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Setiembre del 2013
MÓDULO DE LA ASIGNATURA DE
CIENCIAS NATURALES
UNIVERSIDAD SAN
PEDRO FACULTAD DE EDUCACIÓN Y
HUMANIDADES
UNIVERSIDAD SAN PEDRO MÓDULO DE FACULTAD DE EDUCACIÓN Y HUMANIDADES CIENCIAS NATURALES
Jorge S. Morales Ciudad 2
ASIGNATURA:
CIENCIAS NATURALES
Guía Didáctica
DATOS DE IDENTIFICACIÓN
MENCIÓN: CARRERA PROFESIONAL DE EDUCACIÓN INICIAL, EDUCACION
PRIMARIA, EDUCACION SECUNDARIA
Compilado por: Jorge S. Morales Ciudad
Profesor: Jorge S. Morales Ciudad
E-mail: [email protected]
Reciba asesoría virtual en: www.usanpedro.edu.pe
SETIEMBRE 2013 - DICIEMBRE 2013
MATERIAL DE USO DIDÁCTICO PARA ESTUDIANTES DE LA UNIVERSIDAD SAN PEDRO DE CHIMBOTE, PROHIBIDA
SU REPRODUCCIÓN TOTAL O PARCIAL POR CUALQUIER MEDIO
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Parte 1 Índice
Página
Presentación 4
Tema N°1: Medición y Unidades de Medición 5
Tema N°2: Materia y Energía 21
Tema N°3: Estructura Atómica 49
Tema N°4: Medición y Unidades de Medición 74
Tema N°5: Medición y Unidades de Medición 80
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PRESENTACIÓN
Las Ciencias Naturales tienen como propósito esencial conocer y explicar el mundo
que nos rodea. El conocimiento y las explicaciones científicas se distinguen de otras
formas de conocimiento y explicación, porque están basadas en evidencias que
deben ser comprobadas. La ciencia es una forma de ver el mundo.
Esta forma de ver no es ni mejor ni peor que otra, ni más correcta, ni más falsa, ni
más aburrida, ni más difícil. Es una forma de ver poderosa, una forma que, como
usted sabe, ha transformado al mundo. El resultado de esa transformación es que
nos plantea problemas completamente nuevos. ¿Cuándo empieza la vida? ¿Existen
seres extraterrestres? ¿Cómo se cura el SIDA? ¿Cuántas plantas y animales se
están extinguiendo? ¿Por qué vuela un avión? ¿Por qué hay terremotos? ¿Cómo
reducir la contaminación?
La enseñanza de las Ciencias en este nivel tiene como objetivo proveer a los
estudiantes espacios de discusión y análisis de contenidos con un significado
formativo, que sin dejar de ser exigentes, les permitan ser gestores de su propio
avance y apreciar la importancia que tienen estos contenidos en sus vidas
cotidianas. Este curso pretende poner a los estudiantes a la altura de los avances
científicos y tecnológicos, llevándolos a descubrir la utilidad que tiene el
conocimiento científico en el desarrollo de nuevas herramientas tecnológicas de uso
común en nuestros hogares, hospitales, fábricas, etc.
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TEMA N° 1
M E D I C I Ó N Y U N I D A D E S D E M E D I C I Ó N
I. FUNDAMENTO TEÓRICO
En toda ciencia se realizan trabajos de experimentación que requieren alguna forma de
medición y dado que todas las medidas son susceptibles de error es conveniente tener
en cuenta la exactitud y precisión, fuentes de error y manejo de cifras significativas, para
poderlas controlar cuidadosamente y que no lleguen alterar nuestros resultados.
¿Qué es medición?
Es el procedimiento por el cual se determina
cuantitativamente el valor de una propiedad o magnitud.
La medición es un proceso básico de la ciencia que consiste
en comparar un patrón seleccionado con el objeto o
fenómeno cuya magnitud física se desea medir para ver
cuántas veces el patrón está contenido en esa magnitud.
Una medición se refiere a la comparación que se establece entre una cierta cantidad y
su correspondiente unidad para determinar cuántas veces dicha unidad se encuentra
contenida en la cantidad en cuestión. La medición, en definitiva, consiste en determinar
qué proporción existe entre una dimensión de algún objeto y una cierta unidad de
medida. Para que esto sea posible, el tamaño de lo medido y la unidad escogida tienen
que compartir una misma magnitud.
¿A qué se llama magnitud?
Magnitud viene a ser todo aquello que es susceptible de ser medido, tal como la
temperatura, el volumen, la masa, la densidad, etc.
Una magnitud física es una propiedad o cualidad medible de un sistema físico, es decir,
a la que se le pueden asignar distintos valores como resultado de una medición o una
relación de medidas. Las magnitudes físicas se miden usando un patrón que tenga bien
definida esa magnitud, y tomando como unidad la cantidad de esa propiedad que posea
el objeto patrón. Por ejemplo, se considera que el patrón principal de longitud es el metro
en el Sistema Internacional de Unidades.
Las magnitudes pueden ser fundamentales o derivadas.
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Las magnitudes fundamentales son aquellas que no dependen de ninguna otra
magnitud y que, en principio se pueden determinar mediante una medida directa y que,
gracias a su combinación, dan origen a las magnitudes derivadas. Tres de las
magnitudes fundamentales más importantes son la masa, la longitud y el tiempo, pero en
ocasiones también se pone como agregadas a la temperatura, la intensidad luminosa,
la cantidad de sustancia y la intensidad de corriente.
Las magnitudes fundamentales de acuerdo al Sistema Internacional de Unidades (SI)
son las siguientes:
Magnitud Fundamental Símbolo
LONGITUD L
MASA M
TIEMPO t
TEMPERATURA T
CANTIDAD DE SUSTANCIA N
INTENSIDAD DE CORRIENTE ELÉCTRICA I
INTENSIDAD LUMINOSA Iv
Las magnitudes derivadas son aquellas se derivan de las fundamentales y que se
pueden determinar a partir de ellas utilizando las expresiones matemáticas adecuadas.
Son aquellas que dependen de otras para ser medidas, por lo tanto son dependientes de
las magnitudes fundamentales tales como densidad y velocidad. Deben usar al menos 2
elementos de medición juntos para poder realizarse un cálculo exacto.
Algunas de las magnitudes derivadas de acuerdo al Sistema Internacional de Unidades
(SI) son las siguientes:
Magnitud Derivada Símbolo Definición
Matemática
AREA A A=L2
VOLUMEN V V=L3
DENSIDAD D D=M/V
VELOCIDAD v v=L/t
ACELERACIÓN a a=v/t
FUERZA F F=M.a
PRESIÓN P P=F/A
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Para entender la diferencia entre magnitud fundamental y magnitud derivada, tomemos
como ejemplo el procedimiento que seguimos para medir la densidad de un cuerpo
prismático:
Las longitudes y la masa del prisma han sido medidas de manera directa utilizando un
aparato (balanza). En cambio, la densidad y el volumen se han medido de
manera indirecta, utilizando medidas directas y aplicando una expresión matemática.
¿A qué se llama unidad de medida?
Es una cantidad que se adopta como patrón para comparar con ella cantidades de la
misma especie. Ejemplo: Cuando decimos que un objeto mide dos metros, estamos
indicando que es dos veces mayor que la unidad tomada como patrón, en este caso el
metro.
La unidad de medida es el patrón que se emplea para concretar la medición. Es
imprescindible que cumpla con tres condiciones: la inalterabilidad (la unidad no debe
modificarse con el tiempo ni de acuerdo al sujeto que lleva a cabo la medición), la
universalidad (tiene que poder usarse en cualquier país) y la facilidad de
reproducción. Cabe destacar que es muy difícil realizar una medición exacta, ya que los
instrumentos usados pueden tener falencias o se pueden cometer errores durante la
tarea.
Una unidad de medida es una cantidad
estandarizada de una determinada magnitud. En
general, una unidad de medida toma su valor a
partir de un patrón o de una composición de
otras unidades definidas previamente. Las
primeras unidades se conocen como unidades
básicas o de base (fundamentales), mientras que
las segundas se llaman unidades derivadas. Un
conjunto de unidades de medida en el que
ninguna magnitud tenga más de una unidad
asociada es denominado sistema de unidades.
1) Primero medimos el largo (L1), el ancho (L2) y el alto (L3), con la ayuda de una regla o un pie de rey. Calculamos su volumen como V = L1 L2 L3
2) Después medimos su masa (m) con una balanza.
3) Por último, podemos calcular su densidad aplicando la expresión correspondiente:
D = m/V
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Las unidades de las magnitudes fundamentales son las siguientes:
Magnitud Fundamental Símbolo Unidad Fundamental Símbolo de la
Unidad
LONGITUD L metro m
MASA M gramo g
TIEMPO t segundo s
TEMPERATURA T grados Kelvin
grados Celsius
°K
°C
CANTIDAD DE SUSTANCIA
N mol mol
INTENSIDAD DE CORRIENTE ELÉCTRICA
I Ampere o Amperio A
INTENSIDAD LUMINOSA Iv candela cd
Las unidades de las magnitudes derivadas son las siguientes:
Magnitud Derivada Símbolo Definición
Matemática Unidad Fundamental Símbolo de
la Unidad
AREA A A=L2 metro cuadrado m2
VOLUMEN V V=L3 metro cúbico
litro
m3
l
DENSIDAD D D=M/V gramo/litro
gramo/mililitro
g/l
g/ml
VELOCIDAD v v=L/t metro/segundo
kilómetro/hora
m/s
km/h
ACELERACIÓN a a=v/t metro/segundo cuadrado m/s2
FUERZA F F=M.a Newton N
PRESIÓN P P=F/A
Newton/ metro cuadrado
Pascal
atmósfera
N/ m2
Pa
atm
Muchas unidades tienen un símbolo asociado, normalmente formado por una o varias
letras del alfabeto latino o griego (por ejemplo "m" simboliza "metro"). Este símbolo se
ubica a la derecha de un factor que expresa cuántas veces dicha cantidad se encuentra
representada (por ejemplo "5 m" quiere decir "cinco metros").
Siguiendo otro ejemplo una medida concreta de la magnitud "tiempo" podría ser
expresada por la unidad "segundo", junto a su submúltiplo "mili" y su número de
unidades (en este ejemplo asumiremos 12 unidades). De forma abreviada: t = 12 ms (los
símbolos de magnitudes se suelen expresar en cursiva, mientras que los de unidades se
suelen expresar en letra redonda).
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Sistema de Unidades
Un sistema de unidades es un conjunto consistente de unidades de medida. Definen un
conjunto básico de unidades de medida a partir del cual se derivan el resto. Existen
varios sistemas de unidades:
Sistema Internacional de Unidades o SI: es el sistema más usado. Sus unidades
básicas son: el metro, el kilogramo, el segundo, el ampere, el kelvin, la candela y el
mol. Las demás unidades son derivadas del Sistema Internacional.
Sistema métrico decimal: primer sistema unificado de medidas.
Sistema cegesimal o CGS: denominado así porque sus unidades básicas son el
centímetro, el gramo y el segundo.
Sistema Natural: en el cual las unidades se escogen de forma que ciertas constantes
físicas valgan exactamente 1.
Sistema técnico de unidades: derivado del sistema métrico con unidades del
anterior. Este sistema está en desuso.
Sistema anglosajón de unidades: aún utilizado en algunos países anglosajones.
Muchos de ellos lo están reemplazando por el Sistema Internacional de Unidades.
. Sistema Internacional de Unidades (SI)
Para resolver el problema que suponía la utilización de unidades diferentes en distintos
lugares del mundo, en la XI Conferencia General de Pesos y Medidas (París, 1960) se
estableció el Sistema Internacional de Unidades (SI).
El Sistema Internacional de Unidades es la forma actual del sistema métrico decimal y
establece las unidades que deben ser utilizadas internacionalmente. Fue creado por
el Comité Internacional de Pesos y Medidas con sede en Francia. En él se establecen
7 magnitudes fundamentales, con los patrones para medirlas:
1. Longitud
2. Masa
3. Tiempo
4. Intensidad eléctrica
5. Temperatura
6. Intensidad luminosa
7. Cantidad de sustancia
El Sistema Internacional de Unidades (SI) también establece muchas magnitudes
derivadas, que no necesitan de un patrón, por estar compuestas de magnitudes
fundamentales.
¿Qué prefijos son usados para las unidades de acuerdo al Sistema Internacional?
Es común referirse a un múltiplo o submúltiplo de una unidad, los cuales se indican
ubicando un prefijo delante del símbolo que la identifica (por ejemplo "km", símbolo de
"kilómetro", equivale a "1.000 metros").
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Los prefijos utilizados para las diferentes unidades del Sistema Internacional son las
siguientes:
Cuadro N° 1: Prefijos de unidades y sus respectivas equivalencias.
Prefijo Símbolo Equivalencia
exponencial Equivalencia decimal Factor de conversión
MÚLTIPLOS
yotta Y 1024
1 000 000 000 000 000 000 000 000 1 yotta= 1024
unidades
zetta Z 1021
1 000 000 000 000 000 000 000 1 zetta=1021
unidades
exa E 1018
1 000 000 000 000 000 000 1 exa=1018
unidades
peta P 1015
1 000 000 000 000 000 1 peta=1015
unidades
tera T 1012
1 000 000 000 000 1 tera=1012
unidades
giga G 109 1 000 000 000 1 giga=10
9 unidades
mega M 106 1 000 000 1 mega=10
6 unidades
kilo k 103 1 000 1 kilo=10
3 unidades
hecto h 102 100 1 hecto=10
2 unidades
deca da 101 10 1 deca=10
1 unidades
UNIDAD 100 1 1
SUBMÚLTIPLOS
deci d 10-1
0,1 1 unidad=101 deci
centi c 10-2
0,01 1 unidad=102 centi
mili m 10-3
0,001 1 unidad=103 mili
micro µ 10-6
0,000 001 1 unidad=106 micro
nano n 10-9
0,000 000 001 1 unidad=109 nano
pico p 10-12
0,000 000 000 001 1 unidad=1012
pico
femto f 10-15
0,000 000 000 000 001 1 unidad=1015
femto
atto a 10-18
0,000 000 000 000 000 001 1 unidad=1018
atto
zepto z 10-21
0,000 000 000 000 000 000 001 1 unidad=1021
zepto
yocto y 10-24
0,000 000 000 000 000 000 000 001 1 unidad=1024
yocto
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Hay que tener en cuenta que hay unidades derivadas que debido a su definición
matemática, tienen equivalencias diferentes a los mostrados en el Cuadro N° 1 y, por lo
tanto, sus factores de conversión serán diferentes a los establecidos en la tabla anterior.
Por ejemplo, el volumen, cuya definición matemática es V=L3; eso significa que todos
los valores de las equivalencias estarán elevadas al cubo. Así tenemos:
Cuadro N° 2: Prefijos del metro cúbico y sus respectivas equivalencias.
