Física y química I

Fuera de
SERIE
Física y química I
Astronautas que se congelan, meteoritos que amenazan
con destruir la Tierra. Explosiones e incendios en el espacio.
Invasores extraterrestres que son solo energía. Heladeras
que protegen de la radioactividad. ¡Desafíos fuera de serie!
Preparen sus pochoclos y tengan su libro a mano.
Fuera de
Física y
química I
SERIE
Materiales, fuerzas y energía
Ex
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Una invitación a explorar los conceptos y los modos
de conocer de las ciencias naturales. Un libro que
invita a hacerse preguntas sobre el mundo natural
y propone un camino compartido para construir
respuestas.
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Artículos periodísticos y
de divulgación científica
educación secundaria
¿Se animan a recorrer el camino? ¡Prepárense para
una experiencia Fuera de serie!
educación secundaria
Física y química I Fuera de serie es además un libro
expandido que transciende los límites de sus
páginas con referencias a situaciones actuales,
reflexiones en torno a problemáticas reales y
recursos audiovisuales para analizar resultados
y repasar unidad a unidad los contenidos.
educación secundaria
Física y química I Fuera de serie es un libro intervenido.
Con sus notas marginales y recortes, el recorrido por
los conceptos y los modos de conocer de las ciencias
naturales es acompañado por un lector cómplice que
apela con interrogantes relevantes y ofrece diferentes
claves de lectura.
An
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Raúl Bazo
Marta Bulwik
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NAP: 1. Y 2.º AÑO (ESB)
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PBA: 2.º AÑO (ESB)
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Dirección Editorial
Florencia N. Acher Lanzillotta
Dirección de Arte
Natalia Fernández
Coordinación Editorial
Andrés Albornoz
Mariana Stein
Diseño de tapa
Cecilia Aranda y Luciano Andújar
Edición
Andrés Albornoz
Colaboración autoral
Dolores Marino
Sergio Silvestri
Corrección
Alan Orlando Blinkhorn
Aperturas de unidades
Jorge Shittu
Diseño de maqueta
Cecilia Aranda y Natalia Fernández
Diagramación
Olifant · Valeria Miguel Villar
Ilustración
Daniel Zilberberg
Documentación fotográfica
Mariana Jubany
Preimpresión y producción gráfica
Florencia Schäfer
© 2014, Edelvives.
Av. Callao 224, 2.º piso. Ciudad Autónoma de Buenos Aires
(C1022AAP), Argentina.
Fotografía
Fisicoquímica 1 / Marta Bulwik y Raúl Bazo; coordinado por Florencia N.
Acher Lanzillotta; dirigido por Florencia N. Acher Lanzillotta; edición a
cargo de Andrés Albornoz. - 1.ª ed. - Ciudad Autónoma de Buenos Aires:
Edelvives, 2014.
160 p.; 27 x 21 cm.
ISBN 978-987-642-312-0
1. Física. 2. Química. 3. Enseñanza Secundaria. I. Bazo, Raúl II. Acher
Lanzillotta, Florencia N., coord. III. Acher Lanzillotta, Florencia N., dir. IV.
Albornoz, Andrés, ed.
CDD 530.712
Este libro se terminó de imprimir en el mes de octubre de 2014,
en FP Compañía Impresora, Buenos Aires, Argentina.
Reservados todos los derechos de la edición por la Fundación Edelvives. Queda rigurosamente
prohibida, sin la autorización escrita de los titulares del copyright, bajo las sanciones
establecidas en las leyes, la reproducción total o parcial de esta obra por cualquier medio o
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literarias que no pudieron ser contactados.
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Pág. 119: Indiana Jones y el reino de la calavera de cristal, United International Pictures (UIP)
(2008). Pág.137: Armageddon, Buena Vista International (1998).
Fuera de
SERIE
Física y
Química I
Materiales, fuerzas y energía
Bloque I. Materia y energía
1. Los materiales.................................................................7
Las mezclas forman parte de nuestra vida cotidiana...........8
Métodos para la separación de fases......................................9
Los cambios de estado.............................................................10
La vaporización.......................................................................10
Notas de laboratorio. Distintas velocidades
de evaporación........................................................................10
La condensación.....................................................................11
Temperatura de cambios de estado.....................................11
La conservación de alimentos y la mezcla frigorífica........12
Notas de laboratorio. Temperatura de solidificación............12
El modelo cinético corpuscular para explicar
los cambios de estado............................................................13
La destilación y la cromatografía............................................14
Las soluciones...........................................................................15
La solubilidad y el proceso de disolución............................16
Notas de laboratorio. Preparar una leche chocolatada ..........17
Factores que influyen en la velocidad de disolución..........17
La composición de una solución...........................................18
Tipos de soluciones según la concentración.......................19
La concentración y la presión osmótica..............................20
Los gases....................................................................................21
La Ley de Boyle........................................................................21
Ley de Charles.........................................................................22
Ley de Charles y Gay-Lussac.................................................22
Boyle y Mariotte: mismo tema, otro lugar...........................23
El gas ideal y la ecuación de estado.....................................23
El modelo cinético-corpuscular para explicar
las leyes de los gases..............................................................24
Los materiales que usamos y su origen................................25
El oro: de la mina al anillo.....................................................26
Mientras tanto... “Metalurgia del oro” ....................................27
Usos del oro.............................................................................27
El azúcar: de la caña a la azucarera.....................................28
Notas de laboratorio. Cristalización de azúcar......................29
Los plásticos............................................................................30
Mientras tanto... “Materiales sintéticos”.................................30
Repaso e integración............................................................ 31
2. La energía........................................................................33
La energía está presente..........................................................34
Energía potencial y energía cinética.....................................35
Notas de laboratorio. Manifestación de la energía................35
La energía mecánica..............................................................36
Mientras tanto... “Las montañas rusas
ya no tienen límites”..............................................................36
La transferencia y la transformación de la energía............37
El trabajo mecánico...................................................................38
La energía y el trabajo mecánico..........................................39
Los motores.............................................................................39
La energía térmica....................................................................40
La energía térmica, la temperatura y el modelo
cinético-corpuscular..............................................................40
La medición de temperaturas...............................................41
Las escalas termométricas....................................................41
La energía térmica y el calor.................................................42
El calor y la temperatura.......................................................42
La energía mecánica y la energía térmica...........................43
4
Equivalente mecánico del calor............................................44
El experimento de Joule.........................................................44
Mientras tanto... “La máquina de Joule”.................................44
Procesos de transferencia de la energía térmica..................45
La energía y los subsistemas terrestres................................47
La energía eléctrica...................................................................48
El efecto Joule..........................................................................48
La factura de energía eléctrica y el consumo domiciliario....49
El uso racional de la energía eléctrica..................................49
La conservación de la energía.................................................50
La degradación de la energía.................................................50
Repaso e integración............................................................ 51
Bloque II. El mundo invisible
3. Átomos, moléculas e iones....................................53
Del modelo cinético-corpuscular
a la teoría atómico-molecular.................................................54
Mientras tanto... “La naturaleza de la materia”......................54
La teoría atómica....................................................................55
La teoría atómico-molecular.................................................55
Una historia de los modelos atómicos.................................56
El modelo atómico actual simplificado................................57
Los átomos y los iones...........................................................57
La tabla periódica de los elementos.......................................58
Cómo leer la tabla periódica.................................................59
Mientras tanto... “La tabla periódica se actualiza”................59
Familias de elementos...........................................................60
¿Sustancias simples o sustancias compuestas?.................60
Mientras tanto... “La controversia entre Proust y Berthollet”.....60
Relación entre la estructura de las sustancias
y sus propiedades.....................................................................61
Las sustancias en la vida cotidiana.......................................62
El aluminio..............................................................................62
Los óxidos................................................................................63
Óxidos moleculares y óxidos iónicos...................................64
Los hidrocarburos...................................................................64
Las sales...................................................................................65
La sal de mesa.........................................................................65
Las reacciones químicas..........................................................66
Las ecuaciones químicas.......................................................67
Reacciones de síntesis............................................................67
Reacciones de descomposición.............................................68
Notas de laboratorio. La velocidad de las reacciones...........68
Reacciones de óxido-reducción.............................................70
Reacciones de reconocimiento de sustancias ....................70
Notas de laboratorio. Reconocimiento de dióxido
de carbono...............................................................................70
Reconocimiento de vitamina C.............................................71
Mientras tanto... “El escorbuto y la vitamina C”............................ 71
Reacciones para calentar y enfriar.......................................72
Notas de laboratorio. Procesos exotérmicos
y endotérmicos.......................................................................72
Repaso e integración............................................................ 73
4. Fuerzas y campos........................................................75
Interacciones..............................................................................76
El principio de interacción.....................................................76
Las fuerzas..............................................................................77
Efectos de las fuerzas.............................................................78
Notas de laboratorio. Estirando una banda elástica.............78
Vectores y magnitudes vectoriales.......................................79
La fuerza resultante...............................................................79
Cálculo de la resultante de sistemas de fuerzas.................80
La presión...................................................................................81
