido se considera cristalino si sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones fijas que se repiten por todo el sólido; si las posiciones cambian de un sitio a otro en el sólido, se dice que el sólido es amorfo. Un diamante, una esmeralda y un cristal de cloruro de sodio son ejemplos de sólidos cristalinos; el vidrio es un ejemplo de un sólido amorfo.


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1.2. ESTADO LÍQUIDO

Estas sustancias tienen forma indefinida, adquieren la forma del recipiente que las contiene y su volumen no varía apreciablemente con los cambios de presión; son fluidos y sus partículas se encuentran menos ligadas unas con otras en comparación con las partículas en los sólidos.

1.3. ESTADO GASEOSO

Los gases son fluidos que ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene; las partículas que los componen están menos ligadas que en el caso de los líquidos, su volumen puede aumentar o disminuir (es decir, se pueden comprimir) al variar la temperatura y la presión.

Actualmente se discute acerca de un cuarto estado de la materia en el cual se encuentran iones y electrones, principalmente el plasma. Puede ser natu-ral o sintético y puede ser generado por altas temperaturas o por descargas eléctricas como sucede en un rayo, en las reacciones nucleares y en algunas aplicaciones tecnológicas.

El grado de separación de las partículas que constituyen la materia va dis-minuyendo desde el estado gaseoso al estado sólido; el grado de atracción aumenta desde los gases hasta los sólidos.

Todos los días se observan cambios o procesos naturales que suceden a nues-tro alrededor y que provocan variaciones en la forma y el volumen de la materia implicada en ellos. Ejemplos de estos procesos son: la fusión del hielo, la lluvia, la evaporación del agua y la fusión de los metales.

La materia puede sufrir cambios de estado de agregación ganando o perdien-do energía mediante los siguientes procesos:

Fusión: sólido + energía ⇒ líquido

Sublimación: sólido + energía ⇒ gas

Evaporación: líquido + energía ⇒ gas

Solidificación: líquido - energía ⇒ sólido

Condensación: gas - energía ⇒ líquido

Deposición: gas - energía ⇒ sólido

La energía en todos los procesos se mantiene constante, lo mismo que la masa. Esto nos permite establecer dos leyes importantes:

Ley de la conservación de la materia o de la masa: La cantidad de mate-ria se mantiene constante en toda reacción química. Antoine Lavoisier (París,


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Francia, 1743-1794) mediante el uso constante de la balanza realizó importan-tes contribuciones a esta ley en 1789.

Ley de la conservación de la energía: La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma. La energía es la capacidad que tiene un objeto para realizar trabajo o transferir calor.

Hay varias clases de energía y todas ellas se pueden transformar unas en otras: energía térmica, eólica, hidráulica, mecánica, potencial, cinética, eléc-trica, geotérmica, química, lumínica y nuclear.

Si un proceso requiere energía se dice que éste es endotérmico y cuando libera energía se llama exotérmico.

Hielo + energía ⇒ agua (l): proceso endotérmicoAgua (l) – energía ⇒ hielo: proceso exotérmico

Las unidades de energía más usadas son el joule (1 J = 1 kg·m2/s2, es la ener-gía necesaria para mover un objeto con un peso de un newton una distancia de un metro), el ergio (1 ergio = 1 g·cm2/s2) y la caloría. La caloría (cal) fue definida originalmente como la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua de 14,5 ºC a 15,5 ºC. Actualmente, una calo-ría se define como la energía equivalente a 4,184 J.

Una unidad de energía empleada en nutrición es la caloría nutricional o calo-ría grande (Cal), que es equivalente a 1.000 calorías o 4.184 J.

El valor energético aportado por un gramo de carbohidratos o un gramo de proteína es de aproximadamente 17.000 J o 4.000 cal y la energía aportada por un gramo de grasa es cerca de 38.000 J o 9.000 cal o 9 Cal.

EJERCICIO RESUELTO

Calcular la cantidad de energía en joules y calorías que contiene un caramelo fabricado con 5 g de azúcar (el azúcar es un carbohidrato).