Prefijo Símbolo Factor de conversión
MÚLTIPLOS
yottámetro cúbico Ym3
1 Ym3= 10
72 m
3
zettámetro cúbico Zm3 1 Zm
3=10
63 m
3
exámetro cúbico Em3 1 Em
3=10
54 m
3
petámetro cúbico Pm3 1 Pm
3=10
45 m
3
terámetro cúbico Tm3 1 Tm
3=10
36 m
3
gigámetro cúbico Gm3 1 Gm
3=10
27 m
3
megá metro cúbico Mm3 1 Mm
3=10
18 m
3
kilómetro cúbico km3 1 km
3=10
9 m
3
hectómetro cúbico hm3 1 hm
3=10
6 m
3
decámetro cúbico dam3 1 dam
3=10
3 m
3
UNIDAD metro cúbico m3 1
SUBMÚLTIPLOS
decímetro cúbico dm3 1 m
3 =10
3 dm
3
centímetro cúbico cm3 1 m
3 =10
6 cm
3
milímetro cúbico mm3 1 m
3 =10
9 mm
3
micrómetro cúbico µm3 1 m
3 =10
18 µm
3
nanómetro cúbico nm3 1 m
3 =10
27 nm
3
picómetro cúbico pm3 1 m
3 =10
36 pm
3
femtómetro cúbico fm3 1 m
3 =10
45 fm
3
attómetro cúbico am3 1 m
3 =10
54 am
3
zeptómetro cúbico zm3 1 m
3 =10
63 zm
3
yoctómetro cúbico ym3 1 m
3 =10
72 ym
3
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Hay que recordar que en la magnitud volumen tenemos, dos unidades de medición:
metro cúbico y litro. Para el caso del litro se usarán los prefijos de la tabla N°1 y para
metro cúbico, como se apreció anteriormente, la tabla N° 2. Eso significa que ambas
unidades, a pesar de representar volumen, tienen equivalencias diferentes. Así, para
relacionar metro cúbicos con litros usaremos las siguientes equivalencias:
Cuadro N° 3: Equivalencias entre metros cúbicos y litros
1 m3= 103 l = 106 ml
1 dm3= 1 l = 103 ml
1 cm3= 1 ml
cm3 = cc.
Otro punto a considerar es el caso de la magnitud tiempo. Las prefijos y valores de los
múltiplos de la unidad de tiempo (en este caso, el segundo), difieren de los prefijos
tradicionales y sus valores mostrados en las tablas anteriores. Así tenemos:
Cuadro N° 4: Unidades de tiempo y sus equivalencias
Prefijo Símbolo Factor de conversión
MÚLTIPLOS
milenio 1 milenio=1000 años
siglo 1 siglo=100 años
década 1 década=10 años
lustro 1 lustro=05 años
año 1 año=365 días
día 1 día=24 h
hora h 1 h= 60 min = 3600 s
minuto min 1 min= 60 segundos
UNIDAD segundo s 1
SUBMÚLTIPLOS
decisegundo ds 1 segundo =101 decisegundo
centisegundo cs 1 segundo =102 centisegundo
milisegundo ms 1 segundo =103 milisegundo
microsegundo µs 1 segundo =106 microsegundo
nanosegundo ns 1 segundo =109 nanosegundo
picosegundo ps 1 segundo =1012 picosegundo
femtosegundo fs 1 segundo =1015 femtosegundo
attosegundo as 1 segundo =1018 attosegundo
zeptosegundo zs 1 segundo =1021 zeptosegundo
yoctosegundo ys 1 segundo =1024 yoctosegundo
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Sistema Inglés
Cuadro N° 5: Equivalencias entre el Sistema Inglés y el Sistema Internacional
SISTEMA INGLÉS SÍMBOLO EQUIVALENCIA ALSISTEMA MÉTRICO
LONGITUD
milla mi 1 mi = 1, 609 km = 1609 m
yarda yd 1 yd = 0.914 m = 91,4 cm
pie ft 1 ft = 0,305 m = 30,5 cm
pulgada in 1 in = 2,54 cm = 25,4 mm
MASA
tonelada inglesa Ton 1 ton. inglesa = 907 kg
libra Lb 1 Lb = 0.454 kg = 454 g
onza oz 1 oz = 0.0283 kg = 28,3 g
VOLUMEN
yarda cúbica yd3 1 yd3 = 0,765 m3
pie cúbico ft3 1 ft3 = 0,0283 m3
pulgada cúbica in3 1 in3 = 0,0000164 m3
galón gal 1 gal = 3,785 l
¿Qué es la temperatura y cómo se mide?
La temperatura es una magnitud referida a las nociones comunes de caliente, tibio o
frío que puede ser medida con un termómetro. La temperatura está relacionada
directamente con la parte de la energía interna conocida como «energía cinética», que
es la energía asociada a los movimientos de las partículas del sistema, sea en un
sentido traslacional, rotacional, o en forma de vibraciones. A medida de que sea mayor
la energía cinética de un sistema, se observa que éste se encuentra más «caliente»; es
decir, que su temperatura es mayor.
En el caso de un sólido, los movimientos en cuestión resultan ser las vibraciones de las
partículas en sus sitios dentro del sólido. En el caso de un gas ideal monoatómico se
trata de los movimientos traslacionales de sus partículas (para los gases multiatómicos
los movimientos rotacional y vibracional deben tomarse en cuenta también).
El desarrollo de técnicas para la medición de la temperatura ha pasado por un largo
proceso histórico, ya que es necesario darle un valor numérico a una idea intuitiva como
es lo frío o lo caliente.
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Multitud de propiedades fisicoquímicas de los materiales o las sustancias varían en
función de la temperatura a la que se encuentren, como por ejemplo su estado (sólido,
líquido, gaseoso, plasma), su volumen, la solubilidad, la presión de vapor, su color o la
conductividad eléctrica. Así mismo es uno de los factores que influyen en la velocidad a
la que tienen lugar las reacciones químicas.
La temperatura se mide con
termómetros, los cuales pueden ser
calibrados de acuerdo a una multitud de
escalas que dan lugar a unidades de
medición de la temperatura. En el
Sistema Internacional de Unidades, la
unidad de temperatura es el kelvin (K), y
la escala correspondiente es la escala
Kelvin o escala absoluta, que asocia el
valor «cero kelvin» (0 K) al «cero
absoluto», y se gradúa con un tamaño
de grado igual al del grado Celsius. Sin
embargo, fuera del ámbito científico el
uso de otras escalas de temperatura es
común. La escala más extendida es la
escala Celsius, llamada «centígrada»; y,
en mucha menor medida, y prácticamente sólo en los Estados Unidos, la escala
Fahrenheit. También se usa a veces la escala Rankine (°R) que establece su punto de
referencia en el mismo punto de la escala Kelvin, el cero absoluto, pero con un tamaño
de grado igual al de la Fahrenheit, y es usada únicamente en Estados Unidos, y sólo en
algunos campos de la ingeniería.
Escalas de Medición de la Temperatura
Las escalas de medición de la temperatura se dividen fundamentalmente en dos tipos,
las relativas y las absolutas. Los valores que puede adoptar la temperatura en cualquier
escala de medición, no tienen un nivel máximo, sino un nivel mínimo: el cero absoluto.
Mientras que las escalas absolutas se basan en el cero absoluto, las relativas tienen
otras formas de definirse.
Escalas Relativas
Grado Celsius (°C). Para establecer una base de medida de la temperatura Anders
Celsius utilizó (en 1742) los puntos de fusión y ebullición del agua. Se considera que
una mezcla de hielo y agua que se encuentra en equilibrio con aire saturado a 1 atm
está en el punto de fusión. Una mezcla de agua y vapor de agua (sin aire) en
equilibrio a 1 atm de presión se considera que está en el punto de ebullición. Celsius
dividió el intervalo de temperatura que existe entre éstos dos puntos en 100 partes
iguales a las que llamó grados centígrados °C. Sin embargo, en 1948 fueron
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renombrados grados Celsius en su honor; así mismo se comenzó a utilizar la letra
mayúscula para denominarlos.
En 1954 la escala Celsius fue redefinida en la Décima Conferencia de Pesos y
Medidas en términos de un sólo punto fijo y de la temperatura absoluta del cero
absoluto. El punto escogido fue el punto triple del agua que es el estado en el que las
tres fases del agua coexisten en equilibrio, al cual se le asignó un valor de 0,01 °C.
La magnitud del nuevo grado Celsius se define a partir del cero absoluto como la
fracción 1/273,16 del intervalo de temperatura entre el punto triple del agua y el cero
absoluto. Como en la nueva escala los puntos de fusión y ebullición del agua son
0,00 °C y 100,00 °C respectivamente, resulta idéntica a la escala de la definición
anterior, con la ventaja de tener una definición termodinámica.
Grado Fahrenheit (°F). Toma divisiones entre el punto
de congelación de una disolución de cloruro amónico
(a la que le asigna valor cero) y la temperatura normal
corporal humana (a la que le asigna valor 100). Es una
unidad típicamente usada en los Estados Unidos;
erróneamente, se asocia también a otros países
anglosajones como el Reino Unido o Irlanda, que usan
la escala Celsius.
* En esta escala se toma como referencia el punto de fusión del hielo que es 0°C y el punto de ebullición del agua 100°C y se divide en 100 partes iguales, cada una de un grado Celsius.
* La escala Celsius se utiliza tanto en la vida cotidiana como en la ciencia y en la industria, en casi todo el mundo.
* El nombre se debe al físico Andrés Celsius que la propuso en 1742.
* En esta escala, aún utilizada en la vida cotidiana en los Estados Unidos, la temperatura de congelación del agua es de 32°F y la de ebullición es de 212°F. Hay 180 grados entre la congelación y la ebullición en vez de 100 como en la escala Celsius.
* Para determinar la escala, Daniel Gabriel Fahrenheit, en 1724, utilizó dos puntos. Uno fue el punto de fusión de una mezcla de sal de amonio o agua salada, hielo y agua y el otro fue la temperatura del cuerpo humano. Al primer punto le atribuyó 0°F y al segundo 100°F
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A continuación encontrará algunas comparaciones comunes entre temperaturas de las escalas Celsius y Fahrenheit:
TEMPERATURA ºC ºF
Punto Ebullición Agua 100 212
Punto Congelación Agua 0 32
Temperatura Corporal Promedio del Cuerpo Humano 37 98.6
Temperatura ambiente confortable 20 a 25 68 a 77
Escalas Absolutas
Las escalas que asignan los valores de la temperatura en dos
puntos diferentes se conocen como escalas a dos puntos. Sin
embargo en el estudio de la termodinámica es necesario tener
una escala de medición que no dependa de las propiedades de
las sustancias. Las escalas de éste tipo se conocen como
escalas absolutas o escalas de temperatura termodinámicas.
En el Sistema Internacional de Unidades (SI)
Kelvin (K). El Kelvin es la unidad de medida del SI. La escala
Kelvin absoluta es parte del cero absoluto y define la magnitud
de sus unidades, de tal forma que el punto triple del agua es
exactamente a 273,16 K.
* Llamada así en honor a su creador, el físico inglés Wiliam Kelvin, las unidades tienen el mismo tamaño que las de la escala Celsius, pero el cero se desplaza de modo que 0 K = -273.15°C y 273.15 K = 0°C.
* En esta escala el cero corresponde a lo que tal vez sea la menor temperatura posible, llamada cero absoluto: en esta temperatura, la energía cinética de las moléculas es cero.
* Se usa en ciencia, especialmente en trabajos de física o química. También en iluminación de vídeo y cine como referencia de la temperatura de color.
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Conversión de Escalas de Temperatura
Kelvin Grado Celsius Grado Fahrenheit
Kelvin K=K K=C+273,15 K=0,55F+255,37 Grado Celsius C=K-273,15 C=C C=0,55F–17,77 Grado Fahrenheit
F=1,8K-459,67 F=1,8C + 32 F=F
¿Se podrán obtener mediciones exactas?
Toda medición es inexacta, es decir siempre existe una diferencia entre lo medido y lo
real. Esta diferencia depende en algunos casos del operador y en otros casos del
instrumento de medida.
¿Qué es el error?
En la ciencia no existe la medición perfecta, ya que siempre existe alguna diferencia con
respecto al valor verdadero o teórico. Por eso cuando realizas una medición obtienes un
valor, y el error viene a ser cuán cerca o cuán lejos se encuentra tu valor medido del
valor verdadero o teórico.
Los errores pueden deberse a un instrumento de medida inadecuado ó a la utilización inadecuada de un instrumento correcto.
Existen dos tipos de errores:
Error absoluto (EA): Es la diferencia entre el valor determinado experimentalmente o valor medido (VM) y el valor correcto, teórico o verdadero (VT).
El error absoluto puede ser positivo o negativo y presenta la unidad de medida de
acuerdo a la magnitud que se está midiendo.
Error relativo o porcentual (ER): Es el cociente entre el error absoluto y el valor teórico o correcto (VT), así:
EA = VM – VT
ER = 100
T
TM
V
VV%
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También se puede expresar de la siguiente manera:
El error relativo puede ser positivo o negativo, se expresa en porcentajes y no
presenta unidades de medida (es adimensional).
Para una medición correcta este tipo de error no debe exceder el 5%.
¿Cómo sabremos si una medición es válida o inválida?
Existen aspectos diferentes de la validez de
una cantidad medida.
Precisión: Se utiliza para describir la reproductibilidad de los resultados, también pueden definirse como la concordancia de los valores numéricos dados o más resultados que se han obtenido de idéntica manera.
Exactitud: Denota la proximidad de una medida a su valor teórico o verdadero y se expresa en término de error.
Error: Viene a ser la diferencia que existe entre el valor obtenido en la práctica y el valor verdadero o real. Esto ya fue desarrollado en una sección anterior.
Ninguna medida será útil si no está
expresada en medidas del Sistema
Internacional (SI).
ER = 100
T
A
V
E%
Fig. 2.0. Precisión vs. Exactitud
Precisión: NO Exactitud: NO
Precisión: SI Exactitud: NO Precisión: SI
Exactitud: SI
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II. ACTIVIDADES
2.1. ¿Qué son líquidos miscibles y líquidos inmiscibles?
2.2. ¿A qué llamamos medición?
2.3. ¿Qué son la longitud, el área y el volumen?
2.4. ¿Qué es masa y en qué se diferencia del peso?
2.5 ¿Cómo hallarías el volumen de un sólido regular como una esfera o un cubo por un
método directo?
2.6. ¿Cómo hallarías el volumen de un sólido irregular?
2.7. Utilizando agua, pipeta y un vasito pequeño de vidrio. ¿Cómo pesarías 2,5 ml de
agua?
2.8. Realiza las siguientes conversiones, expresando tus resultados en 1 entero y 2
decimales:
1) 750 ml a l 2) 300 cm3 a m3 3) 7400,60 mm/s a km/h
4) 95x106 dA a GA 5) 55,05 km2 a m2 6) 0,0056 x 108 pm a Gm
7) 14,99 dl a hl 8) 3000 Mm a mm 9) 0,0051444 x 10-3 Lb a mg
10) 88ºK a ºC 11) 550 g/ml a cg/nl 12) 59,5690 mg/cm3 a kg/m3
13) 86,5 ºC a ºK 14) 67800,50 x 10 -5 TA a mA
15) 0,8945 x 10-4 kg/kl en Lb/pies3
16) 59ºF a ºC 17) 4588,455 x 105 nl en pulg3
18) 58,45645 x 103 mg/cl en Mg/dam3
19) 1560 μm a dam 20) 6,17x10-4 Km a cm 21) 4,58442 x 105 oz/pulg3 en Hg/dl
2.9. Realiza las siguientes conversiones, expresando tus resultados en 2 entero y 1 decimales:
1) 58,40 x 103 mg/cl en Mg/Dm3
2) 0,54 x 10-5 cmol/mm3 en Kmol/Dl
3) 1,60 x 10-8 Lbmol/in3 en Km/dam3
4) 5,90 x 102 mmol/cl en Lb-mol/ft3
5) 30,60 x 104 cm/s en pies/día
6) 8,50 x 104 ng/cl en Mg/km3
7) 0,67 x 103 dmol/mm3 en Kmol/Hl
8) 15,6 x 10-9 Lb/in3 en Mm/km3
9) 7,90 x 103 cmol/µl en kmol/ft3
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10) 500,60 x 105 dm/ms en pies/día
11) 8,40 x 103 mg/cl en Mg/hm3
12) 0,59 x 10-5 dmol/cm3 en kmol/Kl
13) 1,60 x 10-8 Lb-mol/in3 en Kmol/dam3
14) 5,90 x 102 mmol/cl en mol/m3
15) 40,70 x 104 cm/s en km/día
2.10. Realiza los siguientes ejercicios:
1) Convertir a cm la pantalla de un televisor de 50 pulgadas (inches)
2) La longitud de un campo de fútbol americano es de 100 yardas (yd). Convertirla
en metros.