Campos.......................................................................................82
Campo como modelo de interacción....................................83
Nuestra experiencia con el campo.......................................83
El campo magnético y el magnetismo...................................84
Los imanes..............................................................................84
El campo magnético y su representación............................85
Los imanes y los materiales..................................................85
El magnetismo terrestre........................................................86
Mientras tanto... “Trenes en suspensión”...............................86
Construcción de imanes........................................................87
El campo gravitatorio................................................................88
La inercia y la masa...............................................................89
Notas de laboratorio. Llaves con inercia.................................89
El principio de interacción.....................................................90
Masa y aceleración.................................................................91
El peso y la masa....................................................................91
Interacciones, fuerzas y cargas eléctricas.............................92
Formas de electrización.........................................................92
El campo eléctrico..................................................................93
Notas de laboratorio. ¿Un globo pegajoso?............................93
Líneas de campo eléctrico.....................................................94
Los rayos y el poder de las puntas........................................95
Mientras tanto... “Un gran invento: el pararrayos”................95
Principales características de los campos.............................96
Repaso e integración............................................................ 97
Bloque III. Física y química en nuestro
entorno cotidiano
5. La corriente eléctrica.................................................99
Cargas eléctricas en movimiento..........................................100
Los materiales y la corriente eléctrica...............................100
Un modelo para la conducción eléctrica...........................100
Conducción eléctrica en las soluciones.............................101
El movimiento de cargas y la energía.................................101
El potencial eléctrico y la diferencia de potencial............102
Cómo se mantiene la diferencia de potencial...................102
La pila eléctrica.....................................................................103
Las pilas secas.......................................................................104
Mientras tanto... “La pila de Volta”........................................104
Intensidad de corriente y resistencia eléctrica...................105
Circuito eléctrico simple......................................................105
Notas de laboratorio. Un circuito eléctrico con sorpresa...........105
Resistencia eléctrica y resistores........................................106
Factores que influyen en la resistencia eléctrica..............106
Semiconductores y superconductores...............................107
Mientras tanto... “Siete razones para cambiar a LED”...........107
Conexión de resistores...........................................................108
Notas de laboratorio. Circuitos eléctricos con lámparas.........108
Relación entre la tensión y la corriente...............................109
Ley de Ohm...........................................................................110
La relación V/R y los fusibles..............................................110
Trabajando con la Ley de Ohm...........................................110
La potencia eléctrica...............................................................111
La potencia eléctrica, la tensión y la corriente.................111
Empleo seguro de la electricidad........................................111
La corriente eléctrica y el magnetismo................................112
Mientras tanto... “El experimento de Ørsted”..........................112
El electroimán.......................................................................113
El relé.....................................................................................113
¿Se puede conseguir corriente eléctrica con imanes?........114
Motores y generadores eléctricos.......................................114
Generación de energía eléctrica............................................115
Distribución y transporte de energía eléctrica..................116
Los transformadores de tensión.........................................116
Repaso e integración.......................................................... 117
6. Estructura, propiedades y usos de
los materiales...................................................................119
Los materiales..........................................................................120
El caso del agua.......................................................................121
Notas de laboratorio. Con agua dura, ¿jabón o detergente?...122
Aguas duras, jabones y detergentes...................................122
El agua dura y el sarro.........................................................123
El reconocimiento de iones.................................................123
El caso de los alimentos.........................................................124
Emulsiones comestibles: la mayonesa casera...................124
El caso de los materiales cerámicos.....................................126
El caso de los materiales plásticos.......................................128
El caso de los materiales metálicos......................................129
Conductividad eléctrica y estructura metálica.................129
Brillo y estructura metálica.................................................130
Densidad y estructura metálica..........................................130
El caso de los nuevos materiales..........................................131
El nitinol: un material con memoria de forma.................131
Los nanomateriales..............................................................132
Un modelo para explicar el cambio de color en
el nanomundo.......................................................................133
El grafeno, un nanomaterial................................................134
Mientras tanto... “Utilizan grafeno y banditas elásticas…” ...134
Repaso e integración.......................................................... 135
7. La energía, los materiales y el ambiente.........137
Impactos y problemas ambientales.....................................138
El uso de los recursos naturales.........................................139
Las combustiones como generadoras de energía..............140
La llama.................................................................................141
Combustión completa y combustión incompleta.............141
Notas de laboratorio. Las combustiones..............................142
Los combustibles fósiles........................................................143
Los biocombustibles...............................................................144
Notas de laboratorio. Obtención de bioetanol ....................145
Ventajas y desventajas del bioetanol.................................146
Mientras tanto... “Cocinas a pellets de aserrín”....................146
Otras formas de generar energía..........................................147
Contaminación ambiental.....................................................148
Contaminación por petróleo...............................................148
Contaminación térmica.......................................................148
Contaminación por generación de energía eléctrica........149
Contaminación por transporte y distribución
de energía eléctrica..............................................................150
Acción del ambiente sobre los materiales..........................151
Repaso e integración.......................................................... 152
Índice analítico................................................................... 154
5
¿Cómo es
este libro?
¿Habrán consultado a un físico, un químico o un ingeniero
antes de filmar la película? ¿Será posible que suceda
lo que se ve en las películas? Apaguen las luces,
preparen los pochoclos ¡y abran un libro Fuera de Serie!
¡El libro está lleno de recortes de
diarios, revistas, folletos y libros!
Sobre el margen de las páginas encontrarán anotaciones que acompañarán
y guiarán la lectura.
En birome se incluyen aclaraciones sobre
palabras desconocidas, propuestas para
revisar otras partes del libro e ideas
clave sobre los contenidos de la página.
En lápiz van a encontrar preguntas
y actividades que los ayudarán a
comprender el tema.
Notas de laboratorio
Propuestas de trabajo para el desarrollo de
competencias experimentales genuinas.
Invita a reproducir experiencias históricas o
actuales.
¿Quién dijo que solo se aprende a imaginar e
interpretar experimentos en el laboratorio?
Cada vez que encuentren una imagen como
esta, preparen el celu, la tablet o la netbook.
Estos códigos les permiten acceder a los
contenidos audiovisuales con solo apuntar
con la cámara de sus dispositivos.*
Al finalizar cada capítulo, van a encontrar
variedad y riqueza de actividades de
repaso e integración que desarrollan sus
competencias cognitivo-científicas. ¡Ayudan
a desarrollar el pensamiento científico!
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Porque no hay una única fuente de
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comprender un tema, el libro incluye
propuestas para el análisis de los
contenidos científicos a través de
la óptica de los medios masivos de
comunicación, el cine, la literatura y
otros productos culturales.
Bloque I
1
Los materiales
7
Bloque I
Materia y energía
Las mezclas forman parte de nuestra vida cotidiana
mezclas
heterogéneas se distinguen
dos o más fases
homogéneas no se
distinguen los componentes,
tienen una sola fase
mono = “uno”
poli = “varios”
La arena es una mezcla
de rocas y caparazones
disgregados. Es un sistema
heterogéneo.
La mayonesa es un
sistema heterogéneo:
gotitas de aceite suspendidas, dispersas
en un medio acuoso,
que es la yema de
huevo.
8
Imaginemos una playa: arena, agua de mar, espuma… Todas son mezclas
de diferentes materiales. El agua de mar es una mezcla de agua con diferentes sales, y, por eso, cuando salimos del mar y nos secamos al sol, nos queda
un polvillo blanco sobre la piel: es la sal que estaba disuelta en el agua. La
espuma de mar es una mezcla de agua de mar con burbujas de aire. Y la
arena es una mezcla de pequeñísimos fragmentos de rocas con caparazones
disgregados.
En algunas mezclas, podemos diferenciar fácilmente sus componentes.
Por ejemplo, si observamos con atención la arena, podemos encontrar que
algunos trocitos son brillosos y otros, opacos; algunos, de colores oscuros y
otros, casi blancos. Algo similar ocurre con la espuma de mar: podemos distinguir en ella el agua de mar y el aire que se encuentra en el interior de las
burbujas. En Química, se dice que la espuma está formada por dos fases. Una
de estas fases es líquida (el agua salada) y la otra, gaseosa (el aire contenido en las burbujas). Se llama mezclas heterogéneas a aquellas en las que se
distinguen componentes.. En ellas, a las partes que se pueden diferenciar y
entre las cuales hay superficies de separación, se las denomina fases. Por este
motivo, a los sistemas heterogéneos también se los llama sistemas polifásicos.
En algunos casos, las fases no se distinguen a simple vista, pero sí usando un
microscopio, como ocurre con la mayonesa.
En cambio, en el caso del agua de mar (al menos cuando está filtrada), no
es posible distinguir sus componentes ni a simple vista ni con un microscopio. En este caso, se trata de una mezcla homogénea o solución, ya que las
sales están disueltas en el agua. Aquí no hay diferentes fases, decimos que
es un sistema monofásico.
La espuma es una mezcla
de agua de mar con burbujas de aire. Es un sistema
heterogéneo.
El agua de mar es una mezcla de agua y sales. Es un
sistema homogéneo.
Al evaporarse el agua, se
evidencian las sales que
estaban disueltas.
El aceite comestible que
usamos para aderezar una
ensalada es una mezcla
homogénea de diferentes
componentes vegetales.
Los materiales
Capítulo 1
Métodos para la separación de fases
Muchas veces, cuando se estudia un sistema heterogéneo, se separan sus
fases para trabajar con cada una de ellas de forma independiente. Esto se puede realizar mediante diferentes métodos, según la mezcla de que se trate, es
decir, según las propiedades de las fases que se desea separar.