Solución: Cada gramo de carbohidrato tiene una energía equivalente a 17.000 J, por tanto, la energía contenida en 5 g de azúcar se puede calcular mediante la siguiente regla de tres:

1 g de azúcar → 17.000 J5 g de azúcar → x J

Resolviendo esta regla de tres; el número de joules contenidos en los 5 g de azúcar del caramelo es igual a 85.000 J; esta cantidad de joules es equivalente a 18.956,3 calorías o 18,956 calorías nutricionales.


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EJERCICIOS PROPUESTOS

1. Calcular la cantidad de energía en joules que se necesita para elevar la tem-peratura de 3,6 kg de agua desde 14,5 ºC hasta 15,5 ºC.

2. Una libra de dulces de una determinada marca contiene 80 g de grasa, 343 g de carbohidratos y 30 g de proteína. Calcular el valor energético en calorías nutricionales, calorías y joules de una porción de 20 g de estos dulces.

2. ELEMENTOS Y COMPUESTOS

La mayor parte de la materia que encontramos en nuestro alrededor (una gaseosa, un pan, la gasolina, el pavimento) no es químicamente pura; esto quiere decir que está compuesta de diferentes clases de materia; son mezclas de sustancias puras. Una sustancia pura (o sustancia) es materia que tiene una composición fija y propiedades idénticas en toda su masa; esto nos permite diferenciarlas de otras sustancias.

Las sustancias se pueden clasificar como elementos o compuestos. Los ele-mentos son sustancias que no se pueden descomponer por métodos o procesos químicos en otras más simples y se representan por símbolos que constan de una o de dos letras derivadas de su nombre, por ejemplo: Hidrógeno (H), calcio (Ca), plata (Ag).

Los compuestos son sustancias formadas por dos o más elementos diferen-tes combinados en proporciones constantes y definidas; por ejemplo: H2O, CO2, H2SO4. Los átomos de los elementos deben estar combinados mediante enlaces químicos, por ejemplo: FeS es un compuesto químico (sulfuro de hierro) formado por hierro y azufre, mientras que una mezcla de hierro con azufre no es un com-puesto, es una mezcla. La composición de un compuesto es la misma, sea cual sea su origen, y la relación entre sus elementos es fija, esto es establecido por la ley de las proporciones definidas derivada del cuidadoso trabajo analítico de Joseph L. Proust (Angers, Francia, 1754-1826) a finales del siglo XVIII. Esta ley, también conocida como la ley de la composición definida o constante, establece que en un compuesto dado, los números relativos y las clases de átomos son cons-tantes. Por ejemplo, el agua debe tener la misma composición, no importa si se obtiene de la lluvia, de un lago, de un río o si se sintetiza en un laboratorio; en cualquier caso debe tener dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno o, dicho de otra forma, debe tener 2,0 g de hidrógeno por cada 16,0 g de oxígeno.

3. MEZCLAS

Las mezclas son combinaciones de dos o más sustancias en las que cada una conserva su composición y propiedades. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.


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Las mezclas homogéneas tienen igual composición e iguales propiedades en todas sus partes. También se conocen como soluciones y pueden ser gaseosas (aire), líquidas (agua y etanol, o sal disuelta en agua) y sólidas (aleaciones como las de oro y cobre, no todas las aleaciones son mezclas homogéneas).

Las mezclas heterogéneas son mezclas para las cuales su composición y pro-piedades son diferentes entre algunas de sus partes; están formadas por varias fases que se encuentran separadas entre sí por superficies llamadas interfases; por ejemplo, una mezcla de agua y aceite (una fase es el aceite y la otra es el agua) y una mezcla de azufre y limaduras de hierro. Una fase es una porción de materia, es homogénea en composición y propiedades, tiene límites definidos (interfase) y en la mayoría de los casos se puede separar físicamente de otras fases.

Los componentes de una mezcla se pueden separar aprovechando las dife-rencias en sus propiedades físicas. Algunos métodos de separación de compo-nentes de una mezcla son: filtración, destilación, separación magnética, de-cantación, cristalización, extracción líquido-líquido, extracción sólido-líquido, sublimación y cromatografía.