3) Convertir una velocidad de 120 k / h a millas/h.
4) Convertir una velocidad de 110 km/ h a m/s.
5) Convertir una velocidad de 25 m/s a km/ h.
6) Convertir una velocidad de 100 millas / h a m/s.
7) ¿Cuántas libras son 8400 Kg?
8) ¿Cuántas pulgadas son 180,90 pies ?
9) ¿Cuántos pies son 250,50 cm
10) Hallar el perímetro del triángulo que se muestra a continuación, expresado en cm
0,4 dm 5,8 cm
43 mm
11) ¿Cuánto cuestan 15,2 m de tela si el dm se vende a S/.1,25
12) Un terreno para pastar, de forma cuadrada, tiene 305 dm de lado. Si se quiere cercar con alambre, ¿Cuántos metros de alambre se necesitarán?
13) Dos automóviles salen de dos provincias de Ancash que están en la misma dirección, en sentido contrario y a 370 km de distancia. Uno de los automóviles iba a una velocidad menor que el otro. Al cabo de tres horas uno había recorrido 12117000 cm y el otro 123000 m. ¿Cuánto le faltan por recorrer?
14) De un rollo de alambre que tiene 45 m, se venden sucesivamente 5,4 m ; 80 cm ; 170 dm y 1200 mm. ¿Cuántos metros quedan en el rollo ?
15) Una caja de agua mide 50 cm x 50 cm en sus lados y tiene 50 cm de altura. ¿Cuál es su volumen? ¿Cuántas botellas de refresco de 333 ml cada, pueden llenarse con el agua de esta caja?
16) Una piscina tiene 50 m de longitud, 25 m de ancho, 2 metros de profundidad. ¿Cuál es el área de su superficie? ¿Cuál es el volumen de agua que ella contiene, cuando está totalmente llena? ¿Cuántas mamaderas, de 250ml, puedes llenar llenar con toda el agua de la piscina?
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TEMA N° 2
M A T E R I A Y E N E R G Í A
I. MARCO TEÓRICO
Los seres humanos, así como tú o yo, en algún momento de nuestras vidas, nos hemos
hecho estas preguntas: ¿De qué está hecho el universo? ¿De qué está hecho mi cuerpo?
En general, ¿De qué está hecha la materia?
Desde tiempos inmemoriales hemos llevado a cabo infinidad de experimentos, con el
propósito de saber cuál es su estructura, sus propiedades y qué leyes rigen sus cambios.
Materia
Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene una energía medible y está
sujeto a cambios en el tiempo y a interacciones con aparatos de medida. Se considera que
es lo que forma la parte sensible de los objetos perceptibles o detectables por medios
físicos. Es decir es todo aquello que ocupa un sitio en el espacio, se puede tocar, se puede
sentir, se puede medir, etc.
Propiedades de la Materia
Una sustancia se identifica y se distingue de otra por medio de sus propiedades o
cualidades físicas y químicas, así podemos diferenciar el agua del alcohol, el hierro del oro
etc. En forma general sabemos que el agua es insípida, hierve a 100ºC, el alcohol tiene un
olor característico, es inflamable, hierve a 78ªC. El hierro es de color blanco plateado, se
oxida, es magnético, el oro es de color dorado y no se oxida.
Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas clases de ella porque la materia tiene propiedades intensivas y extensivas.
A. PROPIEDADES EXTENSIVAS:
Son aquellas que se relacionan con la estructura química externa; es decir, aquellas que podemos medir con mayor facilidad y que dependen de la cantidad y forma de la materia. Las propiedades extensivas son aquellas que sí dependen de la cantidad de sustancia o del tamaño de un sistema, son magnitudes cuyo valor es proporcional al tamaño del sistema que describe. Estas magnitudes pueden ser expresadas como la suma de las magnitudes de un conjunto de subsistemas que formen el sistema original. En otras palabras, una propiedad extensiva tiene la propiedad de ser aditiva en el sentido de que si se divide el
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sistema en dos o más partes, el valor de la magnitud extensiva para el sistema completo es la suma de los valores de dicha magnitud para cada una de las partes. Algunos ejemplos de propiedades extensivas son la masa, el volumen, el peso, cantidad de
sustancia, energía, entropía, entalpía, longitud, energía potencial, etc.
B. PROPIEDADES INTENSIVAS:
Son aquellas que se relacionan con la estructura química interna de la materia y no
dependen de la cantidad o forma de la materia.
Las propiedades intensivas pueden servir para identificar y caracterizar una sustancia
pura, es decir, aquella que está compuesta por un solo tipo de molécula, como por ejemplo,
el agua, que está formada sólo por moléculas de agua (H2O), o el azúcar, que sólo la
conforman moléculas de sacarosa (C12H22O11).
Las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de sustancia o
del tamaño de un sistema, por lo que el valor permanece inalterable al subdividir el sistema
inicial en varios subsistemas, por este motivo no son propiedades aditivas.
Ejemplos de propiedades intensivas son la temperatura, la presión, la densidad, la
velocidad, el volumen específico (volumen ocupado por la unidad de masa), el punto de
ebullición, el punto de fusión, el calor específico, la viscosidad, dureza, concentración,
solubilidad, el índice de refracción,, color, sabor, etc., en general todas aquellas que
caracterizan a una sustancia diferenciándola de otras.
Si se tiene un litro de agua, su punto de ebullición es 100 °C (a 1 atmósfera de presión). Si
se agrega otro litro de agua, el nuevo sistema, formado por dos litros de agua, tiene el
mismo punto de ebullición que el sistema original. Esto ilustra la no aditividad de las
propiedades intensivas.
Las propiedades intensivas sólo la tienen determinados tipos de sustancia, e incluso una
sustancia concreta; es decir, no son comunes a toda la materia. Por ejemplo, la densidad es
diferente de unas sustancias a otras.
Las propiedades de la materia también se pueden clasificar en propiedades generales y propiedades particulares:
A. PROPIEDADES GENERALES:
Las propiedades generales son aquellas que presentan características iguales para todo tipo
de materia. Las presentan los cuerpos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar
una sustancia de otra. Dentro de las propiedades generales tenemos:
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Tabla N° 1: Algunas propiedades generales de la materia
B. PROPIEDADES ESPECÍFICAS:
Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas propiedades que las
distinguen de otras y esas propiedades reciben el nombre de propiedades específicas.
Dentro de estas propiedades tenemos el color, olor, sabor, estado de agregación, densidad,
punto de ebullición, solubilidad, etc.
El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes colores, sabores u
olores.
El estado de de agregación indica que la materia se puede presentar en estado sólido,
liquido o gaseoso.
La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes masas para un mismo
volumen y que por eso no se pueden unir fácilmente.
A su vez las propiedades específicas pueden ser Físicas o Químicas:
B.1. Propiedades Físicas: Son aquellas propiedades que impresionan nuestros sentidos
sin alterar su composición y estructura: color, olor, dureza, sabor, estado físico, punto de
ebullición, punto de fusión.
Propiedad General Definición
Masa Es la cantidad de materia que posee un cuerpo.
Peso Es la fuerza de atracción llamada gravedad que ejerce la tierra sobre la
materia para llevarla hacia su centro.
Extensión Es la propiedad que tienen los cuerpos de ocupar un lugar determinado en
el espacio.
Impenetrabilidad Es la propiedad que dice que dos cuerpos no ocupan el mismo tiempo o el
mismo espacio.
Inercia
Es la propiedad que indica que todo cuerpo va a permanecer en estado de
reposo o movimiento mientras no exista una fuerza externa que cambie
dicho estado de reposo o movimiento.
Porosidad Es la propiedad que dice que como la materia está constituida por
moléculas entre ellas hay un espacio que se llama poro.
Elasticidad
Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza
esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera
su forma original; lógicamente sin pasar el límite de elasticidad ("limite de
influenza").
Divisibilidad Esta propiedad demuestra que toda la materia se puede dividir.
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B.2. Propiedades Químicas: Son aquellas propiedades que se manifiestan al alterar su
composición y estructura interna o molecular cuando interactúan con otra sustancias o se
someten a diferentes condiciones. Ejemplo: La inflamabilidad es una propiedad química.
Clasificación de la Materia de Acuerdo a su Estado de Agregación:
Toda sustancia se puede clasificar según el estado en que se encuentre, en sólido, líquido
o gaseoso. Al agua, por ejemplo, la podemos encontrar en estado sólido cuando hacemos
hielo, en estado líquido cuando la bebemos y en estado gaseoso como vapor.
Son los cambios de energía de las partículas, a raíz de mayores o menores temperaturas,
los que hacen posible que una sustancia pueda pasar por los tres estados. Existe además,
un cuarto estado, llamado plasma.
El estado de agregación de la materia (sólido,
líquido, gaseoso) puede variar en función de las
condiciones externas (presión y temperatura).
Para unas determinadas condiciones, una
sustancia concreta sólo se encontrará en un
estado de agregación; es decir, en
determinadas condiciones una sustancia se
encontrará en estado sólido, en estado líquido o
en estado gaseoso pero sólo en uno de ellos.
SÓLIDO LÍQUIDO GAS
Masa constante Volumen constante Forma constante
Masa constante Volumen constante Forma variable
Masa constante Volumen variable Forma variable
Cada uno de los estados de agregación tiene unas características que lo diferencian de los
otros:
Las partículas que componen la materia pueden presentarse en tres estados físicos diferentes, principalmente, sólido, líquido y gaseoso. La diferencia entre los tres reside esencialmente a la agitación de las moléculas, lo cual es la expresión de su condición térmica.
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A. ESTADO SÓLIDO: Cuando nos referimos a un sólido,
estamos hablando de una sustancia formada por moléculas
individuales, que se encuentran unidas entre si a través de la
fuerza de atracción, y esa fuerza, es mayor que la energía que
hace que se separen. El material en estado sólido tiene un
volumen o un tamaño definido. Un pedazo de hierro a temperatura
ambiente tiene una forma y un tamaño que no cambia. El hielo es
otro sólido, pero su temperatura debe estar bajo los 0°C. La forma como están organizadas
estas moléculas, determina el volumen y la forma del sólido. Al tener éstas, poco espacio
para moverse, presentan una forma definida y dificultad para comprimirse, sin embargo, esto
no impide que éste pueda ser deformado o comprimido hasta un determinado punto. No
todos los sólidos son iguales, ya que poseen propiedades específicas que los hacen ser
diferentes. Estas propiedades son:
Elasticidad: Se refiere a la capacidad de un sólido de volver a su forma original
cuando es deformado. Por ejemplo un resorte, cuando lo estiramos lo estamos
deformando, sin embargo, al soltarlo este vuelve a su forma original.
Dureza: Nos referimos a la capacidad de un sólido de ser rayado por otro. Por
ejemplo, el diamante posee esta propiedad, ya que es capaz de cortar un vidrio. Así
decimos que el diamante es un sólido duro.
Fragilidad: Nos referimos a la capacidad de un sólido de romperse. Por ejemplo, si
se nos cae un florero de vidrio, este se romperá en varios pedazos diferentes, sin
embargo, si se nos cae una piedra, lo más probable es que esta no se rompa. De
esta forma, puedes observar que ambos sólidos poseen distintos grados de
fragilidad.
En general, los sólidos tienen forma fija, tienen volumen fijo, no se pueden comprimir y no
fluyen.
B. ESTADO LÍQUIDO: Un líquido es una sustancia que está
formada por moléculas que están muy unidas entre sí, por lo que
no pueden acercarse más; sin embargo, se desplazan
constantemente unas sobre otras, haciendo que éste cambie de
forma. De esta manera decimos que los líquidos son fluidos,
porque no poseen una forma única, sino que cuando la energía -
generalmente en forma de calor-, aumenta, la estructura estable
del estado sólido se rompe, adaptándose al envase donde esté
contenido. Esto es así, porque la fuerza de atracción que une a las moléculas, posee menor
intensidad que la fuerza que mantiene unidas a las moléculas de los sólidos. No todos
líquidos son iguales. Poseen propiedades específicas que los hacen ser diferentes.
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Volatilidad: nos referimos a la capacidad del líquido para evaporarse. Por ejemplo, si
dejas un perfume abierto, podrás ver cómo con el paso del tiempo, disminuye el
volumen del líquido.
Viscosidad: nos referimos a la facilidad del líquido para esparcirse. No es lo mismo
derramar aceite que agua, ésta última es menos viscosa, ya que fluye con mayor
facilidad.
En general, los líquidos no tienen forma fija y se adaptan a la forma del recipiente que los
contiene, tienen volumen fijo, son poco compresibles y fluyen por sí mismos.
C. ESTADO GASEOSO: Se denomina gas al estado de
agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su
principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con
poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y
forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo
el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los
gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas
resultan insignificantes. Los gases se expanden libremente hasta
llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y
sólidos.
En un gas, las moléculas están en estado de caos y muestran poca respuesta a la
gravedad. Se mueven tan rápidamente que se liberan unas de otras. Ocupan entonces un
volumen mucho mayor que en los otros estados porque dejan espacios libres intermedios y
están enormemente separadas unas de otras. Por eso es tan fácil comprimir un gas, lo que
significa, en este caso, disminuir la distancia entre moléculas. El gas carece de forma y de
volumen, porque se comprende que donde tenga espacio libre allí irán sus moléculas
errantes y el gas se expandirá hasta llenar por completo cualquier recipiente; es decir, el
hecho de que el gas se mueva muy rápido y en cualquier dirección hace que se distribuya
en cualquier espacio disponible.
Como el espacio es amplio, las interacciones entre partículas son muy reducidas,
interactuando poco, por lo que se considera a estas moléculas como cuerpos libres. La
forma en que están organizados los diferentes átomos o moléculas, hace que la sustancia
no adopte una forma ni volumen definido, sin embargo, es posible comprimirlos.
En general, los gases no volumen fijo y ocupan todo el volumen del recipiente que los
contiene, no tienen forma fija y se adaptan a la forma del recipiente que los contiene, son
fácilmente compresibles y se difunden con facilidad, teniendo tendencia a mezclarse con
otros gases.