Para separar una fase líquida de una fase de sólidos en polvo (por ejemplo,
para separar agua y arena) se puede realizar una filtración. Para ello, se hace
pasar la mezcla por un filtro, que puede ser de papel, tela, cerámica o metal.
El líquido atraviesa el filtro, pero los sólidos en polvo quedan retenidos.
Para separar dos sólidos cuyos trozos tienen diferentes tamaños (por ejemplo, arroz y sal fina) se puede efectuar una tamización. Se coloca la mezcla
sobre un tamiz, que es una tela metálica o rejilla sujeta a un marco o aro, y
se lo mueve de un lado a otro. De este modo, los trozos más grandes quedan
retenidos, pero los más pequeños pasan por los orificios de la red del tamiz.
En algunas ocasiones, se puede separar una fase sólida de una líquida
extrayendo los sólidos con una pinza. Este método se denomina tría.
Cuando se quiere separar objetos de hierro o de acero de una mezcla, se
puede emplear el método de imantación, que consiste en atraer esos objetos con un imán. Esto se puede realizar tanto si están mezclados con otros
sólidos como si están en un líquido.
Por último, para separar dos fases sólidas de una mezcla se puede aplicar
la levigación. Es un método artesanal que se suele utilizar para separar los
minerales de oro de la arena con la que a veces están mezclados. Se emplea
una batea, que es un plato o bandeja en forma de cono. En la batea, se coloca la mezcla que se presume que contiene oro y se la sumerge parcialmente
en agua. Luego, mediante leves movimientos circulares, se hace salir a la
arena por la parte superior, arrastrada por el agua, mientras que los trocitos
de oro decantan y quedan en el fondo de la batea.
Tamización.
varilla
embudo
aro
soporte
vaso de
precipitados
Dispositivo para filtrar.
Imanes y fuerzas.
Ver unidad 4.
métodos de separación
sólido/líquido filtración
tría
imantación
sólido/sólido
tamización
imantación
levigación
Levigación.
Repaso
1. ¿Qué método emplearían para separar unos alfileres
que se cayeron en la tierra de una maceta?
2. Mencionen tres ejemplos de métodos de separación
3. Observen detenidamente el dibujo del dispositivo
para filtración de esta página y respondan: ¿por qué
el pico del embudo se debe apoyar en la pared del
vaso?, ¿qué podría suceder si esto no ocurriera?
de fases que empleen a diario.
4. ¿Qué tipo de mezcla es la arena? ¿Por qué?
9
Materia y energía
Bloque I
Los cambios de estado
Estado plasma. Ver unidad 7.
Cambios físicos. Ver unidad 3.
La materia que forma a los materiales que utilizamos se puede presentar
en diferentes estados, los más conocidos son el estado sólido, el líquido y
el gaseoso. Cabe mencionar que la materia también se puede encontrar en
estado plasma (por ejemplo, la materia que compone la llama de la cocina o
la del interior de los televisores plasma).
Durante un cambio de estado el material sigue siendo el mismo, por
ejemplo, cuando el agua líquida se congela, se forma hielo, que es agua sólida. A su vez, si el hielo se funde, se derrite, origina agua líquida. Por eso,
decimos que los cambios de estado son cambios físicos.
Sólido
Solidificación
Volatilización
Fusión
Sublimación
Líquido
Vaporización
Ebullición
Evaporación
Gaseoso
Condensación
La vaporización
vaporización
evaporación
ebullición
solo en la
superficie
en todo
el líquido
La vaporización puede producirse mediante dos procesos diferentes: la
evaporación y la ebullición. La evaporación es un proceso espontáneo que
se produce a cualquier temperatura y en la superficie de un líquido. Es lo
que ocurre, por ejemplo, cuando dejamos secar la ropa al sol.
Durante el proceso de ebullición, el líquido también se vaporiza, pero
solo cuando alcanza una determinada temperatura, a la que hierve. En este
caso, además, el cambio de estado se produce en toda la masa líquida; por
eso, se pueden observar burbujas por todo el líquido.
NOTAS DE LABORATORIO
experiencia n.º 1
Distintas velocidades de evaporación
Objetivo: comparar las velocidades de evaporación de
tres líquidos diferentes.
Recursos
• Tres frascos gotero, uno con alcohol, otro con agua y
el tercero con aceite.
• Un plato chico.
• Un reloj con segundero o cronómetro.
Procedimiento
1. Coloquen una gota de cada líquido sobre el plato.
¿Cuál se evaporará más rápido?
2. Con el reloj, midan el tiempo que tardan en evaporar-
se total o casi totalmente y regístrenlo en una tabla.
3. ¿Cuál se evaporó más rápido? ¿Coinciden los resulta-
dos con sus anticipaciones? Escriban sus conclusiones.
Ver video en http://bit.ly/EDV_FQ_10
10
Los materiales
Capítulo 1
La condensación
Cuando una persona da aliento sobre sus anteojos para limpiarlos, las
lentes se empañan. Esto ocurre porque el aire que exhala contiene agua
en estado gaseoso (vapor de agua) que, al chocar contra el vidrio de los anteojos, que está más frío, pasa al estado líquido. Este cambio de estado se
llama condensación.
Si la fase líquida está (o puede estar) en contacto con la fase gaseosa, a
esta última la llamamos vapor.
Temperatura de cambios de estado
Para que un material sólido pase al estado líquido, hay que calentarlo.
Este pasaje comienza cuando alcanza una determinada temperatura, que
varía según el material, llamada temperatura de fusión. Una vez que se fundió
todo el material, si se sigue calentando el líquido que se obtuvo, se puede
alcanzar la temperatura de ebullición. Entonces, se producirá, en todas las
zonas del líquido, el pasaje hacia el estado gaseoso.
En algunos casos, la fusión y la ebullición ocurren a una temperatura
constante. En otros, en cambio, la temperatura va variando durante el cambio de estado. En el primer caso, decimos que el material es una sustancia;
en el segundo, que es una mezcla. Por ejemplo, el agua (pura), que es una
sustancia, hierve a 100 ºC a presión atmosférica normal. Esta temperatura se
mantiene, a pesar de que la sigamos calentando, durante todo el tiempo que
dura la ebullición, esto es, hasta que todo el líquido pasó al estado gaseoso.
Temperatura
La niebla se forma por condensación, cuando parte
del vapor de agua del aire
condensa en gotas muy
pequeñas, que quedan en
suspensión en el aire.
Licuación. Ver unidad 7.
el material sigue siendo
el mismo antes y después
del cambio de estado
Gas
Líquido + Gas
Valores de temperatura
en función del tiempo, al
calentar en forma continua
una determinada cantidad
de una sustancia.
Líquido
Sólido + Líquido
Sólido
Tiempo
En cambio, si calentamos agua salada, que es una mezcla, a presión atmosférica normal, comenzará a hervir a una temperatura algo superior a
los 100 ºC, y a medida que hierve, esta temperatura irá continuamente en
leve aumento. Este fenómeno que se produce en el caso de las soluciones
(mezclas homogéneas) se denomina ascenso ebulloscópico.
Tanto la fusión como la ebullición son ejemplos de cambios que, para
producirse, requieren que se caliente el material. Decimos que son procesos
endotérmicos porque es necesario entregar energía, en forma de calor, para
que se produzcan.
Por el contrario, otros cambios de estado (como los opuestos a los anteriores, la solidificación y la condensación) requieren que el material se
enfríe. Se trata de procesos exotérmicos. Por ejemplo, para solidificar un líquido es necesario enfriarlo, esto es, extraer energía en forma de calor.
procesos
endotérmicos
exotérmicos
11
Bloque I
Materia y energía
La conservación de alimentos y la mezcla frigorífica
El proceso de fusión
es endotérmico
Quizás hayan visto que, para mantener bien frías las bebidas, se pueden
sumergir las botellas en una mezcla de hielo y sal, conocida como mezcla frigorífica. Esta mezcla puede alcanzar temperaturas cercanas a -10 °C. ¿Cómo
es posible que el agua líquida alcance una temperatura inferior a 0 °C?
Al agregar sal al hielo, la sal se disuelve en el agua líquida que siempre
acompaña al hielo. Entonces, parte del hielo funde, de modo que sigue existiendo algo de agua líquida en contacto con el hielo. El proceso de fusión es endotérmico, y parte de la energía interna de la mezcla (hielo-sal) se utiliza para el
cambio de estado. Por eso, la mezcla se enfría y alcanza valores menores a 0 °C.
NOTAS DE LABORATORIO
experiencia n.º 2
Temperatura de solidificación
Objetivo: Fabricar helados sin usar la heladera.
Recursos
• Un recipiente térmico (de los que se usan para conservar helados).
• Hielo.
• Un paquete de sal gruesa.
• Una cuchara.
• Un vasito de café.
• Medio vaso de jugo de frutas.
• Palitos de madera (de los de helado o de brochette).
Procedimiento
1. En un recipiente térmico grande, coloquen hielo y
agreguen sal gruesa (una parte de sal por cada dos o
tres partes de hielo). Mezclen con la cuchara.
Vean este video:
_12_2
http://bit.ly/EDV_FQ
to que
ien
im
ced
pro
el
Comparen
el de
con
eo
vid
el
en
ra
se muest
la receta.