La separación de un líquido y un sólido se puede hacer por filtración, decan-tación o evaporación del líquido.

Figura 1.1. Equipo para separar una disolución de sal en agua.

En la figura 1.1 se presenta un esquema del equipo empleado para separar los componentes de una disolución de sal y agua; al llevar a ebullición la di-solución, el agua se evapora y luego se condensa y se recoge en un recipiente


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recolector; al final queda la sal seca en el balón o matraz de ebullición. Este equipo para destilación simple, se puede emplear para separar los componen-tes de disoluciones de sólidos en líquidos.

Los sólidos de una mezcla se pueden separar por diferencias en su solubili-dad, cristalización, sublimación o separación magnética.

La separación de líquidos se hace generalmente por destilación fraccionada, gracias a las diferencias en sus temperaturas de ebullición.

Los componentes de una mezcla se pueden separar por medios físicos. Los elementos de un compuesto sólo se pueden separar por procesos químicos. Por ejemplo, una mezcla de agua y sal se puede separar evaporando el agua; el hidrógeno se puede separar del oxígeno en el agua mediante un proceso elec-troquímico.

Estos procesos los podemos representar de la siguiente manera:

Mezcla de agua y sal + calor ⇒ agua evaporada + sal (seca)

2H2O(l) ⇒ 2H2(g) + O2(g), este proceso químico permite descomponer el agua en sus elementos constituyentes hidrógeno y oxígeno.

4. PROPIEDADES DE LA MATERIA

Las propiedades son características que nos permiten reconocer y diferenciar una sustancia de otra. Las propiedades pueden ser extensivas o intensivas si su magnitud depende o no de la cantidad de sustancia empleada para determi-narlas.

4.1. PROPIEDADES EXTENSIVAS

Son propiedades o características para las cuales sus magnitudes dependen de la cantidad de materia a la cual se le determina la propiedad. Por ejemplo, un ladrillo grande y uno pequeño no tienen la misma masa ni el mismo volumen. La masa y el volumen son ejemplos de propiedades extensivas.

4.2. PROPIEDADES INTENSIVAS

Son cualidades o atributos para las cuales el valor no depende de la cantidad de materia; por ejemplo, el valor del punto de ebullición, el punto de fusión y el color no dependen de la cantidad de sustancia analizada.

Ejemplo: Un vaso de leche y una gota de leche tienen el mismo color y la mis-ma densidad; estas propiedades se pueden determinar y tienen el mismo valor independiente de la cantidad de sustancia empleada para su determinación.


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Las propiedades también se pueden dividir en físicas y químicas.

4.3. PROPIEDADES FÍSICAS

Son propiedades que se pueden observar o medir sin cambiar la composición química de la sustancia; por ejemplo: color, olor, volumen, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, conductividad eléctrica y conductividad térmica.

4.4. PROPIEDADES QUÍMICAS

Estas propiedades no se pueden determinar sin realizar un cambio en la composición química de las sustancias; se manifiestan cuando se realiza una transformación en la composición de la materia. Son particulares para cada sustancia o grupo de sustancias. Por ejemplo, la inflamabilidad es la tendencia de algunas sustancias a quemarse en presencia de oxígeno para transformarse en óxidos.

Ejemplo: Si a una muestra de alcohol se le va a determinar la densidad, el punto de ebullición y la inflamabilidad; antes y después de determinar las dos primeras propiedades tenemos alcohol porque para determinar estas propieda-des físicas no se altera la composición o identidad química. Antes de determinar la tercera propiedad tenemos alcohol, pero después de confirmar que el alcohol es inflamable tendremos vapor de agua y dióxido de carbono si la combustión es completa; como en este caso se cambió la composición mediante una reacción química estamos hablando de una propiedad química.

5. UNIDADES DE MEDIDA

La mayoría de las propiedades de la materia son cuantitativas; es decir que se puede dar su magnitud con un valor numérico. En cada cultura, región u ofi-cio se emplean diferentes formas o unidades para referirse a una determinada propiedad; por ejemplo, para las recetas de cocina se emplean con frecuencia unidades de masa como una cucharada, una taza, una pizca. Para mejorar la comunicación y comprensión de conocimientos entre varias personas, culturas o comunidades de distintas partes del mundo es necesario ponerse de acuerdo sobre un sistema de unidades de medida.