Dentro del estado gaseoso, tenemos a los gases y a los vapores. El gas es una sustancia
que se presenta en la naturaleza como estado gaseoso (con las características señaladas
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en los párrafos superiores), es decir, que a la temperatura de ambiente y 1 atm de presión
dicha sustancia se encuentra en ese estado natural, teniendo como ejemplos al metano
CH4, el butano C4H10, el ozono O3 el hidrógeno molecular H2, el nitrógeno molecular N2, el
oxígeno O2, dióxido de carbono CO2, monóxido de carbono CO, etc. El vapor es aquella
sustancia que tiene su origen en la naturaleza (a condiciones normales de temperatura
ambiental y presión de 1 atm) como líquido o sólido, pero que cuando se le somete a dicha
sustancia a condiciones de temperatura y presión diferentes de las ambiente cambia su
estado, es decir, es producto de la evaporación de dicha sustancia, teniendo como ejemplo
el vapor de agua. Resumiendo: el vapor se desprende de los líquidos (ó sólidos) y los gases
están naturalmente en ese estado.
Resumiendo:
Estado de Agregación Sólido Líquido Gas
Volumen Definido Definido Indefinido
Forma Definida Indefinida Indefinida
Compresibilidad Incompresible Incompresible Compresible
Atracción entre Moléculas Intensa Moderada Despreciable
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Diferencia Entre Gas Y Vapor
Tanto GAS como VAPOR se refieren a sustancias en estado gaseoso, es decir el estado de agregación en que la materia no tiene forma ni volumen propio. La diferencia está en que un vapor puede convertirse en un líquido aumentando suficientemente la presión, mientras que un gas no puede convertirse en un líquido a presión alguna si además no se lo enfría. Todas las sustancias tienen una temperatura crítica que marca la transición entre ambos estados. Por encima de esta temperatura crítica la sustancia es un gas y no puede licuarse (transformarla en un líquido) por compresión. Por debajo de esa temperatura crítica, esa misma sustancia se puede pasar al estado líquido aumentando la presión y se la llama vapor.
Por ejemplo, el nitrógeno tiene una temperatura crítica de -147 ºC (o sea 147 ºC bajo cero) A temperatura ambiente no puede ser transformado en un líquido por más que se lo comprima y se dice que es un gas. Pero si se lo enfría a menos de 147 ºC bajo cero, se puede obtener en estado líquido. En ese caso, del nitrógeno en estado gaseoso a menos de 147 ºC se dice que es un vapor.
El agua tiene una temperatura crítica de 374 ºC. A 100 ºC el agua en estado gaseoso es un vapor, vapor de agua. A más de 374 ºC no, es un gas.
El vapor es un gas que se obtiene por evaporación o ebullición del agua líquida o por sublimación del hielo. Es inodoro e incoloro y, a pesar de lo que pueda parecer, las nubes o el vaho blanco de una cacerola o un congelador, vulgarmente llamado "vapor", no son vapor de agua sino el resultado de minúsculas gotas de agua líquida o cristales de hielo.
Muy enrarecido, el vapor de agua es responsable de la humedad ambiental. En ciertas condiciones, a alta concentración, parte del agua que forma el vapor condensa y se forma niebla o, en concentraciones mayores, nubes.
Por otro lado, se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes.
la diferencia entre un gas y un vapor son sus propiedades físicas ya que el gas es un estado de la materia y solo cambia su estructura haciéndolo reaccionar ya sea combinándolo o aplicándole algún tipo de energía y el vapor generalmente es el resultado del calentamiento de una sustancia liquida (el agua es la mas representativa pero no la única), aunque también se puede originar por la combinación de sustancias por reacción química, y su estado gaseoso solo se conserva por poco tiempo hasta que el calentamiento en sus moléculas disminuye y estas vuelven a unirse.
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D. PLASMA: Existe un cuarto estado
de la materia llamado plasma, que se
forman bajo temperaturas y presiones
extremadamente altas, haciendo que los
impactos entre los electrones sean muy
violentos, separándose del núcleo y
dejando sólo átomos dispersos. El
plasma, es así, una mezcla de núcleos
positivos y electrones libres, que tiene la
capacidad de conducir electricidad. Un
ejemplo de plasma presente en nuestro
universo es el sol.
El plasma es un gas ionizado, es decir
que los átomos que lo componen se han
separado de algunos de sus electrones.
De esta forma el plasma es un estado
parecido al gas pero compuesto por aniones y cationes (iones con carga negativa y positiva,
respectivamente), separados entre sí y libres, por eso es un excelente conductor. En la baja
Atmósfera terrestre, cualquier átomo que pierde un
electrón (cuando es alcanzado por una partícula
cósmica rápida) se dice que está ionizado. Pero a
altas temperaturas es muy diferente. Cuanto más
caliente está el gas, más rápido se mueven sus
moléculas y átomos, (ley de los gases ideales) y a
muy altas temperaturas las colisiones entre estos
átomos, moviéndose muy rápido, son
suficientemente violentas para liberar los electrones.
En la atmósfera solar, una gran parte de los átomos
están permanentemente «ionizados» por estas
colisiones y el gas se comporta como un plasma.
A diferencia de los gases fríos (por ejemplo, el aire a
temperatura ambiente), los plasmas conducen la
electricidad y son fuertemente influidos por los
campos magnéticos. La lámpara fluorescente, contiene plasma (su componente principal es
vapor de mercurio) que calienta y agita la electricidad, mediante
la línea de fuerza a la que está conectada la lámpara. La línea,
positivo eléctricamente un extremo y negativo, causa que los
iones positivos se aceleren hacia el extremo negativo, y que los
electrones negativos vayan hacia el extremo positivo. Las
partículas aceleradas ganan energía, colisionan con los átomos,
expulsan electrones adicionales y mantienen el plasma, aunque
se recombinen partículas. Las colisiones también hacen que los
átomos emitan luz y esta forma de luz es más eficiente que las
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lámparas tradicionales. Los letreros de neón y las luces urbanas funcionan por un principio
similar y también se usaron en electrónicas.
FORMAS COMÚNES DE PLASMA
Producidos artificialmente Plasmas terrestres Plasmas espaciales y
astrofísicos
En los televisores o
monitores con pantalla de plasma.
En el interior de los tubos fluorescentes (iluminación de bajo consumo).8
En soldaduras de arco eléctrico bajo protección por gas (TIG, MIG/MAG, etc.)
Materia expulsada para la propulsión de cohetes.
La región que rodea al escudo térmico de una nave espacial durante su entrada en la atmósfera.
El interior de los reactores de fusión.
Las descargas eléctricas de uso industrial.
Las bolas de plasma.
Los rayos durante una
tormenta. La ionosfera. La aurora boreal.
Las estrellas (por ejemplo, el
Sol). Los vientos solares. El medio interplanetario (la
materia entre los planetas del Sistema Solar), el medio interestelar (la materia entre las estrellas) y el medio intergaláctico (la materia entre las galaxias).
Los discos de acrecimiento. Las nebulosas
intergalácticas. Ambiplasma
Características de los Diferentes Estados de la Materia
CARACTERÍSTICA Sólido Líquido Gas
Compresibilidad No se puede comprimir No se puede comprimir Si se puede comprimir
Volumen No se adapta al volumen
del recipiente Se adapta al volumen del
recipiente Se adapta al volumen del
recipiente
Grados de Libertad Vibración Vibración, rotación Vibración, rotación y
traslación
Expansibilidad No se expande No se expande Si se expande
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SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO
Fusión
Condensación Solidificación
Evaporación
Sublimación
Sublimación Regresiva
SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO
Fusión
Condensación Solidificación
Evaporación
Sublimación
Sublimación Regresiva
Cambios de Estado:
Cambio de estado es el proceso mediante el cual las sustancias pasan de un estado de
agregación a otro. El estado físico depende de las fuerzas de cohesión que mantienen
unidas a las partículas. La modificación de la temperatura o de la presión modificará dichas
fuerzas de cohesión pudiendo provocar un cambio de estado.
El estado en que se encuentre un
material depende de las condiciones de
presión y temperatura, modificando una
de estas variables o ambas, se puede
pasar la materia de un estado a otro.
Se denomina cambio de estado la
evolución de la materia entre varios
estados de agregación sin que ocurra
un cambio en su composición. Los tres
estados más estudiados y comunes en
la Tierra son el sólido, el líquido y el
gaseoso; no obstante, el estado de
agregación más común en nuestro universo es el
plasma, material del que están compuestas las
estrellas (si descartamos la materia oscura).
El paso de un estado de agregación más ordenado a otro más desordenado (donde las partículas se mueven con más libertad entre sí) se denomina cambio de estado progresivo. Cambios de estado progresivos son:
- El paso de sólido a líquido que se llama fusión. Ejemplo el hielo a agua líquida se funde.
- El paso de líquido a gas que se llama vaporización. Ejemplo el agua líquida pasa a vapor de agua: evaporándose lentamente (secándose un recipiente o una superficie con agua) o al entrar en ebullición el líquido (hierve).
- El paso de sólido a gas que se llama sublimación. Ejemplo: el azufre o el yodo sólidos al calentarlos pasan directamente a gas.
El paso de un estado de agregación más desordenado a otro más ordenado se denomina cambio de estado regresivo. Cambios de estado regresivos son:
- El paso de gas a líquido que se llama condensación. Ejemplo en los días fríos de invierno el vapor de agua de la atmósfera se condensa en los cristales de la ventana que se encuentran fríos o en el espejo del cuarto de baño.
- El paso de líquido a sólido que se llama solidificación. Ejemplo el agua de una cubitera dentro del congelador se solidifica formando cubitos de hielo.
- El paso de gas a sólido que se denomina solidificación regresiva.
Fig. 2.3. Cambios de Estado Físico de la Materia.
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¿Cuáles son los Cambios de Estado de Agregación de la Materia?
Son los procesos en los que un estado de la materia cambia a otro manteniendo una
semejanza en su composición. A continuación se describen los diferentes cambios de
estado o transformaciones de fase de la materia:
Fusión: Es el paso de un sólido al estado líquido por medio del calor (cuando se
someten a un aumento de temperatura); durante este proceso endotérmico (proceso
que absorbe energía para llevarse a cabo este cambio) hay un punto en que la
temperatura permanece constante. El "punto de fusión" es la temperatura a la cual el
sólido se funde, por lo que su valor es particular para cada sustancia. Las moléculas del
sólido se moverán en una forma independiente, transformándose en un líquido.
Ejemplo: la fundición de los metales en los altos hornos o el hielo que se funde en los
polos al llegar la primavera.
Solidificación: Es el paso de un líquido a sólido por medio del enfriamiento; el proceso
es exotérmico. El "punto de solidificación" o de congelación es la temperatura a la cual
el líquido se solidifica y permanece constante durante el cambio, y coincide con el punto
de fusión si se realiza de forma lenta (reversible); su valor es también específico.
Ejemplo: cuando se congela el agua o cuando se deja enfriar la manteca de cerdo.
Vaporización: Son los procesos físicos en los que un líquido pasa a estado gaseoso. Si
se realiza cuando la temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición
del líquido, y a la presión en que se encuentre el líquido se le continua calentando, éste
absorbe el calor, pero sin aumentar la temperatura: el calor se emplea en la conversión
del agua en estado líquido en agua en estado gaseoso, hasta que la totalidad de la
masa pasa al estado gaseoso. En ese momento es posible aumentar la temperatura del
gas. La vaporización (paso de liquido a gas) puede ser de dos formas:
Evaporación: En un líquido, las partículas de la superficie que están menos
retenidas pueden escapar y pasar a fase gaseosa, este proceso se lleva a cabo a
cualquier temperatura, sin calentar.
Ebullición: Si la temperatura es muy alta o calentamos el líquido llega un
momento en que la energía de todas las partículas es lo suficientemente alta y
A cualquier temperatura, el líquido pasa lentamente a estado gaseoso, el proceso se denomina evaporación. El paso es lento porque son las partículas que se encuentran en la superficie del líquido en contacto con la atmósfera las que se van escapando de la atracción de las demás partículas cuando adquieren suficiente energía para liberarse. Partículas del líquido que se encuentran en el interior no podrán recorrer demasiado antes de ser capturadas de nuevo por las partículas que la rodean.
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todas las partículas son capaces de pasar a fase gaseosa, de toda la masa del
líquido salen burbujas.
Por tanto, el cambio de estado denominado vaporización se puede producir de alguna de estas formas:
- Por evaporación que tiene lugar en la superficie del líquido, es lenta y a cualquier
temperatura, aunque aumenta la evaporación con la temperatura. Un ejemplo lo
tenemos con el agua que se extiende por el suelo o la ropa mojada tendida, el proceso
de secado es una evaporación del agua líquida. El agua contenida en un vaso también
termina por desaparecer (se evapora), aunque la evaporación será mayor si
aumentamos la superficie de contacto entre el agua y la atmósfera (por ejemplo
echando el contenido del vaso en un plato).
- Por ebullición que tiene lugar a una determinada temperatura (temperatura de
ebullición), es tumultuosa y tiene lugar en cualquier parte del líquido (superficie o
interior). El ejemplo lo tenemos en el agua, a medida que la calentamos la evaporación
aumenta y llega un momento en el que salen burbujas de vapor de agua de cualquier
parte del líquido y de forma tumultuosa (desordenadamente).
Condensación y Licuefacción: Son los cambios del estado gaseoso o vapor al líquido.
Si se trata de vapor que cambia a líquido recibe el nombre de condensación, siendo el
proceso inverso a la vaporación por
ejemplo: las nubes al precipitarse en
forma de lluvia. Si es un gas que se
transforma en líquido se le denomina
licuefacción, como cuando el oxígeno,
que es un gas, se convierte en líquido
para fines medicinales.
Sublimación: Es el proceso que
consiste en el cambio de estado de la
materia sólida al estado gaseoso sin
pasar por el estado líquido. Al proceso
inverso se le denomina sublimación
inversa; es decir, el paso directo del
estado gaseoso al estado sólido. Un
ejemplo clásico de sustancia capaz de
A una determinada temperatura determinada se produce el paso de líquido a gas en todo el volumen del líquido, el proceso se denomina ebullición. Cualquier partícula del interior o de la superficie adquiere suficiente energía para escapar de sus vecinas, la energía se la proporciona la fuente calorífica que le ha llevado a
dicha temperatura.
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sublimarse es el hielo seco. Ejemplo: la sublimación del yodo y la naftalina.
Es importante hacer notar que en todas las transformaciones de fase de las sustancias,
éstas no se transforman en otras sustancias, solo cambia su estado físico.
Las diferentes transformaciones de fase de la materia, en este caso las del agua son
necesarias y provechosas para la vida y el sustento del hombre cuando se desarrollan
normalmente.
Los cambios de estado están divididos generalmente en dos tipos: progresivos y
regresivos. Cambios progresivos: Vaporización, fusión y sublimación progresiva.
Cambios regresivos: Condensación, solidificación y sublimación regresiva.
La siguiente tabla indica cómo se denominan los cambios de estado:
Inicial \ Final Sólido Líquido Gas
Sólido
Fusión
sublimación, sublimación progresiva o sublimación directa
Líquido Solidificación
evaporación o ebullición
Gas Sublimación inversa,
regresiva o deposición Condensación y licuefacción
(licuación) También se puede ver claramente con el siguiente gráfico:
Fig.2.4. Cambios de Estado Físico de la Materia.
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Temperatura del Cambio de Estado
Mientras tiene lugar un cambio de estado, la temperatura no varía se mantiene constante
hasta que el cambio de estado se complete.
- El cambio de estado de sólido a líquido (fusión) tiene lugar a la temperatura de fusión
que coincide con la temperatura de solidificación (cambio de estado de líquido a
sólido, solidificación).
- El cambio de estado de líquido a gas que ocurre de forma tumultuosa tiene lugar a la
temperatura de ebullición y coincide con la temperatura de condensación (gas a
líquido).