12
2. En el vasito de café, pongan jugo de fruta hasta algo
más de la mitad. Revuelvan con el palito de madera y
déjenlo adentro.
3. Ubiquen el vasito en la mezcla frigorífica. El conteni-
do del vasito se irá congelando. Cuando ya esté sólido,
podrán disfrutar del helado obtenido.
4. Escriban un informe de la experiencia. No olviden
responder estas preguntas.
a. ¿Por qué la mezcla de hielo y sal hace que los jugos de fruta congelen?
b. ¿Todos los jugos de fruta congelan a la misma temperatura? ¿Qué podrían hacer para comprobarlo?
c. ¿Cómo podrían recuperar la sal utilizada para preparar la mezcla frigorífica? Diseñen un método.
Ver video en:
_FQ_12_1
t.ly/EDV
http://bi
Cuando hay sal presente, es posible tener agua líquida con hielo a una
temperatura menor a 0 °C. Esto no sería posible con agua pura, que congela
a 0 °C. La congelación o solidificación es el proceso inverso a la fusión. Ambas se producen a la misma temperatura; la primera, por enfriamiento del
líquido; y la segunda, por calentamiento del sólido.
El agua salada comienza a hervir a una temperatura algo superior a la
del agua pura. ¿Qué ocurre con la temperatura de congelación? Si enfriamos agua salada, el agua comienza a congelar a una temperatura inferior
a 0 °C. Por este motivo, en los lugares muy fríos, para prevenir la formación
de hielo en las calles, se esparce sal. De ese modo, se logra que no se forme
hielo aunque la temperatura baje unos grados por debajo de 0 °C.
Los materiales
Capítulo 1
El modelo cinético-corpuscular para explicar los cambios
de estado
Para explicar las características de los diferentes estados de agregación y
de los cambios de estado, los científicos propusieron un modelo: el modelo
cinético-corpuscular (MCC), según el cual la materia que forma a los cuerpos es discontinua. Esto quiere decir que está formada por partículas submicroscópicas (que no se pueden ver a través de un microscopio) en constante movimiento.
Según este modelo, la temperatura de un cuerpo está relacionada con
la velocidad media de las partículas que lo forman. Si se calienta un cuerpo (líquido, sólido o gaseoso), aumenta su temperatura e inferimos que las
partículas se mueven más rápido. A medida que aumenta la temperatura,
las partículas adquieren mayor libertad de movimiento, el cual será caótico
y más desordenado.
Por ejemplo, para que en una sustancia se produzca el pasaje del estado
líquido al gaseoso (vaporización) es necesario entregar energía en forma de
calor. Al recibir esta energía, las partículas se mueven cada vez más rápido
hasta alcanzar una temperatura a la cual “vencen” las fuerzas de atracción
que las mantenían unidas.
Cuanto más intensas sean las interacciones que existen entre las partículas, mayor será la energía necesaria para separarlas, y, por lo tanto, mayor
será también la temperatura a la que se produzca el cambio de estado de
la sustancia. Mientras dura este proceso, la energía que recibe por calentamiento no es utilizada para aumentar la velocidad de las partículas. La
temperatura, entonces, no cambia y la energía se utiliza para el proceso de
ebullición.
Agua líquida
Agua durante el
cambio de estado
Agua en estado
gaseoso
Si imaginamos que hacemos un zoom de lo que está
ocurriendo con las partículas de agua dentro de un
recipiente en el que la estamos calentando, se podría
representar con partículas
que se mueven libremente y
por todo el espacio disponible al pasar del estado
líquido al gaseoso.
Problemas
5. Cuando nos duchamos con agua caliente, los azule-
jos del baño quedan mojados. ¿De dónde proviene el
agua que los moja? ¿Cómo se forma?
cuál de los líquidos las interacciones entre las partículas son más intensas?
9. Intenten explicar, haciendo uso del modelo cinético-
6. Cuando hervimos agua en una pava, se forma una es-
pecie de nube cerca del pico. No se trata de vapor de
agua, porque el vapor de agua es invisible. ¿Qué es
entonces?
corpuscular, el proceso de solidificación de una sustancia. Luego, comparen sus explicaciones con las
que elaboraron sus compañeros y, entre todos, con
ayuda del profesor o la profesora, escriban un texto
consensuado.
7. ¿Por qué sentimos frío cuando salimos del mar o de
una pileta? Utilicen el modelo cinético-corpuscular y
los conceptos de cambios exotérmicos y endotérmicos para elaborar la respuesta.
8. Justifiquen los resultados de la actividad de la pá-
gina 10 según el modelo cinético-corpuscular. ¿En
10.El agua mineral, ¿es agua pura? ¿Cómo lo saben?
11.Al calentar sopa en una olla con tapa, al cabo de
un rato se pueden apreciar en la tapa gotitas de un
líquido incoloro, que es agua. Expliquen lo que sucedió.
13
Bloque I
Materia y energía
La destilación y la cromatografía
destilación
doble cambio de estado
(vaporización/condensación)
Las soluciones, como vimos al comienzo de esta unidad, son mezclas cuyos componentes no se pueden diferenciar ni siquiera con un microscopio.
¿Existe alguna forma de separar esos componentes?
Los componentes de muchas soluciones se pueden separar mediante el
método de destilación simple. Este método consiste en calentar una solución
hasta que comience a hervir. Entonces, el componente más volátil se desprende como vapor. Luego, se hace chocar ese vapor contra una superficie
fría, de modo que se condense y caiga en un recipiente diferente del original, donde quedó el otro o los otros componentes. Por ejemplo, si destilamos
agua salada, las sales quedan en el recipiente original, mientras que el agua
se evapora, se condensa y pasa al segundo recipiente. El agua así obtenida se
llama agua destilada. Este método solo es efectivo cuando los componentes
de la solución tienen temperaturas de ebullición muy diferentes.
Para separar dos o más componentes de una solución que tienen puntos
de ebullición cercanos, se puede utilizar la destilación fraccionada. Con este
método, por ejemplo, se obtienen, a partir del petróleo, mezclas como la
nafta, el queroseno y el gasoil.
termómetro
salida de
agua
refrigerante
solución
de agua
y sal
soporte
balón
mechero
¡parece fácil de hacer!
probar en casa
entrada
de agua
agua destilada
Aparato de destilación. El
vapor del componente más
volátil condensa en el tubo
refrigerante y pasa a otro
recipiente.
La cromatografía es una técnica que sirve para separar los componentes de una mezcla. En esta técnica, se utiliza una fase fija, como el papel, y
una fase móvil, que puede ser agua, alcohol u otros líquidos. Por ejemplo,
mediante este método se pueden separar los componentes de la tinta de
marcador negro al agua. Para ello, se toma una tira de papel absorbente y se
le hace una marca a unos 5 cm de uno de los lados más cortos. Luego se sumerge la tira con este borde hacia abajo en un vaso con unos 2 cm de agua y
se espera hasta que el agua suba por el papel y arrastre la mancha.
Repaso
14
12.Si, luego de hacer la cromatografía de una tinta ne-
13.Si la tinta del marcador en lugar de ser al agua fuera
gra, volviéramos a mezclar los pigmentos de colores
obtenidos, ¿qué ocurriría? ¿Por qué?
permanente, ¿podríamos separar sus componentes
de la forma que hemos descrito? ¿Por qué?
Los materiales
Capítulo 1
Las soluciones
Las soluciones pueden presentarse en los tres estados. El aire puro, por
ejemplo, es una solución gaseosa. Está formado por una mezcla de nitrógeno (78%), oxígeno (20,9%), argón (0,9%), dióxido de carbono (0,03%), proporciones variables de vapor de agua y pequeñas cantidades de otros gases,
como neón, helio, criptón, xenón y ozono.
También existen soluciones líquidas, por ejemplo, el agua de mar filtrada, el agua mineral, la colonia de baño y el aceite comestible.
Entre las soluciones sólidas se encuentran las aleaciones, que son mezclas de materiales sólidos en las que intervienen uno o más metales. El
bronce, por ejemplo, es una aleación compuesta principalmente por cobre
(cerca de un 80%) y estaño, con agregados de cinc o aluminio, entre otros
materiales. Históricamente, se lo utilizó para fabricar utensilios, puntas de
lanza, dagas, espadas, herramientas, estatuas y medallas, entre otros.
Según la composición de la solución, se puede lograr que el material obtenido tenga diferentes propiedades. En general, los bronces son maleables
(con ellos se pueden formar hojas o planchas delgadas), duros (difíciles de
rayar), fácilmente modelables y buenos conductores térmicos. Sin embargo,
por ejemplo, según su composición, puede variar su elasticidad.
También los aceros son aleaciones; en este caso, de hierro con pequeñas cantidades de carbono. Son más duros y resistentes a los golpes que el
hierro. Hay diferentes tipos de aceros. Los aceros inoxidables, por ejemplo,
contienen, además, otros metales, como cromo, cobalto y níquel. Con este
material se fabrican, entre otros, cacerolas, cucharas, prótesis y adornos.
Las aguas saborizadas son soluciones líquidas en las que el componente más abundante es el agua.
soluciones
mezclas homogéneas
aleaciones
bronce
acero
contiene cobre
contiene hierro
Para fabricar campanas, se utiliza un bronce
de 78% de cobre y 22% de estaño, que es el
que tiene mucha sonoridad.