Cuando medimos el volumen de una determinada cantidad de gaseosa, debe-mos dar su cantidad en números junto con la unidad apropiada de medida, por ejemplo, 2 L y no simplemente 2.

Al determinar las propiedades físicas de la materia como longitud, masa, peso, densidad, presión, volumen, temperatura, es necesario utilizar un siste-ma de unidades que permita que otras personas nos entiendan de qué magnitud es dicha propiedad.


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En 1960 se aprobó por acuerdo entre científicos el sistema internacional de unidades (SI). Este sistema contiene siete magnitudes básicas o fundamentales que se presentan en la tabla 1.1.

Tabla 1.1. Unidades fundamentales del sistema internacional (SI).

MAGNITUD FÍSICA NOMBRE DE LA UNIDAD SÍMBOLO

Masa Kilogramo kg

Longitud Metro m

Tiempo Segundo s (seg)

Corriente eléctrica Amperio A

Temperatura Kelvin K

Intensidad lumínica Candela cd

Cantidad de sustancia Mol mol

En la tabla 1.2. se muestran ejemplos de unidades derivadas que se obtienen por relación entre unidades fundamentales.

Estas unidades tienen sus múltiplos y submúltiplos. Para escribir una can-tidad muy pequeña o muy grande de una magnitud física se utilizan prefijos como: Exa (1018), peta (1015), tera (1012), giga (109), mega (106), kilo (103), hecto (102), deci (10-1), centi (10-2), mili (10-3), micro (10-6), nano (10-9), pico (10-12), femto (10-15), atto(10-18) y sus símbolos son E, P, T, G, M, k, h, d, c, m, μ, n, p, f y a respectivamente.

Tabla 1.2. Algunos ejemplos de unidades derivadas (SI).

MAGNITUD FÍSICA NOMBRE DE LA UNIDAD SÍMBOLO

Volumen Metro cúbico m3

Presión Pascal Pa

Fuerza Newton N

Energía, Trabajo Joule J

Velocidad Metro/segundo m/s

Carga eléctrica Coulomb C

Ejemplos: 7 microsegundos se escribe 7 μs y equivale a 7 x 10-6 s, 5 megá-metros se escribe 5 Mm y equivale a 5 x 106 m, 12 femtojulios se escribe 12 fJ y equivale a 12 x 10-15 J.


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EJERCICIO RESUELTO

Calcular el número de nanómetros que hay en 12,5 km.

Solución: Este problema lo podemos resolver empleando una regla de tres de la siguiente forma:

1 km → 1x1012 nm12,5 km → x nm

La respuesta a este problema se obtiene resolviendo esta regla de tres:

Número de nanómetros = 12,5 km x 1x1012 nm / 1 km = 12,5 x 1012 nm

Otra forma de resolver este problema consiste en usar factores de conversión que son cocientes entre valores equivalentes con diferentes unidades. Para este problema podemos plantear las siguientes equivalencias:

1 nm = 10-12 km o 1 km = 1012 nm; los factores de conversión son:

1 nm/10-12 km, 10-12 km/1 nm, 1 km/1012 nm y 1012 nm/1 km

Para resolver un problema numérico usando factores de conversión se parte de la información dada inicialmente, y dependiendo de la respuesta buscada se va aplicando el factor o los factores de conversión apropiados. En este caso po-demos usar los factores 1012 nm/1 km y 1 nm/10-12 km, que permiten convertir km en nm; usando estos factores de conversión se elimina o simplifica la unidad km y queda la unidad que queremos en la respuesta final.

Número de nanómetros = 12,5 km x 1012 nm/1 km = 12,5 x 1012 nm, o, Número de nanómetros = 12,5 km x 1 nm/10-12 km = 12,5 x 1012 nm.

En ambos casos el factor de conversión permite eliminar o simplificar la uni-dad km y obtener la unidad nm.