Mientras dure el cambio de estado, la energía implicada (calentando o enfriando) se utiliza
en cambiar el estado de agregación de las partículas, manteniéndose constante la
temperatura (la energía cinética media de las partículas no varía).
Punto de Fusión:
El punto de fusión es la temperatura a la cual la materia pasa de estado sólido a estado
líquido, es decir, se funde.
El punto de fusión es la temperatura a la cual se encuentra el equilibrio de fases sólido
- líquido, es decir la materia pasa de estado sólido a estado líquido, se funde. Cabe
destacar que el cambio de fase ocurre a temperatura constante. El punto de fusión es
una propiedad intensiva.
A diferencia del punto de ebullición, el punto de fusión de una sustancia es poco
afectado por la presión y, por lo tanto, pueden ser utilizado para caracterizar
compuestos orgánicos y para comprobar su pureza.
El punto de fusión de una sustancia pura es siempre más alto y tiene una gama más
pequeña de variación que el punto de fusión de una sustancia impura. Cuanto más
impura sea, más bajo es el punto de fusión y más amplia es la gama de variación.
Eventualmente, se alcanza un punto de fusión mínimo. El cociente de la mezcla que da
lugar al punto de fusión posible más bajo se conoce como el punto eutéctico,
perteneciente a cada átomo de temperatura de la sustancia a la cual se someta a
fusión.
El punto de fusión de un compuesto puro, en muchos casos se da con una sola
temperatura, ya que el intervalo de fusión puede ser muy pequeño (menor a 1º). En
cambio, si hay impurezas, éstas provocan que el punto de fusión disminuya y el
intervalo de fusión se amplíe. Por ejemplo, el punto de fusión del ácido benzoico puro es
124 °C y el punto de fusión del ácido benzoico impuro podría ser entre 117° – 120°C.
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Al efecto de fundir un metal se le llama fusión (no podemos confundirlo con el punto de
fusión). También se suele denominar fusión al efecto de licuar o derretir una sustancia
sólida, congelada o pastosa, en líquida.
En la mayoría de las sustancias, el punto de fusión y de congelación, son iguales. Pero
esto no siempre es así: por ejemplo, el agar-agar se funde a 85 °C y se solidifica a partir
de los 31 °C a 40 °C; este proceso se conoce como histéresis.
Resumiendo:
Punto de Ebullición:
El punto de ebullición es aquella temperatura en la cual la materia cambia de estado
líquido a gaseoso, es decir se ebulle. Expresado de otra manera, en un líquido, el punto
de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la
presión del medio que rodea al líquido. En esas condiciones se puede formar vapor en
cualquier punto del líquido.
La temperatura de una sustancia o cuerpo depende de la energía cinética media de las
moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción
de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión
superficial y escapar. Este incremento de energía constituye un intercambio de calor que
da lugar al aumento de la entropía del sistema (tendencia al desorden de las partículas
que lo componen).
El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las
fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia
es covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo
permanente - dipolo inducido o puentes de hidrógeno).
En general, la definición formal de punto de ebullición es aquella temperatura en la
cual la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del medio en el que se
encuentra. Coloquialmente, se dice que es la temperatura a la cual la materia cambia del
estado líquido al estado gaseoso.
El punto de ebullición no puede elevarse en forma indefinida. Conforme se aumenta la
presión, la densidad de la fase gaseosa aumenta hasta que, finalmente, se vuelve
indistinguible de la fase líquida con la que está en equilibrio; ésta es la temperatura
crítica, por encima de la cual no existe una fase líquida clara. El helio tiene el punto
normal de ebullición más bajo (4.2 kPa) de los correspondientes a cualquier sustancia, y
el carburo de tungsteno, uno de los más altos (6300 kPa).
PUNTO DE FUSIÓN: Temperatura que permanece constante mientras el sistema
cambia de estado SÓLIDO a estado LÍQUIDO. Depende de la presión del sistema.
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Resumiendo:
Punto de Sublimación:
El punto de sublimación de una sustancia es aquella temperatura a la cual dicho
compuesto pasa de la fase sólida a la fase gas directamente, sin pasar por la fase
líquida, mediante el mecanismo de sublimación. Algunos sólidos, como el yodo o la
quinina, experimentan dicha transición de fase. Termodinámicamente suele ser una
transición favorable debido al gran incremento de entropía que conlleva.
Fig.2.5. Puntos de fusión(en azul) y puntos de ebullición (en
rosado) de los ocho primeros ácidos carboxilicos (°C).
PUNTO DE EBULLICIÓN: Temperatura que permanece constante mientras el sistema
cambia de estado LÍQUIDO a estado GASEOSO. Depende de la presión del sistema.
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Teoría Cinético Molecular:
La Teoría Cinético Molecular (TCM) se basa en las siguientes hipótesis:
• Las sustancias están formadas por moléculas.
• Entre molécula y molécula no hay nada, es decir existe vacío.
• Las moléculas están en continuo movimiento, aumentando la velocidad de estas
cuando aumenta la temperatura.
Fig. 2.5. Relación entre Entropía y Temperatura.
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A. A. Modelo del Sólido Según la TCM: :
Según la TCM, un sólido es aquel en el que las
moléculas están juntas y ordenadas, pero en continuo
movimiento de vibración. Como consecuencia de esto
los sólidos tienen volumen y forma fijos.
Los sólidos se dilatan y se contraen al variar la
temperatura. No se pueden comprimir.
.
B. B. Modelo del Líquido Según la TCM: :
Según la TCM, un líquido es aquel en el que las
moléculas están juntas, pero desordenadas en
continuo movimiento de vibración y rotación.
Todo esto. es debido a que las fuerzas entre las
moléculas son más débiles que en el estado sólido.
Los líquidos tienen volumen propio (no varía), pero
pueden fluir y adoptar la forma del recipiente.
No pueden contraerse y expandirse.
C. C. Modelo del Estado Gaseoso Según la TCM: :
Según la TCM, en el estado gaseoso las moléculas están muy separadas, en continuo
movimiento, por lo que chocan unas contra otras, y
con las paredes del recipiente que contiene el gas, por
lo que decimos que los gases ejercen presión.
Las partículas de los gases se mueven en línea recta,
cambiando su dirección cuando se produce choques.
El tiempo que dura un choque es mucho menor que el
espacio de tiempo que transcurre entre dos choques
sucesivos en una molécula.
Los gases poseen forma y volumen variable, se
comprimen con facilidad y se expanden
continuamente.
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La teoría cinética de los gases explica las características y propiedades de la materia en
general, y establece que el calor y el movimiento están relacionados, que las partículas de
toda materia están en movimiento hasta cierto punto y que el calor es una señal de este
movimiento.
La teoría cinética de los gases considera que los gases están compuestos por las
moléculas, partículas discretas, individuales y separadas. La distancia que existe entre estas
partículas es muy grande comparada con su propio tamaño, y el volumen total ocupado por
tales corpúsculos es sólo una fracción pequeña del volumen ocupado por todo el gas. por
tanto, al considerar el volumen de un gas debe tenerse en cuenta en primer lugar un espacio
vacío en ese volumen.
El gas deja muchos espacios vacíos y esto explica la alta comprensibilidad, la baja densidad
y la gran miscibilidad de unos con otros.
Hay que tener en cuenta que:
1. No existen fuerzas de
atracción entre las moléculas
de un gas.
2. Las moléculas de los gases
se mueven constantemente en
línea recta por lo que poseen
energía cinética.
3. En el movimiento, las
moléculas de los gases
chocan elásticamente unas
con otras y con las paredes
del recipiente que las contiene
en una forma perfectamente
aleatoria.
4. La frecuencia de las colisiones
con las paredes del recipiente
explica la presión que ejercen
los gases.
5. La energía de tales partículas
puede ser convertida en calor
o en otra forma de energía.
pero la energía cinética total
de las moléculas permanecerá
constante si el volumen y la
temperatura del gas no varían; por ello, la presión de un gas es constante si la
temperatura y el volumen no cambian.
.
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Elemento Compuesto MezclaElemento Compuesto Mezcla
Clasificación de la Materia:
A. Materia heterogéneo
Es una mezcla de sustancias
en más de una fase o que son
físicamente distinguibles.
EJEMPLO: mezcla de agua
y aceite.
B. Materia homogénea:
Constituido por una sola
sustancia o por varias que se
encuentran en una sola fase
EJEMPLO: mezcla de sal
(cloruro de sodio) y agua.
B.1. Solución:
Es un material homogéneo constituido por más de una sustancia. Son transparentes,
estables y no producen precipitaciones. Una característica muy importante es la
composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los mismos
componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción
de aquellos.
EJEMPLO: las gaseosas.
B.2. Sustancia Pura:
Es un material homogéneo cuya
composición química es invariable.
EJEMPLO: alcohol etílico o etanol.
1. Elemento:
Sustancia conformada por una
sola clase de átomos
EJEMPLO: nitrógeno gaseoso
(N2), la plata (Ag)
Fig. 2.1. Organizador visual de materia
homogénea
Fig. 2.2. Elemento, compuesto y mezcla.
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2. Compuesto:
Sustancia conformada por varias clases de átomos.
EJEMPLO: dióxido de carbono (CO2), agua (H2O).
¿Qué cambios o fenómenos se presentan en la materia?
Se denominan cambios o fenómenos a las alteraciones surgidas en la naturaleza de una
sustancia como consecuencia de diferentes acciones.
Se pueden dividir en:
A. Cambio o Fenómeno Físico: Cambio que sufre la materia en su estado, volumen o
forma sin alterar su composición.
Son los cambios temporales y reversibles, lo que significa que el cuerpo puede volver a su
estado inicial después que haya cesado la energía que produjo el cambio.
Tienen lugar sin que se altere la estructura y composición de la materia, es decir, las
sustancias puras que la componen son las mismas antes y después del cambio.
Son procesos en los que no cambia la naturaleza de las sustancias ni se forman otras
nuevas.
EJEMPLOS: los cambios de estado físico de la materia, las mezclas químicas (mezcla de
cloruro de sodio y agua), etc.
Cambios de estado:
Si aplicamos una
fuente de calor de
forma constante, el
agua hierve y se
transforma en vapor
de agua (la sustancia
implicada en el
proceso es agua que,
en un caso está
líquida y en el otro
está gaseosa).
En la fusión del hielo,
el agua pasa de
estado sólido a líquido,
pero su composición
permanece inalterada.
Fig. 2.6. Evaporación del Agua
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Mezclas:
Si disolvemos sal en agua observaremos que la sal se
disuelve fácilmente en agua y la disolución resultante
presenta un gusto salado. Las sustancias iniciales (sal y
agua) siguen presentes al final; este hecho es demostrable
pues si calentamos la disolución hasta que hierva el agua,
nos queda la sal en el fondo.
B. Cambio o Fenómeno Químico: Es el cambio en la
naturaleza de la materia, variación en su composición.
Son los cambios que se dan como resultado de la formación de sustancias nuevas y que
implican modificaciones en la composición o en la estructura interna de la sustancia.
En un cambio químico ocurre una reacción química, es decir, se altera la estructura y
composición de la materia: de unas sustancias iniciales se obtienen otras distintas.
EJEMPLO: la combustión (combustión del papel, combustión de la gasolina), las corrosión u
oxidación (la oxidación del hierro).
Combustión:
Si quemamos un papel, se transforma en
cenizas y, durante el proceso, se desprende
humo. Inicialmente, tendríamos papel
(celulosa) y oxígeno (O2); al concluir el
cambio químico tenemos cenizas, dióxido de
carbono (CO2), vapor de agua (H2O) y
monóxido de carbono (CO), sustancias
diferentes a las iniciales.
Corrosión u Oxidación:
Si dejamos un trozo de hierro a la intemperie,
se oxida y pierde sus propiedades iniciales.
Las sustancias iniciales serían hierro (Fe) y
oxígeno (O2), la sustancia final es óxido de
férrico (Fe2O3), con unas propiedades totalmente diferentes a las de las sustancias
iniciales.
En general, todo cambio químico
implica una reacción química.
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¿Qué es una reacción química?
Una reacción química es todo cambio o transformación en la naturaleza íntima de una sustancia por
acción de otra, o de alguna forma de energía. Es un fenómeno o proceso en donde se transforma una
o más sustancias en otras totalmente diferentes.
Toda reacción química implica un cambio en su composición y se considera que va acompañado de
la formación o del rompimiento de los enlaces químicos.
Entonces, una reacción química viene a ser el proceso en el que una o más sustancias (los
reactivos) se transforman en otras sustancias diferentes (los productos de la reacción). Esto implica
un reagrupamiento de los átomos o de los iones para formar una nueva sustancia.
Ejemplo:
Las propiedades del NaCl y del H2O son totalmente diferentes a las del ácido HCl y de la base
NaOH.
Otro ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
¿Cómo podemos verificar o identificar una reacción química?
Experimentalmente podemos verificar o identificar si se produce una reacción química cuando:
Ocurren cambios en el aspecto
físico de las sustancias reaccionantes
(reactivos), tales como el cambio de
color.
Se produce el desprendimiento
de sustancias gaseosas.
Se observa la formación de un
precipitado (sólido insoluble).
Se produce un intercambio de energía, es decir, existe liberación o absorción de calor.
La liberación de calor de una reacción química se nota por el calentamiento espontáneo del material
en donde se realiza la reacción (por ejemplo un tubo de ensayo). Estas reacciones se denominan
reacciones exotérmicas.
La absorción de calor de una reacción química se nota por el enfriamiento espontáneo del material en
donde se realiza. Estas reacciones se denominan reacciones endotérmicas.
¿Cómo se representa una reacción química?
HCl + NaOH NaCl + H2O
Cambio en el aspecto físico.
Formación de precipitados.
Desprendimiento de gases.
Desprendimiento de luz.
Cambios de energía.
Evidencias
de una
Reacción
Química
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Una reacción química es representada en forma abreviada o simbólica a través de una ecuación
química.
Toda ecuación química presenta los siguientes miembros:
(1) Reactantes: Son las sustancias originales,
es decir las sustancias que van a sufrir algún
cambio o transformación.
(2) Productos: Son las sustancias finales, es
decir las sustancias que se han originado por acción
de la energía.
Fig. 2.7. Síntesis del Amoníaco
A + B C + D
REACTANTES PRODUCTOS
o REACTIVOS
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II. ACTIVIDADES
2.1. ¿Qué diferencias existe entre un fenómeno físico y uno químico?
2.2. ¿Qué tipo de fenómeno ocurre en los siguientes casos? (físico o químico)
SITUACIÓN FENÓMENO
1) Sancochar una papa.
2) Calentar un clavo.
3) Quemar un papel.
4) Freír un huevo.
5) Endulzar una taza de café con azúcar blanca.
6) Cortar un pedazo de carne en trocitos.
7) Preparar jugo de papaya.
8) Las enzimas digestivas actúan sobre los alimentos que ingerimos.
9) Preparar una taza de café.
10) La oxidación de un clavo de hierro.
11) La fotosíntesis.
12) Cortar un trozo de queso.
13) Hervir medio litro de agua.
14) La condensación de vapor de agua.
15) Disolver una cucharadita de sal en un vaso de agua.
16) La destrucción de la capa de ozono.
17) La dilatación de un metal.
18) La destilación del alcohol.
19) La oxidación de un metal.
20) Formación de la lluvia ácida.
21) La digestión de los alimentos.