Problemas
14.Busquen información sobre qué son las amalgamas,
expliquen qué tipo de mezclas son e indiquen su
composición.
con lo que anotaron otros compañeros. ¿Todas las
aguas saborizadas tienen la misma composición?
16.La plata es un material dúctil y buen conductor de
15.Lean la etiqueta de un agua saborizada y anoten
sus componentes. Comparen lo que registraron
la corriente eléctrica. Sin embargo, no se usa para
hacer cables, mientras que el cobre sí. ¿Por qué?
15
Bloque I
Materia y energía
La solubilidad y el proceso de disolución
algunos sólidos se disuelven
en agua, otros no
soluto + solvente = solución
sv agua
sc acuosa
La tintura de yodo es una
solución de yodo en alcohol.
¿Todos los materiales se disuelven en agua? ¿Qué sucede si colocamos
en tres vasos igual cantidad de agua y agregamos una cucharadita de sal en
uno, en el otro una de azúcar y en el tercero una de hierro en polvo? Luego
de revolver, en los dos primeros vasos quedará un líquido incoloro, transparente y homogéneo. Son soluciones. Los sólidos agregados ya no se verán, se
habrán disuelto. En cambio, en el tercer vaso, el hierro permanecerá en el
fondo; no se disuelve. Se trata de una mezcla heterogénea.
En una solución (sc), el componente que está en el mismo estado de agregación que la solución se denomina solvente (sv). En los ejemplos anteriores,
el agua sería el solvente. El material disuelto se llama soluto (st). Otra forma
de distinguir soluto y solvente es por la proporción en la que se encuentran.
En la mayoría de los casos, el solvente es el componente que está en mayor
proporción en la solución; y el soluto, el que está en menor proporción.
El proceso por el cual se forma una solución, a partir del soluto y el solvente, se llama disolución. Si añadiéramos tres cucharaditas más de sal en el
primer vaso y tres más de azúcar al segundo vaso y revolviéramos, comprobaríamos que todo el azúcar se disolvió pero no ocurrió lo mismo con la sal,
parte quedó sin disolverse. Si bien algunos sólidos no se disuelven en agua y
otros sí, de estos últimos algunos se disuelven más que otros. Por ejemplo, en
agua a temperatura ambiente, el azúcar es más soluble que la sal. Entonces,
a una determinada temperatura, en una determinada cantidad de solvente,
se puede disolver una cantidad máxima de soluto. Esta es una propiedad
llamada solubilidad de una sustancia en un determinado solvente.
El solvente no siempre es agua. Por ejemplo, la tintura de yodo o alcohol
iodado es una solución usada como fungicida, bactericida y antiséptico. En
ella, el solvente no es el agua, sino el alcohol. Se trata de una solución binaria, es decir que está formada por dos componentes; en este caso, el alcohol
y el yodo. Si uno de los componentes de una solución es el agua, se dice que
es una solución acuosa. Cuando se menciona una solución sin indicar cuál
es el solvente, se da por entendido que es agua.
¿Cómo se forma una solución? ¿Por qué dejamos de ver los componentes
de la mezcla? Según el modelo cinético-corpuscular, las partículas de soluto
se mezclan entre las de solvente. Ninguna de estas partículas es visible; por
eso, en la solución, no se diferencian fases. Para que una sustancia se disuelva en otra, las partículas que la forman tienen que separarse y distribuirse
entre las del solvente. Entre las partículas que forman el soluto y las del
solvente, entonces, tienen que existir interacciones (fuerzas de atracción).
Solvente
azúcar
Las partículas de soluto
(azúcar) se distribuyen uniformemente entre las partículas de solvente (agua).
16
agua
agua
azucarada
Soluto
Los materiales
Capítulo 1
NOTAS DE LABORATORIO
experiencia n.º 3
Preparar una leche chocolatada
Objetivo: Explorar algunos factores que influyen en la
velocidad de disolución de un soluto en un solvente.
Recursos
• Media barra de chocolate “de taza”.
• Tres barras de chocolate rallado o en polvo.
• Una cuchara de té.
• 6 vasos numerados.
• Leche (caliente, fría y a temperatura ambiente).
Procedimiento
1. Escriban sus anticipaciones:
a. ¿Será lo mismo usar chocolate en barra que en
polvo? ¿Se disolverán con la misma rapidez?
b. ¿Habrá diferencia si usan leche fría o caliente? ¿Por qué?
2. En los vasos 1, 2, 3 y 4 coloquen igual cantidad de
leche tibia.
3. En el vaso 1 agreguen media barrita de chocolate y,
en el 2, igual cantidad de chocolate en polvo. ¿Se disuelve con la misma rapidez en los dos casos?
4. En los vasos 3 y 4, agreguen una cucharada al ras de
chocolate en polvo. En el 3, revuelvan con la cuchara;
en el 4, no. ¿En cuál se disolvió más rápido?
5. ¿Cómo comprobarían si la temperatura influye en la
rapidez de disolución? ¿Qué mantendrían constante
en los vasos? ¿Por qué? Anoten sus respuestas.
6. Coloquen una cucharada al ras de chocolate en polvo
en un vaso con leche bien caliente (alrededor de 80 °C)
y revuelvan. En otro vaso con igual cantidad de leche
fría (5 °C aproximadamente) coloquen una cucharada al ras de chocolate en polvo y revuelvan. ¿En qué
vaso se formó la chocolatada primero?
7. a. ¿Coincidieron sus anticipaciones con las observa-
ciones? ¿Por qué?
b. ¿Por qué, en todos los casos, en el par de vasos se
puso la misma cantidad de chocolate y de leche?
¿Qué se modificó en cada caso?
8. ¿Cuáles son los factores estudiados que influyen en
la rapidez de disolución del chocolate en leche? Expliquen lo observado en 3, 4 y 6 haciendo uso del
modelo cinético-corpuscular. ¿Cuáles son los factores
que influyen en la rapidez de disolución?
Factores que influyen en la velocidad de disolución
Para preparar rápidamente una leche chocolatada, hay que tener en
cuenta algunos detalles.
• El chocolate se disolverá más rápido si lo colocamos molido, es decir, el
tamaño de los trozos de soluto influye en la velocidad del proceso de
disolución. Esto se debe a que, al estar en polvo, hay mayor superficie
de contacto entre el soluto y el solvente. Así, las partículas de soluto se
distribuirán más fácil y rápidamente entre las partículas del solvente.
• También la temperatura del solvente influye en el proceso de disolución.
Como pudieron comprobar, el chocolate se disuelve más rápido en leche caliente que en leche fría. Esto es debido a que, a mayor temperatura, tanto las partículas del soluto como las del solvente se mueven a
mayor velocidad, por lo que se mezclan con mayor rapidez.
• Si agitamos la mezcla, facilitamos la distribución de las partículas de
los componentes del chocolate (que es el soluto) entre las partículas
de los componentes de la leche (que es el solvente). La agitación durante el proceso de disolución aumenta la velocidad del proceso.
Ver video en:
http://bit.ly/EDV_FQ_17
la rapidez de disolución depende de:
* tamaño de los trozos de soluto
* temperatura de solvente
* agitación
17
Bloque I
Materia y energía
La composición de una solución
bicarbonato
agua
solución
acuosa de
bicarbonato
sc = solución
st = soluto
sv = solvente
Para caracterizar una solución, ¿alcanza con indicar cuáles son sus componentes? No, hay que indicar, además, en qué proporción se encuentran.
Es decir que la composición de una solución incluye dos aspectos: uno cualitativo (cuáles son los componentes) y otro cuantitativo (en qué proporción
se encuentran esos componentes).
La composición de una solución se puede indicar con porcentajes. Una
forma de expresarla es mediante el porcentaje en masa (% m/m), esto es,
indicando cuántos gramos de soluto están disueltos cada 100 g de solución.
Por ejemplo, para preparar 500 g de una solución acuosa de bicarbonato
de sodio al 2% m/m, tendríamos que mezclar 10 g de bicarbonato con 490 g de
agua. ¿Cómo se llega a determinar esta proporción? Que la solución sea al
2% m/m significa que cada 100 g de solución tiene que haber 2 g de soluto.
Entonces, en 500 g de solución tienen que estar disueltos:
2 g st x = 100 g sc
500 g sc
2 g st · 500 g sc 10 g st
=
100 g sc
Entonces, si en 500 g de solución hay 10 g de soluto, el resto es solvente:
500 g sc – 10 g st = 490 g sv
1 cm3 = 1 ml
Otra forma de expresar la composición de una solución es mediante el
porcentaje masa en volumen (% m/V). En este caso, lo que se indica es cuántos gramos de soluto están disueltos en 100 cm3 (ml) de solución.
Por ejemplo, para fabricar tintura de yodo se disuelven en alcohol 2 g de
yodo (el soluto) por cada 100 cm3 de solución. La composición de la tintura de yodo es, entonces, del 2% m/V. Si se quisiera preparar medio litro de
una solución de yodo en alcohol al 4% m/V, ¿cuántos gramos de soluto se
precisarían?