Analizando el anterior problema podemos decir que los factores de conver-sión son reglas de tres rápidas. Para resolver algunos problemas es necesario emplear varios factores de conversión en forma consecutiva.


Realizar las siguientes conversiones:

1. 3,6 x 105 ps a su equivalente en ns.2. 12 km2 a su equivalente en cm2.3. 26,8 km/h a su equivalente en m/s.


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4. 2.380 dinas a su equivalente en N.5. 13,9 kg/m3 a su equivalente en g/cm3.

6. PROPIEDADES FÍSICAS DE USO FRECUENTE EN QUÍMICA

En los siguientes párrafos estudiaremos algunas propiedades de uso frecuen-te en química con sus respectivas unidades.

6.1. VOLUMEN

En el sistema internacional la unidad de volumen es el metro cúbico (m3). En un laboratorio de química se emplean pequeñas cantidades de sustancias y por eso se usan con frecuencia como unidades de volumen los centímetros cúbicos (cm3), mililitros (mL) o litros (L). Un centímetro cúbico es equivalente a un mililitro.

6.2. MASA Y PESO

La masa se refiere a la cantidad de materia que contiene un cuerpo. El peso de un cuerpo es la resultante de la atracción de la fuerza gravitacional de la Tierra sobre él. La masa es constante en todos los sitios de la Tierra mientras que el peso cambia de un sitio a otro en la Tierra porque también cambia la fuerza de atracción gravitacional; un astronauta tiene igual masa pero diferen-te peso en la Luna y en la Tierra. La relación entre la masa y el peso es:

Peso = masa x fuerza gravitacional

F = mg

6.3. DENSIDAD

La densidad es una propiedad física muy utilizada para identificar sustancias químicas; se define como la cantidad de masa por unidad de volumen.

Generalmente se expresa en g/cm3 o g/ml para líquidos y sólidos. Los gases son poco densos y su densidad se expresa en g/L.

EJERCICIO RESUELTO

Calcular el peso del agua que ocupa un volumen de 5,0 m3.


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Solución: Si la densidad del agua es de 1,0 g/cm3 y la fuerza de gravedad que actúa sobre ella es de 9,8 m/s2.

Peso del agua = 5,0 m3 x (100 cm/1 m)3 x 1,0 g/1 cm3 x 1 kg/1.000 g x 9,8 m/s2 = 49.000 kg·m/s2 = 49.000 N


1. Calcular la masa en g y en kg de un lingote de oro que tiene un peso de 378,6 N.

2. Calcular el volumen de un lingote de aluminio que tiene un peso de 400 N. La densidad del aluminio es 2,7 g/cm3.

3. Un sólido tiene una densidad de 8.000 kg/m3, calcular la densidad equiva-lente en g/cm3.

4. Para determinar la densidad a un líquido desconocido se obtuvieron los si-guientes datos en un laboratorio: masa del líquido 23,567 g, volumen del líquido 26,43 ml. Calcular la densidad del líquido.

5. Una lámina de plata con densidad de 10,53 g/cm3 tiene una masa de 143,7 g. Calcular el volumen ocupado por la lámina.

6.4. TEMPERATURA

La temperatura es la medida de la intensidad de calor que tiene un cuerpo, es una medida de lo caliente o lo frío; la temperatura determina en qué direc-ción fluye el calor.

En el sistema internacional la unidad de temperatura es el Kelvin (K), pero son útiles otras unidades de temperatura como el grado Celsius y el grado Fahrenheit. En la escala Kelvin el agua hierve a 373,15 K y congela (solidifica) a 273,15 K; en la escala Celsius el punto de ebullición del agua es de 100 °C y el punto de congelación del agua es de 0 °C. En la escala Fahrenheit el punto de congelación es de 32 °F y el punto de ebullición es de 212 °F.

La diferencia entre la temperatura de fusión y la temperatura de ebullición del agua es de 100 ºC y 180 ºF; la equivalencia entre estos dos valores es de ºC/ºF = 5/9 y ºF/ºC = 9/5.

Por lo anterior, la relación entre las diferentes escalas de temperatura es de:

K = °C + 273,15 (generalmente se aproxima a ºC + 273)

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