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2.3. Señala en las siguientes situaciones si se trata elemento, compuesto:
2.4 ¿Qué son propiedades intensivas y extensivas? Menciona dos propiedades de cada tipo.
2.5 ¿Qué diferencia existe entre mezcla y combinación? Menciona un ejemplo de cada uno.
2.6. ¿Qué diferencia existe entre gas y vapor? Menciona un ejemplo de cada uno.
2.7 ¿De qué está hecha la materia? Utiliza un organizador visual para presentar tu respuesta.
2.8. ¿Cual son los estados de agregación de la materia que tienen el mayor y menor cohesión de partículas?
22) La descomposición de la luz
23) La fermentación de la sacarosa.
24) La descomposición del agua.
25) La corrosión de un metal.
26) Una manzana se pudre.
27) El yodo sublima.
28) Un trozo de carbón arde.
29) Destilamos una disolución de agua y sal
separando el agua de la sal.
30) Obtención de vino por fermentación del mosto de
uva.
31) Hidrógeno y oxígeno se combinan para dar agua.
32) Mezclamos café con leche.
Especie Tipo Especie Tipo
H2SO4 Cl2
C SO3
NaHCO3
(bicarbonato de sodio) NH3 (amoníaco)
H NaCl
H2O O3 (ozono)
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2.9. Señala la diferencia entre ebullición y evaporación.
2.10. Define sublimación (con ejemplo), centrifugación, líquidos inmiscibles (con ejemplo), fusión y condensación. 2.11. ¿Cómo sabemos cuándo ha ocurrido una reacción química?
2.12. ¿Qué es la capa de ozono? ¿Cuál es su finalidad?
2.13. ¿Cómo se produce la destrucción de la capa de ozono? ¿Cuál es el
fundamento químico? ¿Qué consecuencias acarrea esto?
2.14. ¿Qué es la lluvia ácida? ¿Cómo se produce (fundamento químico)? ¿Qué
consecuencias acarrea esto?
2.15. Definir los siguientes términos:
a) Dilatación d) Putrefación
b) Oxidación e) Descomposición
c) Fermentación f) Destilación
2.16. Explicar lo siguiente (fundamento químico):
a) Corrosión de un metal d) Digestión de los alimentos
b) Descomposición del agua e) Cocción de los alimentos
c) Descomposición de la luz f) Destilación
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TEMA N° 3
E S T R U C T U R A A T Ó M I C A
I. MARCO TEÓRICO
Toda la materia está constituida por átomos. El átomo es la cantidad más pequeña de un elemento
que conserva sus propiedades químicas. El átomo es la cantidad más pequeña de un elemento que
conserva sus propiedades químicas. Los compuestos químicos se forman por la combinación de los
átomos de los distintos elementos.
¿Qué son los átomos?
Un átomo es la cantidad menor de un elemento químico que tiene existencia propia y que está
considerada como indivisible. El átomo está formado por un núcleo con protones y neutrones y por
varios electrones orbitales, cuyo número varía según el elemento químico. El núcleo atómico está
compuesto por protones y neutrones. Los protones tienen una carga energética positiva, mientras que
los neutrones no presentan carga. La diferencia entre los distintos elementos químicos está dada por
la cantidad de protones y neutrones de sus átomos. Por otra parte, la cantidad de protones que
contiene el núcleo de un átomo recibe el nombre de número atómico.
El átomo también es denominado como la partícula fundamental, gracias a su característica de no
poder ser dividido mediante procesos químicos. A partir de los siglos XVI y XVII, con el desarrollo de
la química, la teoría atómica comenzó a avanzar con certezas que, hasta entonces, eran imposibles
de obtener. Los químicos lograron descubrir que cualquier líquido, gas o sólido podía descomponerse
en distintos elementos o constituyentes últimos (por ejemplo, cada molécula de agua está formada
por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno: H2O). John Dalton fue quien demostró que los
átomos se unían entre sí de acuerdo a ciertas proporciones definidas. Sin embargo, también han
existido otros investigadores que, de manera profunda e intensa, han dejado su huella en el estudio y
análisis de los átomos. Este sería el caso, por ejemplo, del científico británico Joseph John Thomson.
Este pasó a la historia no sólo como el inventor del espectómetro de masa sino también como el
descubridor de dos elementos fundamentales: los isótopos y el electrón. El físico neozelandés Ernest
Rutherford, el danés Niels Bohr o el francés Louis-Victor de Broglie son otros de los científicos que, a
lo largo de la historia, han desarrollado sus propias teorías y modelos atómicos con más o menor
acierto y aceptación por parte de la comunidad científica. En este caso es importante subrayar
el papel del último físico citado ya que en el año 1929 obtuvo el Premio Nobel por haber conseguido
descubrir la naturaleza ondulatoria de lo que es el electrón.
Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y masa son
del orden de la billonésima parte de un metro y cuatrillonésima parte de un gramo. Solo pueden ser
observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto túnel. Más de un
99,94% de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general repartida de manera
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aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El núcleo de un átomo puede ser inestable y
sufrir una transmutación mediante desintegración radioactiva. Los electrones en la nube del átomo
están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y determinan las propiedades químicas
del mismo. Las transiciones entre los distintos niveles dan lugar a la emisión o absorción de radiación
electromagnética en forma de fotones, y son la base de la espectroscopia.
El átomo está constituido por unas 200 sub-partículas fundamentales diferentes de las cuales se han
identificado aproximadamente unas 35 partículas subatómicas, muchas de las cuales son inestables.
De toda la serie de partículas subatómicas, los protones, neutrones y electrones son las más
importantes.
. ¿Qué estructura presenta un átomo?
Como ya se había mencionado anteriormente, el átomo está formado por un núcleo que lo
conforman fundamentalmente protones y neutrones, y por una corteza o nube electrónica que se
encuentra alrededor de dicho núcleo, en donde se encuentran los electrones.
1. El Núcleo:
Es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que
no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es
aproximadamente igual a la de un neutrón. Todos los átomos de un elemento químico tienen en el
núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de
los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
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2. La Corteza Electrónica o Nube Electrónica:
Es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos,
ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 1836
veces menor que la de un protón. Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual
número de protones que de electrones. Así, el número atómico Z también coincide con el número de
electrones.
La nube de carga electrónica constituye casi todo el volumen del átomo, pero sólo representa una
pequeña parte de su masa.
¿Qué son subpartículas o partículas subatómicas?
Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una partícula
elemental o una compuesta, a su vez, por otras partículas subatómicas, como son los quarks, que
componen los protones y neutrones. No obstante, existen otras partículas subatómicas, tanto
compuestas como elementales, que no son parte del átomo, como es el caso de
los neutrinos y bosones.
La mayoría de las subpartículas elementales que se han descubierto y estudiado no pueden
encontrarse en condiciones normales en la Tierra, generalmente porque son inestables (se
descomponen en subpartículas ya conocidas), o bien, son difíciles de producir de todas maneras.
Estas subpartículas, tanto estables como inestables, se producen al azar por la acción de los rayos
cósmicos al chocar con átomos de la atmósfera, y en los procesos que se dan en los aceleradores de
partículas, los cuales imitan un proceso similar al primero, pero en condiciones controladas. De esta
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manera, se han descubierto docenas de partículas subatómicas, y se teorizan cientos de otras más.
Ejemplos de partícula teórica es el gravitón; sin embargo, esta y muchas otras no han sido
observadas en aceleradores de partículas modernos, ni en condiciones naturales en la atmósfera (por
la acción de rayos cósmicos).
Como partículas subatómicas, se clasifican también las subpartículas virtuales, que son partículas
que representan un paso intermedio en la desintegración de una partícula inestable, y por tanto,
duran muy poco tiempo.
Los primeros modelos atómicos consideraban básicamente tres tipos de partículas
subatómicas: protones, electrones y neutrones. Más adelante el descubrimiento de la estructura
interna de protones y neutrones, reveló que estas eran subpartículas compuestas. Además el
tratamiento cuántico usual de las interacciones entre las partículas comporta que la cohesión del
átomo requiere otras subpartículas bosónicas como los piones, gluones o fotones.
Los protones y neutrones por su parte están constituidos por quarks. Así un protón está formado por
dos quarks arriba y un quark abajo. Los quarks se unen mediante partículas llamadas gluones.
Existen seis tipos diferentes de quarks (Arriba, Abajo, Fondo, Cima, Extraño y Encanto). Los protones
se mantienen unidos a los neutrones por el efecto de los piones, que son mesones compuestos
formados por parejas de quark y antiquark (a su vez unidos por gluones). Existen también otras
subpartículas elementales que son responsables de las fuerzas electromagnética (los fotones) y la
nuclear débil (los neutrinos y los bosones W y Z).
Los electrones, que están cargados negativamente, tienen una masa 1/1836 de la del átomo
de hidrógeno, proviniendo el resto de su masa del protón. El número atómico de un elemento es el
número de protones (o el de electrones si el elemento es neutro). Los neutrones por su parte son
partículas neutras con una masa muy similar a la del protón. Los distintos isótopos de un mismo
elemento contienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. El número
másico de un elemento es el número total de protones más neutrones que posee en su núcleo.
¿Qué subpartículas tiene un átomo?
A pesar de que átomo significa ‘indivisible’, en realidad está formado por varias partículas
subatómicas.
El átomo está constituido por unas 200 subpartículas diferentes llamadas también partículas
subatómicas, de las cuales se han identificado aproximadamente unas 35 subpartículas, muchas de
las cuales son inestables. De toda la serie de partículas subatómicas, los protones, neutrones y
electrones son las que se centrarán en nuestro estudio.
El átomo contiene protones, neutrones y electrones, con la excepción del hidrógeno, que no contiene
neutrones, y del catión hidrógeno o hidrón, que no contiene electrones. Los protones y neutrones del
átomo se denominan nucleones, por formar parte del núcleo atómico.
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1. Protón:
Descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX, el protón es una partícula elemental que
constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico,
denominado número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión.
Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones.
Los protones tienen una masa de 1,67 · 10−27
kg, 1836 veces la del electrón, y una carga positiva
opuesta a la de este.
2. Neutrón:
Partícula elemental que constituye parte del núcleo de los átomos. Fueron descubiertos en 1930 por
dos físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del neutrón es ligeramente superior
a la del protón, pero el número de neutrones en el núcleo no determina las propiedades químicas del
átomo, aunque sí su estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión de
radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del
núcleo, desintegrándose para dar un protón, un electrón y un antineutrino.
Los neutrones tienen un masa de 1,69 · 10−27
kg, 1839 veces la del electrón, y no poseen carga
eléctrica.
Las masas de ambos nucleones son ligeramente inferiores dentro del núcleo, debido a la energía
potencial del mismo; y sus tamaños son similares, con un radio del orden de 8 · 10-16
m o
0,8 femtómetros (fm).
3. Electrón:
Es la subpartícula fundamental más ligera del átomo, que constituye parte de cualquier átomo,
descubierta en 1897 por J. J. Thomson. Los electrones de un átomo giran en torno a su núcleo,
formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces menor que la del
protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. En condiciones normales un átomo tiene el mismo
número de protones que electrones, lo que convierte a los átomos en entidades
eléctricamente neutras. Si un átomo capta o pierde electrones, se convierte en un ion.
El electrón es la partícula más ligera de cuantas componen el átomo, con una masa de 9,11 ·
10−31
kg. Tiene una carga eléctrica negativa, cuya magnitud se define como la carga eléctrica
elemental, y se ignora si posee subestructura, por lo que se lo considera una partícula elemental.
Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de la fuerza electromagnética. Esta
fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostático alrededor del núcleo, lo que hace necesaria
una fuente de energía externa para liberarlos. Cuanto más cerca está un electrón del núcleo, mayor
es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la energía necesaria para que escape.
Todas las sustancias contienen electrones y muchas transformaciones químicas son el resultado del
intercambio o apareamiento de electrones entre los átomos.
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Los electrones, particularmente los más externos, determinan la mayoría de las propiedades
mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos.
Todo ATOMO es eléctricamente neutro. Esto es debido a que el número de cargas negativas
determinadas por los electrones es igual al número de cargas positivas, determinadas por los
protones. Así:
Hay que tomar en cuenta que entre partículas de igual carga se rechazan y de diferente carga existe
atracción. Es por ello que se explica la atracción de los electrones hacia el núcleo donde están
protones.
#e- = #p+
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Identificación de átomos
Todo átomo se identifica gracias al número atómico (Z) y al número de masa (A).
1. Número Atómico (Z):
Es igual al número de electrones o protones de un átomo.
.
2. Número de Masa (A):
Es igual al número de protones y neutrones de un átomo.
.
Representación del átomo de un elemento
Todo átomo se identifica gracias al
número atómico (Z) y al número de
masa (A).
Ejemplo 1:
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Ejemplo 2:
Tipos de átomos
Todo átomo se identifica gracias al número atómico (Z) y al número de masa (A).
1. Isótopos:
Son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (Z) y diferente número de masa
(A).
Esta diferencia en el número de masa de
debe al diferente número de neutrones
entre los diferentes isótopos, ya que esa
diferencia afectará al número de masa (A)
de cada uno. Recuerden que el número
de protones es el mismo debido a que
tienen el mismo número atómico (Z).
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Ejemplo 1: Isótopos del hidrógeno
La diferencia de neutrones se puede apreciar en el número que está colocado a la derecha del
símbolo de cada isótopo.
También se puede apreciar en el siguiente esquema:
Ejemplo 2: Isótopos del cloro
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2. Isóbaros:
Son átomos de distintos elementos que tienen por obvias razones, diferente número atómico (Z) ,
pero tienen el mismo número de masa (A) entre sí.
Ejemplo 1: Isóbaros entre potasio y calcio
Ejemplo 2: Isóbaros entre argón y calcio
3. Isótonos:
Son átomos de distintos elementos que tienen diferente número atómico (Z) y diferente número de
masa (A), pero poseen el mismo número de neutrones.
Ejemplo 1: Isótonos entre sodio y magnesio
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4. Isoelectrónicos:
Son átomos que tienen igual número de electrones.
Ejemplo 1:
Elementos de Distribución Electrónica
Los electrones se encuentran distribuídos en la corteza electrónica dentro de niveles de energía,
subniveles de energía y orbitales.
1. Niveles de Energía:
Alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía por donde circulan los electrones:
- En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones.
- En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.
- En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.
- En la cuarta capa se sitúan, como máximo, 32 electrones.
- En la quinta capa se sitúan, como máximo, 32 electrones.
- En la sexta capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.
- En la séptima capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.
El número de niveles o capas de cada átomo depende del número de electrones que posean los
mismos.
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Ejemplos:
2He Tiene sólo 2 electrones. Se sitúan en la primera
capa. Se representa como (2). Las capas se colocan
entre paréntesis y se separan por comas.
10Ne -> (2,8)
18Ar -> (2,8,8)
11Na -> (2,8,1)
15P -> (2,8,5)
A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones de valencia y, al
nivel que ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los responsables de las propiedades
químicas de las sustancias.
2. Subniveles de Energía:
Los subniveles de energía se encuentran dentro de los niveles de energía y son de cuatro tipos:
subnivel s, subnivel p, subnivel d y subnivel f:
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En un orbital s pueden caber 0, 1 o 2 electrones, pero no más.
En un orbital p pueden caber 0, 1, 2, 3, 4, 5 o 6 electrones, pero no más.
Y así sucesivamente.
.