100 cm3 sc
4 g st
500 cm3 sc
x = 500 · 4 = 20 g st
100
Problemas
18
17. Sebastián necesita preparar una solución de bicarbo-
18.En el sobre de un polvo para preparar jugo, se men-
nato de sodio al 3% m/m, según le indicó el médico,
para limpiar unas llagas. Compró 6 g de bicarbonato.
a. ¿Cuántos gramos de solución podrá preparar con
esa cantidad de soluto según la concentración
indicada?
b. ¿Cuántos gramos de agua deberá utilizar?
c. Si tuviera 250 g de agua, ¿cuántos gramos de
bicarbonato tendría que disolver para lograr la
misma composición?
ciona que su rendimiento es de 1 l y que contiene 35 g
de polvo.
a. ¿Cuántos sobres se necesitan para preparar, por
agregado de agua, 4 l de jugo?
b. ¿Cuál es la composición expresada en porcentaje
de masa en volumen (% m/V)?
c. ¿Cuántos gramos de soluto están disueltos en 1/4 l
de la bebida? ¿A cuántos cm3 corresponde este
volumen?
Los materiales
Capítulo 1
Tipos de soluciones según la concentración
Como vimos en la página anterior, en una misma cantidad de solvente
se puede disolver diferentes cantidades de soluto. Por ejemplo, cuanto más
café soluble agreguemos en una determinada cantidad de agua, más intensos serán el sabor y el color. La solución, entonces, es más concentrada.
Para hacer que una solución sea más concentrada, se puede agregar más
soluto, como en el caso del café del párrafo anterior, o bien extraer parte del
solvente. Una solución que contiene 2,5 g de soluto en 100 g de agua es más
concentrada que una que contiene 1,8 g de soluto en 100 g de agua, que es
más diluida.
Concentrado
diluida
concentrada
saturada
Diluido
Si a una solución le seguimos agregando soluto, llegará un momento en
el que no se podrá disolver más. Entonces, la solución está saturada. Una
solución saturada de un soluto en un solvente es la que presenta la máxima
proporción de soluto que puede permanecer disuelto en ese solvente, en
forma estable, a una temperatura dada.
Como ya mencionamos, la solubilidad de una sustancia en un determinado solvente, a una temperatura determinada, es la composición de la solución saturada a dicha temperatura. Esta composición se expresa, generalmente, en gramos de soluto cada 100 g de solvente, pero también se puede expresar
en gramos de soluto en 100 ml de solvente o en gramos de soluto en 100 ml de
solución.
Si la concentración de una solución es menor que la que corresponde a
la solubilidad de ese soluto en ese solvente a esa temperatura, se trata de
una solución no saturada.
En algunos casos, al preparar una solución, el soluto puede quedar disuelto en una proporción algo mayor que la que corresponde a su solubilidad. Se
forma, entonces, una solución sobresaturada, que es inestable. Esto puede
evitarse agitando de manera constante la solución durante la preparación.
no saturada
diluida
concentrada
saturada
sobresaturada
Problemas
19.Un sobre de polvo para preparar jugo de 35 g rinde
21. La solubilidad del oxígeno en el agua a 20 ˚C es de 9 mg
1 l. Si disolvemos 4,5 g de polvo en 2 l de agua, ¿qué
tipo de solución se formará?
de oxígeno por cada litro de agua. Para respirar, los
peces necesitan un medio acuoso en el que haya 3 mg
de oxígeno por cada litro de agua. ¿En qué tipo de
solución de oxígeno en agua sobreviven los peces?
¿Por qué?
20.Para diluir una solución, ¿hay que agregar o elimi-
nar solvente? ¿Por qué? Para obtener una solución
más concentrada, ¿qué hay que agregar? ¿Por qué?
19
Bloque I
Materia y energía
La concentración y la presión osmótica
reducir la cantidad
de agua en un alimento
mejor conservación
membrana
semipermeable
A
B
solvente
soluto
Representación esquemática
del proceso de ósmosis.
membrana semipermeable
las moléculas pequeñas
pasan, las grandes no
La mayor o menor concentración de una solución acuosa influye en
sus propiedades. En la deshidratación de frutas tenemos un buen ejemplo.
Cuanto más agua contiene un alimento, mayor es la facilidad con que pueden desarrollarse todo tipo de microorganismos. Es por ello que, reduciendo
la cantidad de agua disponible en un alimento, se logra una mejor conservación. Por ejemplo, las frutas secas o deshidratadas mantienen muchas de
las características de las frutas frescas de las que provienen y tienen la ventaja de que se conservan comestibles durante muchos meses sin necesidad
de refrigeración.
Para deshidratar frutas que tienen alto contenido de agua, como el melón, la pera y el kiwi, el método utilizado es el de deshidratación osmótica.
Se sumerge la fruta (en trozos y pelada) en una solución muy concentrada
de azúcar y agua. Debido a la gran diferencia entre la concentración de solutos en el interior de los distintos tejidos de las frutas y la de la solución
exterior, el agua del interior de las células atraviesa las membranas celulares y pasa a formar parte del agua azucarada. Las membranas celulares son
semipermeables, permiten el paso de las moléculas de agua pero no el de las
moléculas de azúcar. El solvente (agua) es impulsado desde la solución más
diluida (el interior de la célula) hacia la más concentrada (la solución exterior
en la que la fruta está sumergida). Esto sucede hasta que se iguala la concentración de las dos soluciones. Este proceso se denomina ósmosis, y actúa
la presión osmótica.
Luego, por secado, se elimina el resto de humedad que queda en los trozos de fruta y así se extiende la vida útil del producto por un tiempo mayor.
Durante el proceso de desecación de la fruta fresca sin romper células, su
contenido en agua disminuye mucho, por lo que la concentración de los
nutrientes y azúcares aumenta. Las frutas secas se pueden consumir directamente o se las puede rehidratar primero, poniéndolas en remojo en agua.
Las frutas deshidratadas osmóticamente
conservan, en alto grado, su color, sabor y
aroma.
Si dejamos una fruta jugosa al sol por unas
horas, pierde agua.
Repaso
22.Expliquen el proceso de rehidratación de la fruta seca cuando se la coloca en agua. Tengan en cuenta el con-
cepto de ósmosis.
20
Los materiales
Capítulo 1
Los gases
Sabemos que la materia puede presentarse en por lo menos cuatro
estados: gaseoso, líquido, sólido y plasma. Hacia fines del siglo xvii, al
experimentar con gases, los científicos comprobaron que todos tienen un
comportamiento semejante, lo que los llevó a pensar que su estructura
interna (la que no vemos) es sencilla y común a todos ellos. El estado gaseoso
fue, entonces, el más estudiado y el primero para el cual se elaboró un
modelo que explicara su comportamiento y sus propiedades macroscópicas
con una descripción submicroscópica. Los científicos comprobaron que una
cantidad de gas ocupa un volumen, que está determinado por la presión
y la temperatura a las cuales se encuentra. Se suele decir que, para una
determinada cantidad de gas, el volumen, la temperatura y la presión son
las variables de estado.
Las leyes de los gases dan cuenta del comportamiento de una determinada
cantidad de un material en estado gaseoso, independientemente de cuál
sea el material.
Ley de Boyle
¡y de Mariotte!
Para fabricar un inflador:
http://bit.ly/EDV_FQ_21_1
1 atm = 1013,25 hectopascales
Al inflar las ruedas de una bicicleta, es posible notar que, al empujar el
émbolo hacia abajo, antes que el gas pase del inflador a la cámara de la
cubierta de la bici, está ejerciendo presión, y que el volumen disminuye a
pesar de que la cantidad de aire permanece constante.
Robert Boyle (1627-1691) estudió los cambios que se producen en el
volumen de una determinada cantidad de gas a una temperatura constante
cuando se modifica la presión. Esta puede medirse en diferentes unidades.
Para los gases se suele usar la unidad llamada atmósfera, que se simboliza
con la abreviatura atm.
La Ley de Boyle establece que, para un gas ideal, la presión y el volumen
son inversamente proporcionales, siempre que la temperatura y la cantidad
de gas se mantengan constantes. Matemáticamente se puede representar de
este modo:
P ·V = k
Donde V es el volumen, P la presión y k es una constante. Al representarlo
en un gráfico, como el que se encuentra en el lateral, se observa una curva.
P
V V
P
P
V
Presión
(en atm)
4
3,5
3
2,5
2
1,5
1
0,5
0
0
1
2
3
4
Volumen
(en l)
5
Si la temperatura y la cantidad de gas son constantes,
al duplicar la presión el volumen se reduce a la mitad.
Problemas
23.Ingresen a esta página web: http://bit.ly/EDV_FQ_21 _2
24.Si se reduce el volumen de una cantidad de gas au-
y utilicen el simulador para responder las siguientes
preguntas:
a. ¿Cambian los valores de la temperatura y la cantidad de gas al modificar la presión?
b. ¿Qué influencia de la presión con respecto al volumen, y viceversa, pueden apreciar?
mentando su presión, ¿cuál/es de las siguientes opciones corresponde a lo que ocurre?
a. Se reduce el número de partículas del gas.
b. El número de partículas del gas no cambia.
c. Se reduce el espacio entre las partículas del gas.
d. Se achican las partículas.
21
Materia y energía
Bloque I
Ley de Charles
V
T
V
T
V
T
atar un hilo
alrededor de
un globo y
ponerlo al sol.
¿Explotará?
A fines del siglo xviii, el científico francés Jacques Charles (1746-1823)
corroboró experimentalmente que si se incrementa la temperatura de una
cierta masa de gas y se mantiene la presión constante, su volumen aumenta. Es decir, si la presión y la cantidad de gas son constantes, al aumentar la
temperatura, el volumen también aumenta.