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3. Orbitales Atómicos:
Es aquel que se encuentra ubicado dentro de un subnivel y en donde existe la mayor probabilidad de
encontrar a un electrón. Cada orbital tiene una capacidad máxima de 02 electrones.
Existen diferentes tipos de orbitales.
Estos son:
3.1. Orbital tipo s: Tienen foma
esférica
La extensión de este orbital depende del
valor del nivel de energía.
Así, un orbital 3s tiene la misma forma
pero es mayor que un orbital 2s
3.2. Orbital tipo p: Tienen forma de doble pera. Comienzan en el segundo nivel de energía
(n=2). Se encuentran dentro del subnivel p, por lo que son 3 orbitales p diferentes,
denominados px, py y pz, para poder albergar a 6 electrones que posee dicho subnivel,
teniendo, como ya se dijo anteriormente, 2 electrones en cada orbital como máximo.
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4.
La unión de los 3 orbitales p toma una foma parecida al siguiente esquema:
3.3. Orbital tipo d: Comienzan en el tercer nivel de energía (n=3). Se encuentran dentro del
subnivel d, por lo que son 5 orbitales d diferentes para poder albergar a 10 electrones que
posee dicho subnivel.
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La unión de los 5 orbitales d toma una forma parecida al siguiente esquema:
3.4. Orbital tipo f: Comienzan en el cuarto nivel de energía (n=4). Se encuentran dentro del
subnivel f, por lo que son 7 orbitales d diferentes para poder albergar a 14 electrones que
posee dicho subnivel.
En la siguiente tabla podemos apreciar la coherencia entre nivel , subnivel y orbitales atómicos:
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Configuración Electrónica
Antes debemos revisar algunas reglas importantes, tales como:.
1. Principio de Aufbau:
Cada electrón ocupa el orbital disponible con energía más baja.
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De acuerdo a esto se puede señalar lo siguiente:
a) Todos los orbitales relacionados con un subnivel de energía son de igual energía.
Ejem. Los tres orbitales 2p tienen la misma energía.
b) En átomos con múltiples electrones, los subniveles de energía dentro de un nivel principal tienen
energía diferente.
Ejem. Los orbitales 2p tienen energía más alta que el orbital 2s.
c) Según la cantidad de energía, la secuencia de los subniveles en un nivel principal es s, p, d y f.
d) Los orbitales relacionados con subniveles de energía de un nivel principal pueden superponerse
a los orbitales relacionados con los subniveles de energía de otro nivel principal.
Ejem. 4s tiene menor energía que los cinco orbitales relacionados con el subnivel 3d
2. Principio de Exclusión de Pauli:
Un máximo de dos electrones pueden ocupar un mismo orbital atómico pero solamente si los
electrones tienes spin opuesto. Se refiere a spin opiuesto en el setido de cada el par de electrones
que comparten el mismo orbital, deben girar en sentido contrario entre sí.
.
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3. Principio de Hund:
Los electrones cuyo giro es igual deben ocupar todos los orbitales que tienen igual energía antes que
los electrones con giro opuesto puedan ocupar los mismos orbitales.
Ejemplo:
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4. Configuración Electrónica:
Señala el nivel principal, el subnivel y el número de electrones de cada subnivel como un superíndice.
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La regla del serrucho tiene coherencia con lo establecido en el principio de Aufbau.
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II. ACTIVIDADES
1. Elabora la configuración electrónica de los siguientes elementos:
Rb
I
As
Br
Fe
Mg
Pb
2. Para el elemento ALUMNIO hallar: 1. Configuración electrónica 2. Diagrama Orbital 3. Número de electrones por cada nivel 4. Esquema básico 5. Electrones de valencia
3. Para el elemento AZUFRE hallar: 6. Configuración electrónica 7. Diagrama Orbital 8. Número de electrones por cada nivel 9. Esquema básico 10. Electrones de valencia
4. Completa el siguiente cuadro:
Elemento Símbolo Z A e- p
+ n
0
50 119
26 30
19 20
101 44
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TEMA N° 4
M O L É C U L A S
I. FUNDAMENTO TEÓRICO
¿ Qué son MOLÉCULAS?
Una molécula es una agrupación estable de por lo menos 02 átomos en un arreglo definido que
se mantienen unidos por medio de fuerzas químicas llamadas enlaces químicos. Es la partícula
más pequeña de un compuesto, capaz de existir en forma independiente.
La molécula es la partícula más pequeña que presenta todas las propiedades físicas y químicas
de una sustancia, y se encuentra formada por dos o más átomos. Los átomos que forman las
moléculas pueden ser iguales (como ocurre con la molécula de oxígeno, que cuenta con dos
átomos de oxígeno) o distintos (la molécula de agua, por ejemplo, tiene dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno).
Las moléculas se encuentran en constante movimiento, y esto se conoce como vibraciones
moleculares (que pueden ser de tensión o de flexión). Sus átomos se mantienen unidos gracias
a que comparten o intercambian electrones. Cabe destacar que las moléculas pueden
ser neutras o presentar carga eléctrica. En este último caso, se las denomina ion-molécula o ion
poliatómico.
Las moléculas están formadas por 2 o más átomos, pero algunas llegan a contener miles de
átomos.
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También existen moléculas mucho más complejas:
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¿ Qué tipos de MOLÉCULAS existen?
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¿ Cómo se representa una MOLÉCULAS?
Tomemos como ejemplo los componentes del aire:
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TEMA N° 4
I O N E S
I. FUNDAMENTO TEÓRICO
Un átomo está compuesto fundamentalmente por electrones, protones y neutrones, de los cuales
el electrón posee carga negativa (–) y el protón, carga positiva (+). En un átomo el número de
electrones y protones es el mismo, por lo que el número de cargas negativas y positivas en el
átomo es igual. Ahora, al estar igualadas el número de cargas positivas y negativas, éstas se
anulan, por lo que al final resulta en un átomo con cargas balanceadas; así, el átomo es neutro
(eléctricamente neutro).
Ahora, si un átomo gana o pierde electrones, ocurre un desbalance en el número de cargas de
un átomo; aquí aparecen los iones.
Los átomos no alterados son eléctricamente neutros; el número de electrones es el mismo que el
de protones. Un átomo que tiene una carga eléctrica se llama un ión. Puede haber obtenido esta
carga por perder electrones (en cuyo caso la carga es positiva) o por capturar algunos electrones
extra, haciendo la carga negativa.
¿ Qué es un IÓN?
Es la parte minúscula de materia, que está constituida por un átomo que ha ganado o perdido
electrones, razón por la cual el átomo adquiere carga eléctrica, la cual puede ser negativa (si ha
ganado o capturado electrones extra), o positiva (si ha perdido electrones).
Tipos de iones :
1. Aniones o Iones Negativos: Son átomos que han ganado electrones, por lo que adquieren
carga negativa. Los aniones son átomos que han logrado completar 8 electrones en su
última órbita, cargándose negativamente, con un valor numérico igual al número de
electrones que han ganado, dando origen a su única valencia negativa. Esta es una
característica de los átomos no metálicos, también llamados NO METALES.
2. Cationes o Iones Positivos: Son átomos que han perdido electrones, por lo que adquieren
carga positiva. Esta perdida de electrones, normalmente ocurre en la última orbita del
átomo, aunque en algunos casos también de la penúltima órbita, cargándose positivamente,
con un valor numérico igual al número de electrones perdidos, dando origen a la valencia
positiva.
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1
¿Cómo se forman los iones?
El proceso de convertir un átomo en un ión se llama ionización (de aquí el término "energía de
ionización").
Los iones se forman en muchas reacciones químicas. La ionización también puede ser
causada por radiaciones, tal como fotones de alta energía o partículas cargadas. La clave es
impactar los átomos con suficiente energía para sacudir los electrones a su alrededor.
¿Cómo se les nombra a los iones?
Aniones: A los aniones se les nombra haciendo terminar en URO el nombre del átomo del cual
provienen.
Ahora tenemos ejemplos clasificados según su ubicación en la tabla periódica de los elementos:
Fluor: F + 1e– F– Fluoruro
Cloro: Cl + 1e– Cl– Cloruro
Bromo: Br + 1e– Cl– Bromuroº
Yodo: I + 1e– I– Yoduro
Oxígeno: O + 2e– O–2 Oxígeno
Azufre: S + 2e– S–2 Sulfuro
Selenio: Se + 2e– Se–2 Seleniuro
Teluro: Te + 2e– Te–2 Teluro
Nitrógeno: N + 3e– N–3 Nitruro
Fósforo: P + 3e– P–3 Fosfuro
Arsénico: As + 3e– As–3 Arseniuro
–
17 p+
18 nº–
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18 nº+ 1e–
Átomo cloro Cl Ión cloruro Cl–
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17 p+
18 nº–
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–17 p+
18 nº+ 1e–
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17 p+
18 nº–
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–17 p+
18 nº+ 1e–
Átomo cloro Cl Ión cloruro Cl–
HALÓGENOS
Grupo VIIA en la T.P.
ANFÍGENOS
Grupo VIA en la T.P.
NITROGENOIDES
Grupo VA en la T.P.
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2
Carbono: C + 4e– C–4 Carburo
Silicio: Si + 4e– Si–4 Siliciuro
Cationes: En el caso de los cationes la situación es muy variada, debido a que algunos átomos
(elementos) originan un solo catión y otros, origina dos o más cationes.
Átomos que Originan Un Solo Catión: Si un átomo pierde un cierto número fijo de
electrones, pero siempre sólo ese número, ese átomo da origen a un ión positivo o catión; así,
sólo posee una sola valencia positiva (univalentes).
Cationes Univalentes Más Importantes:
Monovalentes: Su valencia es +1
Litio: Li – 1e– Li+ Litio o lítico
Sodio: Na – 1e– Na+ Sodio o sódico
Potasio: K – 1e– K+ Potasio o potásico
Plata: Ag – 1e– Ag+ Plata o argéntico
Divalentes: Su valencia es +2
Calcio: Ca – 2e– Ca+2 Calcio o cálcico
Magnesio: Mg – 2e– S+2 Magnesio o magnésico
Estroncio: Sr – 2e– Se+2 Estroncio o estrónico
Bario: Ba – 2e– Te+2 Bario o bárico
Trivalentes: Su valencia es +3
Aluminio: Al – 3e– Al+3 Aluminio o alumínico
Galio: Ga – 3e– Ga+3 Galio o gálico
CARBONOIDES
Grupo IVA en la T.P.
3 p+
4 nº –
–
–
- 1e–
Átomo litio Li Ión litio o lítico Li+
3 p+
4 nº –
–
–
3 p+
4 nº –
–
–
- 1e–
Átomo litio Li Ión litio o lítico Li+
3 p+
4 nº –
–
–
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3
Átomos que Originan Varios Cationes: Originan dos o más cationes distintos; así, poseen dos
o más valencias positivas distintas (multivalentes o polivalentes).
Caso (a): Si un átomo pierde DOS cantidades distintas pero constantes de electrones,
origina dos cationes distintos, denominándoseles con el sufijo OSO al nombre del átomo
cuando pierde la menor cantidad de electrones, y con el sufijo ICO, cuando el átomo
pierde la mayor cantidad de electrones.
Veamos algunos ejemplos:
Cobre: Cu – 1e– Cu+ Cuproso
Cobre: Cu – 2e– Cu+2 Cúprico
Mercurio: Hg – 1e– Hg+ Mercurioso
Mercurio: Hg – 2e– Hg+2 Mercúrico
Oro: Au – 1e– Au+ Auroso
Oro: Au – 3e– Au+3 Aúrico
Fierro: Fe – 2e– Fe+2 Ferroso
Fierro: Fe – 3e– Fe+3 Férrico
–
26 p+
30 nº–
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Átomo fierro o
hierro Fe
Ión ferroso Fe+2
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Ión férrico Fe+3
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Átomo fierro o
hierro Fe
Ión ferroso Fe+2
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30 nº–
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– 2e–
Ión férrico Fe+3
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4
Caso (b): Si un átomo pierde TRES cantidades distintas pero constantes de electrones,
origina tres cationes distintos, denominándoseles con el prefijo HIPO y el sufijo OSO al
nombre del átomo cuando pierde la menor cantidad de electrones. A los otros dos
mayores se les nombra como en el caso (a).
V
e
a
m
o
s
a
Algunos ejemplos:
Selenio: Se – 2e– S+2 Hiposelenioso
Selenio: Se – 4e– S+4 Selenioso
Selenio: Se – 6e– S+6 Selénico
Caso (c): Si un átomo pierde CUATRO cantidades distintas pero constantes de
electrones, origina cuatro cationes distintos, denominándoseles con el prefijo HIPO y el
sufijo OSO al nombre del átomo cuando pierde la menor cantidad de electrones, y con el
prefijo HIPER o PER y el sufijo ICO cuando el átomo pierde la mayor cantidad de
electrones. A los otros dos mayores se les nombra como en el caso (a).
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– 6e–
Átomo azufre S
Ión hiposulfuroso S+2
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Ión sulfúrico S+6
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Ión sulfuroso S+4
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Átomo azufre S
Ión hiposulfuroso S+2
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Ión sulfúrico S+6
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Ión sulfuroso S+4
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Veamos algunos ejemplos:
Bromo: Br – 1e– Br+ Hipobromoso
Bromo: Br – 3e– Br+3 Bromoso
Bromo: Br – 5e– Br+5 Brómico
Bromo: Br – 7e– Br+7 Perbrómico
Los compuestos iónicos tienen el mismo número de cationes (+) y de aniones (-). Estos iones se
reconocen por sus propiedades de comportamiento similar a la de su grupo en la Tabla
Periódica.
Es de interés estudiar algunos iones que están presentes o que necesita el organismo humano.
En la presente práctica identificarás los iones principales de la familia de los halógenos y del
grupo de los alcalino-térreos.
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Átomo cloro Cl
Ión hipocloroso Cl+1
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Ión perclórico Cl+7
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Ión cloroso Cl+3
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Átomo cloro Cl
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Ión cloroso Cl+3
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¿Qué importancia tienen los iones?
Los iones tienen mucha importancia en la salud humana, así veremos algunos casos:
Calcio:
El calcio ocupa el quinto lugar entre los elementos más abundantes en el cuerpo, representando
el 0,31% de los átomos presentes en el organismo y constituye cerca del 2% del peso del cuerpo
de una persona adulta. Se halla en el cuerpo como el estable ión calcio (Ca+2
).
El calcio es importante en la formación de huesos y dientes, El 99% del calcio en el organismo
se encuentra en huesos y dientes, en la forma de sales minerales incluidas una red de proteínas.
La saliva contiene iones de calcio y fosfato que ayudan constantemente a sustituir los minerales
que se pierden de los dientes. Esto explica porqué los pacientes que sufren cáncer y cuyas
glándulas salivales han sido destruidas por la radioterapia, experimentan un considerablemente
aumento de caries. Éstas se pueden evitar parcialmente, haciendo gárgaras con una solución
supersaturada de fosfato de calcio.
El nivel de calcio en la sangre se controla por una complicada relación en que participan dos
hormonas (parathormona y calcitonina) y vitamina D. El nivel de estas sustancias en la sangre
controla la cantidad de calcio que se absorve en los intestinos, el nivel del ión calcio en la sangre
y la cantidad de calcio depositada en huesos y dientes.
Los iones calcio que no forman parte del esqueleto juegan otros importantes papeles en el
cuerpo. Los iones calcio deben estar presentes en la concentración correcta para permitir la
contracción de los músculos, y son especialmente importantes para mantener la contracción
rítmica del músculo cardíaco. Una concentración de calcio demasiado baja puede detener
completamente la contracción muscular. Los iones calcio afectan la transmisión nerviosa debido
a su efecto estabilizador en la membrana nerviosa. Demasiado calcio en la sangre da por
resultado un amortiguamiento de os impulsos nerviosos y de las reacciones musculares,
haciendo que el paciente no reaccione a los estímulos. Muy poco calcio en la sangre puede dar
lugar a una hiperirritabilidad de nervios y músculos. Bajo esta hiperirritabilidad, el más ligero
estímulo, como ruido fuerte, un acceso de tos o el tacto pueden poner a una persona en un
estado convulsivo. Dicho estado es extremadamente agotador y conducirá pronto a la muerte.
Un nivel específico de iones calcio en el fluido cerebral es especialmente importante para
mantener la temperatura del cuerpo. Una concentración elevada de calcio resultará en un
descenso de la temperatura corporal. Los iones calcio también deberán estar presentes para que
la sangre coagule. Cualquier condición que elimine los iones calcio de la sangre, impedirá que
tenga lugar el proceso de coagulación. Las sanguijuelas, pulgas y otros parásitos que se
alimentan de sangre secretan una sustancia que reacciona con los iones calcio en la sangre,
impidiendo que ésta coagule mientras la toman y digieren. De un modo similar, los iones citrato y
oxalato se combinan con los iones calcio en la sangre recién extraída, disminuyendo el nivel de
calcio en la sangre y deteniendo, por consiguiente, las reacciones de coagulación. A esto se
debe que el citrato de sodio se utiliza como anticoagulante de sangre entera que se ha de usar
en transfusiones.
Además de su papel en el proceso de coagulación, los iones calcio activan una variedad de
enzimas. De hecho, el ión calcio se puede considerar como el coordinador entre los iones
minerales y regula su flujo dentro y fuera de la célula.
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Los productos lácteos constituyen la principal fuente de calcio. Un adulto que toma diariamente
½ litro de leche cumple con los requerimientos diarios de calcio (800 mg). Además de la leche,
son buena fuente de calcio los mariscos y vegetales de hoja verde. Las complejas relaciones que
controlan el nivel de calcio en la sangre pueden ser transformadas por diversos factores,
incluyen un bajo nivel de calcio en la dieta; dietas con un alto contenido de fósforo o proteínas
(que reducen la absorción y retención del calcio) o niveles anormales de vitamina D, calcitonina o
parathormona en la sangre. Muy poca vitamina D en el cuerpo produce raquitismo, enfermedad
que hace que los huesos se ablanden y pierdan su forma. Aunque la vitamina D se forma
naturalmente en el organismo cuando la piel es expuesta a los rayos solares, en algunos países
se le añade una cantidad extra a la leche, para prevenir el raquitismo. No obstante, también está
demostrado que el exceso de vitamina D es dañino como la falta de ésta; produce el
engrosamiento de los huesos y calcificación de tejidos blandos.
La exposición a los iones cadmio puede hacer bajar el nivel de calcio en el cuerpo, causando
una interrupción del metabolismo normal del calcio. Esto produce una grave y dolorosa
descalcificación de los huesos, lo que en ocasiones provoca fracturas múltiples. En muchos
casos, se han reportado que problema era causado por la presencia de iones cadmio (Cd+2
) en
alimentos de origen vegetal irrigados con agua contaminada que descargaban ciertas plantas
industriales.
Fósforo:
El fósforo constituye un elemento básico de las sales inorgánicas de calcio que se encuentran en
huesos y dientes. El 90% de fósforo del cuerpo se halla en huesos y dientes, en forma del ión
fosfato (PO4―3
).
El ión fosfato se forma cuando el ácido fosfórico pierde 3 iones hidrógeno.
Los iones fosfato ácido y diácido actúan como amortiguadores, para mantener el pH apropiado
de los fluidos corporales. El ácido fosfórico también puede reaccionar con grupos funcionales de
alcoholes en compuestos orgánicos y así formar fosfoésteres. Los ésteres orgánicos de fosfatos
se encuentran en los fosfolípidos (que forman las membranas de las células y tejidos nerviosos),
el DNA y RNA (que controlan la herencia y síntesis de proteínas), y las coenzimas (compuestos
que operan en el cuerpo junto con las enzimas). Cuando ciertos ésteres orgánicos de fosfatos
experimentan hidrólisis, se libera una considerable cantidad de energía elevada y son los
compuestos que suministran las necesidades inmediatas de energía de la célula. Estas
importantes funciones hacen que el fósforo sea esencial para la constitución de todos los tejidos
del cuerpo. Afortunadamente, el fósforo tiene una distribución tan amplia en la alimentación
diaria, que prácticamente todo el mundo tiene la seguridad de obtener cuando menos 800 mg
diarios que requieren los adultos.
Magnesio:
Los iones magnesio (Mg+2
) constituyen el 0,01% de los átomos en el cuerpo. Estos iones activan
muchas de las enzimas que controlan la adición y remoción de grupos fosfatos de los
compuestos dentro de la célula. Asimismo son cruciales para la regulación de las funciones
nerviosas y la contracción muscular. El ión magnesio forma parte de la molécula de la clorofila,
que capta la luz solar mediante el proceso de la fotosíntesis y que les da a las plantas el color
verde. El magnesio se encuentra en una amplia variedad de alimentos, como los vegetales
verdes, nueces, cereales y productos del mar (moluscos y pescados), de manera que es
bastante seguro contar con suficiente magnesio en nuestra dieta (la cantidad diaria que se
recomienda es de 300 a 350 mg).
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Sin embargo, si baja el nivel de magnesio en nuestro cuerpo, el individuo podrá sufrir de
irritabilidad y agresividad emocional, espasmos musculares y convulsiones. La deficiencia de
magnesio afecta asimismo el ritmo cardíaco y la función general cardiovascular y puede ser
responsable en algunos casos, de una muerte súbita por espasmo coronario en personas
jóvenes que no tenían historia clínica de trastornos cardíacos. La deficiencia de magnesio ha
sido observada en alcohólicos habituales, en niños que padecen una enfermedad caracterizada
por deficiencia de proteínas y conocida como Kwashiorkor, y en pacientes postoperatorios
sometidos a una dieta limitada. Por otra parte, demasiado magnesio en el cuerpo disminuye las
reacciones musculares y nerviosas, y los altos niveles pueden producir anestesia general y
parálisis.
Potasio, Sodio y Cloro:
La actividad del potasio, sodio y cloro en el cuerpo se encuentra fuertemente interrelacionada.
Estos iones sodio (Na+) y potasio (K
+) se presentan en forma de cloruros (NaCl y KCl,
respectivamente). Estos iones constituyen los cationes principales de los fluidos corporales; el
ión potasio se encuentra generalmente dentro de la célula, formando parte del fluido intracelular,
mientras que el ión sodio se encuentra generalmente en los fluidos extracelulares, y rodeando
por consiguiente a la célula. La función principal de los iones potasio, sodio y cloro es la de
controlar el equilibrio ácido/básico de las células, fluidos titulares y sangre. Dicho equilibrio
ácido/básico es necesario para así mantener el flujo normal de los fluidos y controlar además el
equilibrio entre ácidos y bases en el cuerpo. Estos tres iones desempeñan también papeles
importantes en el transporte del oxígeno (O2) y dióxido de carbono (CO2) en la sangre. Los iones
sodio y potasio están relacionados en el transporte de azúcares a través de la membrana celular
y en la descomposición de dichos azúcares en la célula. Además, estos dos iones (junto con los
iones calcio y magnesio) ayudan a mantener a un nivel apropiado las reacciones nerviosas y
musculares. Los efectos del sodio y potasio son contrarios a los producidos por el calcio y el
magnesio. Por tanto, el correcto equilibrio en la concentración de estos cuatro iones es muy
importante para el normal funcionamiento nervioso y muscular. El cloruro de sodio (NaCl) y el
cloruro de potasio (KCl) ayudan a mantener en solución las grandes moléculas de proteínas, y
así regulan la viscosidad apropiada de la sangre. El ácido clorhídrico (HCl) es el que inicia en el
estómago la digestión de ciertos alimentos; dicho ácido resulta del NaCl presente en la sangre.
Otros compuestos digestivos que se encuentra en el jugo gástrico, jugo pancreático y bilis, se
forman de manera similar a partir de sales de sodio y potasio (NaCl y KCl, respectivamente)
presentes en la sangre. La reacción de la retina del ojo ante los impulsos luminosos constituye
otro proceso del cuerpo que depende de la correcta concentración de los iones sodio, potasio y
cloro.
Un desequilibrio en la concentración de cualquiera de estos tres iones, puede tener graves
efectos en el cuerpo. A los animales utilizados en experimentos, se les ha suministrado dietas
deficientes en dichos iones, y han mostrado un crecimiento lento, ritmos cardíacos retardados,
atrofia muscular y esterilidad.
Los vegetales tienen una alta concentración de iones potasio, pero las dietas con elevada
concentración de dichos iones causarán una excesiva excreción del ión sodio en el cuerpo. Es
por esta razón que se debe suministrar a los animales herbívoros dietas con un alto contenido de
sal (NaCl) a fin de mantener un apropiado equilibrio entre los iones sodio y potasio en su
cuerpo. Es frecuente que estos animales viajen cientos de kilómetros, hasta llegar a un lugar
donde localicen tierras salinas.
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Un ejercicio energético, especialmente en tiempo caluroso, produce una copiosa transpiración.
La transpiración está formada principalmente de agua, pero hay muchos iones disueltos en dicho
fluido (potasio, sodio y cloro, los que le dan al sudor un sabor salado). Si la concentración de
estos iones en el cuerpo se reduce significativamente, debido a una copiosa transpiración, se
produce un desequilibrio que altera las reacciones musculares y nerviosas, lo que puede resultar
en náuseas, vómitos, agotamiento y dolores musculares.
La ración diaria de sodio que se recomienda es de 2 a 3 gramos, y para el potasio y el cloro de 2
a 5 gramos. El potasio se encuentra en la mayoría de los alimentos, especialmente en frutas y
verduras; el sodio y los cloruros se encuentran en la sal y los mariscos. En condiciones
normales, los seres humanos no experimentarán deficiencia de dichos iones. Sin embargo,
puede ocurrir una deficiencia de potasio en personas que sufren de diarreas prolongadas o que
toman diuréticos. En la actualidad, el principal problema alimenticio en muchos países no o
constituye la deficiencia de sodio, sino más bien su uso excesivo. Se consume de 10 a 35 veces
la cantidad diaria de sodio recomendada, mayormente en forma de sal que se añade a la
comida. Los altos niveles de sodio a largo plazo, pueden causar un aumento en el fluido
extracelular (edema), alteraciones en el metabolismo de las grasas, cambios en la secreción
gástrica y alta presión arterial (hipertensión).
Yodo:
Del 70 al 80% del yodo presente en el cuerpo está concentrado en la tiroides, una pequeña
glándula situada en el cuello. El yodo forma parte de dos hormonas producidas por las glándulas
tiroides: la tiroxina y la triyodotironina. Estas poderosas hormonas regulan la actividad química
del cuerpo y son vitales para el crecimiento normal.
Una cantidad insuficiente de yodo en la dieta causa hipertrofia de la tiroides (aumento de
tamaño), un padecimiento conocido médicamente como bocio simple. Dicho aumento del tamaño
de la tiroides es una reacción compensadora del cuerpo, como respuesta al bajo nivel de yodo.
El cuerpo trata de aumentar la producción de la hormona tiroidea, aumentando el número de
células en dicha glándula, pero este intento no tiene éxito en tanto que la concentración de yodo
permanezca a un bajo nivel. Los peces de agua salada constituyen una rica fuente de yodo. El
uso de la sal de mesa (sal yodada) que contiene el ión yodo (I―
) ha reducido enormemente la
cantidad de bocio en la población mundial. Aunque la cantidad de yodo en el cuerpo es de sólo
1/2500000 del peso total del cuerpo (similar al peso de la cabeza de un alfiler), la ausencia de
esta pequeñísima cantidad de yodo sería fatal.
Hierro o Fierro:
Se encuentran 04 átomos de hierro en cada molécula de hemoglobina, la molécula en lo
glóbulos rojos de la sangre que lleva el oxígeno desde los pulmones a los tejidos y que le da a la
sangre su color rojo. Si se pudiera extraer todo el hierro de un organismo saludable, se tendría
una cantidad suficiente para fabricar dos clavos pequeños (alrededor de 5 a 7 gramos). No
obstante, esta cantidad de hierro es importante. Una pequeña reducción del nivel de hierro en la
sangre provoca una pequeña enfermedad conocida como anemia, que produce debilidad general
en el cuerpo, fatiga y apatía. La anemia producida por deficiencia en el contenido de hierro da
por resultado bajos niveles de hemoglobina y tiene lugar a menudo en niños de 06 meses y en
mujeres de 30 a 35 años de edad.
Un adulto saludable necesita entre 10 y 18 mg de hierro por día. Este hierro se encuentra en
grandes cantidades en vísceras como el hígado, riñones y corazón, así como en las yemas de
los huevos, vegetales secos de la familia de los guisantes y en mariscos. En el cuerpo, el hierro
es absorbido en el intestino delgado bajo de la forma del ión ferroso (Fe+2
). Esta absorción del
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hierro se incrementa por la presencia de la vitamina C (ácido ascórbico) que reduce el ión férrico
(Fe+3
) en los intestinos al ión ferroso (Fe+2
). Bajo condiciones normales, sólo del 5 al 15% del
hierro presente en los alimentos es absorbido por el organismo. Una deficiencia de hierro en la
alimentación da por resultado apatía y cansancio, resistencia mínima a enfermedades y un
aumento en la frecuencia cardíaca y respiratoria. Los niños con deficiencia de hierro muestran
una disminución de la tasa de crecimiento y una reproducción anormal de los glóbulos rojos. Por
otra parte, los niveles elevados de hierro pueden ser también nocivos. Los niveles anormalmente
altos causan cirrosis hepática, fibrosis del páncreas que resulta en diabetes mellitus e
insuficiencia cardíaca congestiva.
El comportamiento del hierro en el organismo depende de la concentración de otro elemento. Se
requiere la presencia de una enzima que contenga cobre, para que pueda formar la molécula de
hemoglobina. Por consiguiente, la concentración de hemoglobina en el cuerpo depende no sólo
del nivel de hierro, sino también del cobre. Una concentración alta de cobre resulta enana alta
utilización del hierro. Caso contrario sucede con el molibdeno, el cual en alta concentración
disminuye la absorción del cobre, lo que a su vez ocasiona un descenso en la formación de
hemoglobina.
III. ACTIVIDADES
1. Identifica en los siguientes casos, si se trata de ATOMO, MOLÉCULA o IÓN (anión/catión):
Especie Nombre Especie Nombre
Mg+2
(OH)-
Cu+1
Zn
N2 S-3
O3 H2CO3
P4 H
S-2
AgNO3
O3 C-4
Al+3
(H3O)+
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2. Escribe el nombre de las siguientes especies:
Especie Nombre Especie Nombre
Pb (OH)-
O2 NH3
Cl+1
H+
S-2
(H3O)+
N2 C-4
O3 (NH4)+
(OH)- P
3. Escriba como mínimo dos funciones biológicas de los iones del: Zn, Na. Fe, Mg, Ca, I, Cl y F