Encontró que este aumento era directamente proporcional a la temperatura absoluta y enunció la hoy llamada Ley de Charles: para una determinada masa de gas a presión constante, el volumen es directamente
proporcional a la temperatura expresada en la escala Kelvin. La expresión
matemática de esta ley es:
V/T = k
Donde V es el volumen, T la temperatura absoluta y k una constante.
Volumen (en l)
2,5
2
1,5
Si la presión y la
cantidad de gas
son constantes; al
aumentar la temperatura, el volumen
también aumenta.
1
0,5
entonces, temperatura
en Kelvin = temperatura en
grados Celsius + 273
0
0
100
200
300
400
500
Temperatura
(en K)
Ley de Charles y Gay-Lussac
373 K
100 ˚C
273 K
0 ˚C
-273 ˚C
0K
Kelvin Celsius
Lord Kelvin propuso una
escala de temperatura absoluta, cuyo 0 corresponde
a la temperatura mínima
posible para la materia.
P
T
22
P
T
P
T
En los envases de los aerosoles suele aparecer la leyenda no exponer, ni
arrojar al fuego. Esto se debe a que un aumento de la temperatura determinaría un aumento de la presión en el interior del envase rígido (volumen
constante y la misma cantidad de gas), y explotaría.
Jaques Charles trabajó sobre esa relación de proporcionalidad, aunque
no publicó su investigación. La ley fue publicada finalmente a comienzos
del siglo xix por Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1850), quien hizo referencia
al trabajo de su compañero. Por este motivo, la ley lleva el nombre de los dos
científicos que la han desarrollado.
La Ley de Charles y Gay-Lussac expresa que la presión ejercida por una
determinada cantidad de gas aumenta de manera proporcional con el aumento de la temperatura absoluta, siempre que el volumen se mantenga
constante.
Para una dada masa gaseosa a volumen constante, la presión y la temperatura absoluta son directamente proporcionales. Matemáticamente, esta
ley se puede expresar como:
P/T = k
Donde P es la presión, T la temperatura absoluta y k una constante.
Los materiales
Capítulo 1
Boyle y Mariotte: mismo tema, otro lugar
Robert Boyle nació en Irlanda en el seno de una familia de la nobleza.
Experimentó en el campo de la química, en particular con propiedades de
los gases. Es considerado uno de los fundadores de la química moderna.
Los razonamientos de Robert Boyle sobre el comportamiento de la materia
a nivel corpuscular fueron novedosos para su época. En la segunda versión
de su obra Nuevos experimentos físico-mecánicos acerca de la elasticidad del aire y
sus efectos (1662), está publicada la ley sobre el comportamiento de los gases
que lleva su nombre.
En la misma época, en Dijon, Francia, Edme Mariotte (1620-1684), un físico francés y monje del monasterio de Saint-Martin-sous-Beaune, formuló la misma ley que Boyle había propuesto, de forma independiente y más
completa que aquel, al establecer que la presión y el volumen de un gas son
inversamente proporcionales, si se mantiene constante la temperatura y la
cantidad de gas del sistema.
Por este motivo, a la ley que formularon estos dos científicos también se
la conoce como Ley de Boyle-Mariotte.
Edme Mariotte.
El gas ideal y la ecuación de estado
Los gases se comportan, con mayor o menor precisión, según las leyes de
los gases que estudiaron en las páginas anteriores: la Ley de Boyle y Mariotte,
la Ley de Charles, y la Ley de Charles y Gay-Lussac.
Los científicos imaginaron un gas para el cual se cumplen estas leyes en
forma rigurosa, cualquiera sea la presión y la temperatura a la que se encuentre, y lo llamaron gas ideal. El gas ideal es, entonces, un modelo.
En el gas ideal, el volumen de las partículas es despreciable (muy pequeño respecto del volumen total del gas); estas partículas no interaccionan
entre ellas y están en movimiento constante y totalmente caótico. El comportamiento de un gas real se acerca al ideal cuando la presión es baja y la
temperatura es alta.
Las leyes de los gases expresan, para una masa gaseosa, la relación entre
dos de las tres variables de estado (presión, temperatura y volumen), cuando la tercera permanece sin cambio. A partir de las expresiones matemáticas de las leyes de los gases, se puede deducir la ecuación de estado del
gas ideal, que expresa la relación de las tres variables de estado para una
misma cantidad de gas.
Robert Boyle.
¿Por qué no trabajaron juntos si
estaban investigando lo mismo?
¿Habrá ahora científicos
investigando los mismos temas,
pero trabajando por separado?
P .V = k
T
Considerando el estado inicial y final de un sistema, se puede expresar
de la siguiente manera:
Pi . Vi
Ti
=
P f . Vf
Tf
Siendo Pi la presión inicial, Vi el volumen inicial y Ti la temperatura inicial expresada en grados Kelvin (K), mientras que Pf, Vf y Tf son las que corresponden al estado final.
23
Bloque I
Materia y energía
El modelo cinético-corpuscular para explicar las leyes de
los gases
recipiente cerrado
con un gas adentro:
al calentar, aumenta la
velocidad de las partículas
aumenta el número de choques
con las paredes del recipiente
aumenta la presión
El modelo del gas ideal asume la discontinuidad de la materia y propone
que los gases están formados por partículas muy pequeñas en constante
movimiento, y que entre ellas hay vacío, es decir, no hay otras partículas.
Así, el volumen de una determinada cantidad de gas coincide con el espacio
por donde se mueven las partículas, que son consideradas como “puntuales”, esto es, prácticamente sin volumen: aunque las partículas tienen un
volumen propio, es muy pequeño respecto del espacio por donde se mueven.
Asimismo, también se propone que las interacciones (fuerzas de atracción)
entre las partículas son muy débiles y pueden ser despreciables.
Teniendo en cuenta que las partículas se mueven por todo el espacio disponible, podemos explicar por qué los gases ocupan todo el espacio que se
les brinda y, por otra parte, por qué una masa gaseosa se puede comprimir y
expandir con facilidad.
Como acabamos de mencionar, las partículas de un gas se mueven al
azar, muy rápido y en todas las direcciones y sentidos. Según este modelo,
la energía promedio debida al movimiento tiene relación directa con la temperatura a la cual se encuentra el gas. A mayor temperatura las partículas
tienen más energía y se mueven más rápido. Al llegar a las paredes del recipiente donde se hallan, las partículas del gas chocan contra ellas. Podemos
considerar que la presión que ejerce un gas se debe a los impactos que provocan sus partículas sobre las paredes del recipiente que lo contiene.
Teniendo en cuenta las consideraciones anteriores, se puede explicar a
nivel submicroscópico el comportamiento de los gases si se modifica alguna de las variables, como la temperatura, la presión, el volumen o la cantidad
de partículas.
Problemas
25.En el gráfico de la página 22 está representada la
variación del volumen de una determinada cantidad de gas respecto de la variación de la temperatura medida en la escala Kelvin.
a. ¿Cómo se representó en el gráfico que la cantidad
de gas no cambió?
b. Tomando dos pares ordenados (V, T) verifiquen
matemáticamente la Ley de Charles.
c. ¿A qué valor corresponde en la escala Kelvin una
temperatura de 124 ˚C?
d. ¿Qué temperatura, expresada en ˚C, corresponde
a 400 K?
e. Piensen, propongan y expliquen, desde la Ley de
Charles, un ejemplo de la vida diaria.
24
26.En una fábrica de globos están ensayando diferen-
tes materiales para conocer su resistencia. Quieren
averiguar si al aumentar la presión del gas a un determinado valor, los globos explotarán. Para ello,
inflaron un globo con una cierta cantidad de aire
que ocupa un volumen de 2 l, a una temperatura de
29 ˚C y una presión de 1,3 atm.
a. ¿Cuál es el valor de la temperatura expresada en K?
b. ¿Qué ocurriría con el volumen del aire contenido
en el globo si no cambiara la temperatura y la
presión se redujera a la mitad?
c. ¿Qué presión alcanzaría el globo si el volumen
fuera de 2,3 l y la temperatura de 330 K?
d. ¿Cuál es el valor de la temperatura final expresada en grados Celsius?
Los materiales
Capítulo 1
Los materiales que usamos y su origen
Bosques, playas, montañas, ciudades, pueblos, carreteras. En todos estos lugares vemos diferentes materiales. Usamos materiales para construir
edificios, para abrigarnos, para fabricar autos y computadoras, para hacer
alhajas y otros adornos y, también, como alimentos. ¿Cómo se obtienen esos
materiales? ¿Con qué materiales se fabrican remeras y pantalones? ¿Y el
oro de los anillos? ¿De dónde proviene el azúcar con que endulzamos nuestras bebidas? ¿Y el cemento para construir una pared? ¿Cómo se obtienen
los plásticos con que se fabrican envases y otros objetos?
Actualmente contamos con una gran diversidad de materiales, pero no
siempre fue así. Los seres humanos comenzaron aprovechando los materiales que se encontraban disponibles en su entorno natural y les daban diversas aplicaciones. Así, con la madera de los árboles hacían muebles, y con la
leche de ciertos mamíferos se alimentaban, de manera que satisfacían sus
necesidades utilizando los materiales naturales tal como se presentaban.
Esto fue así durante miles de años, con cueros, lanas, algunas rocas (como
mármoles o granitos), frutas, etcétera. Sin embargo, hoy en día son muy
pocos los materiales que se usan tal como se encuentran en la naturaleza.
La mayor parte de los materiales naturales son materias primas con que
se elaboran otros; por ejemplo, el petróleo es la materia prima de las naftas. Los materiales que se obtienen a partir de materias primas naturales
se denominan materiales manufacturados o elaborados. El cemento corresponde a este tipo de material, pues no existe como tal en la naturaleza sino
que se obtiene a partir de piedra caliza, arcilla y yeso, que son materiales
naturales.
Con el desarrollo de la ciencia y la tecnología, los seres humanos hemos
avanzado en el conocimiento de la estructura de los materiales naturales,
en su obtención y en la elaboración de otros nuevos. Hacia fines del siglo
xix y comienzos del siglo xx, se aceleró notablemente la producción de materiales cuya obtención requiere de procesos complicados y diversos, que
provocan complejas transformaciones de las materias primas de origen. Se
trata de los materiales artificiales o sintéticos. Un ejemplo de materiales
sintéticos son los plásticos, que se obtienen a partir de materiales provenientes del petróleo o del gas natural.
Materiales, estructuras,
propiedades y usos. Ver
unidad 6.
Materiales naturales
manufacturados
sintéticos
materias primas
materiales
que se usan para elaborar otros
Casi todos los materiales
actuales han tenido procesos de elaboración. Por
ejemplo, cuando se esquilan
ovejas, la lana que se extrae
pasa por una serie de procesos, como la limpieza y el
teñido, antes de ser usada
para hacer un suéter.
25
Bloque I
Materia y energía
El oro: de la mina al anillo
Mineral aurífero.
Como ya comentamos, desde que los seres humanos aparecieron en este
planeta, han usado los materiales existentes en la naturaleza, esto es, los
recursos naturales. El territorio de nuestro país nos ofrece una rica y variada
gama de recursos naturales, entre ellos los minerales de los cuales podemos
extraer metales. Al conjunto de operaciones que se siguen para obtener un
metal a partir de los minerales que lo contienen, se lo denomina metalurgia.
De todos los metales conocidos, el oro es uno de los pocos que se encuentran en la naturaleza como tal, es decir, en estado nativo.
Como vieron cuando estudiaron los métodos para la separación de fases,
en la explotación artesanal del oro presente en arenas se utiliza el método de la levigación. En cambio, para explotar el oro presente en las rocas
actualmente se utiliza otro método, denominado lixiviación. Se trata de un
proceso en el cual una o más sustancias son extraídas de un sólido (generalmente triturado o formado por una aglomeración de partículas) mediante
la acción de un líquido (solvente) en el que esas sustancias son solubles.
La explotación se puede realizar en galerías subterráneas o a cielo abierto, esto es, en la superficie. La explotación a cielo abierto comenzó, en la Argentina, a fines del siglo pasado. Para sacar los minerales, se realizan explosiones en las rocas, que forman enormes cráteres, como el que se observa
en la fotografía de la mina de oro a cielo abierto de esta página.
Hay zonas mineras en todo el
país. ¿En La Rioja y San Juan
usarán el mismo método que
utilizaron los lavadores de oro
de Tierra del Fuego?
Una mina de oro a cielo abierto en la provincia de Catamarca.
Un hombre buscando oro de
manera artesanal.
Una vez extraida, la roca que contiene el oro es triturada y molida. Luego,
se la mezcla con una solución acuosa de cianuro de sodio. El oro, al tomar
contacto con el cianuro da origen a sales que son solubles en agua. Posteriormente, para obtener el oro se hace un tratamiento con cinc, con lo que
se separa el oro metálico.
El cianuro genera problemas ambientales, contamina las aguas y es tóxico para los seres vivos. Por eso, se ha intentado reemplazarlo por otros materiales. Sin embargo, aún no se ha encontrado un sustituto rentable y que
no sea tóxico, por lo cual la cianuración sigue siendo el proceso más usado
para la extracción de oro.
26
Los materiales
Capítulo 1
Metalurgia del oro: la salud también importa
E
n 1783, Carl Wilhelm Scheele (1742-1786)
descubrió que al poner en contacto un trozo
de oro con una solución acuosa de cianuro de sodio, el
oro reacciona y se forman sales (cianuros de oro) que
quedan disueltas en el agua. Pero fue recién en 1887
que la cianuración del oro se aplicó a la extracción
de este metal, y esto ocurrió cuando John Stewart
MacArthur (1887-1920), financiado por los hermanos Robert y William Forrest, desarrolló la forma de
realizarla. Es por este motivo que a este método se lo
conoce también como proceso MacArthur-Forrest. Debido a la naturaleza tóxica del cianuro, el proceso es
muy controvertido y su uso está prohibido en varios
países y territorios. La primera provincia argentina
en promulgar una ley prohibiendo el uso de cianuro en minería fue Chubut, en 2002. Le siguieron La
Pampa, Mendoza, San Luis, Tucumán y Córdoba. Las
provincias de La Rioja y Río Negro también promulgaron este tipo de leyes pero luego las derogaron.
MacArthur-Forrest?
a) ¿Qué otro nombre recibe el proceso de
explota el oro? En
b) En la provincia que ustedes habitan, ¿se
su extracción?
caso afirmativo, ¿qué método se utiliza para
Usos del oro
La mayor parte del oro producido se emplea en la acuñación de monedas
y en joyería. Para estos fines, como es muy blando, se utiliza como materia
prima para la elaboración de aleaciones de mayor dureza. Las aleaciones,
como vimos en páginas anteriores, son soluciones sólidas que contienen
por lo menos un metal.
La proporción de oro en las aleaciones utilizadas en joyería se expresa
en quilates. El oro puro es el de 24 quilates, por lo tanto, si una joya es de 18
quilates quiere decir que de 24 partes de la aleación, solo 18 corresponden a
oro puro y el resto es de otros metales. Esto corresponde a un contenido de oro
del 75%, ya que:
24 quilates --------------- 100% de oro
18 quilates --------------- x = 75% de oro
Objetos hechos con oro.
La siguiente tabla muestra la composición porcentual (% m/m) de diversas
aleaciones de oro, esto es, cuántos gramos de cada uno de los diversos metales
que las componen están presentes en 100 g del material considerado.
Material
Oro
Plata
Cobre
Paladio
Oro amarillo
75%
12,5%
12,5%
--
Oro rojo
75%
25%
--
--
Oro blanco
75%
15 a 9%
--
10 a 16%
El oro también interviene en la estructura de casi todos los dispositivos
electrónicos (computadoras, teléfonos móviles, tablets y otros). Por su alta
conductividad eléctrica y elevada resistencia a la oxidación, es utilizado en los
conectores de la batería de los teléfonos celulares y en los chips de memoria.
El oro se utiliza en la industria electrónica.
27
Bloque I
Materia y energía
“Carretas cañeras cruzan la
laguna; el grillo a la luna le
da su cantar y en los valles
retumba mi caja; canta con
la zafra todo Tucumán”
De Simoca, del Chango
Rodríguez
Zafra mecanizada en la
provincia de Tucumán.
El azúcar: de la caña a la azucarera
¡Qué extenso y variado es nuestro país! De viaje por el Noroeste Argentino (NOA) se recorren, entre otras, las provincias de Tucumán, Salta y Jujuy.
En la provincia de Tucumán, hay muchos cañaverales, esto es, grandes extensiones con plantaciones de caña de azúcar. En el Noroeste Argentino se
produce el 99% del azúcar de nuestro país. La principal provincia productora es Tucumán. El resto de la producción proviene de las provincias de Salta
y de Jujuy.
El azúcar de mesa es un material que usamos diariamente para endulzar, por ejemplo, el café, el té y algunas comidas. Es muy soluble en agua y
algo soluble en alcohol. Por este motivo, el azúcar se emplea en la fabricación de bebidas gaseosas y, también, en la de jarabes medicinales y licores.
La solubilidad del azúcar en agua aumenta cuando aumenta la temperatura. Por ejemplo, a 50 ºC se pueden disolver hasta 260 g de azúcar en 100 ml
(100 cm3) de agua; pero a 100 ºC la solubilidad es de 500 g por cada 100 ml de
agua. El nombre químico del azúcar de mesa es sacarosa.
La caña de azúcar es la principal materia prima para elaborar el azúcar.
Este proceso se realiza en los ingenios azucareros. Algunos ingenios producen su propia caña de azúcar, pero la mayoría de ellos la compra a productores cañeros independientes.
El proceso de elaboración del azúcar a partir de la caña comienza con
la cosecha o zafra, cuando se cortan las cañas manualmente con machete
o por medios mecánicos. Luego, se las lleva hasta las balanzas. Las que se
pueden ver aún por los caminos entre los cañaverales y los ingenios están
en desuso. Actualmente el control del peso se realiza en el mismo ingenio, y
el transporte, que se hacía en carretas, se hace ahora con camiones.
Las cañas pasan por unos molinos llamados trapiches. En ellos se las
comprime para extraer el jugo azucarado que contienen. Luego, este jugo
pasa por filtros que separan el líquido de un residuo sólido y fibroso llamado
bagazo o fibra de caña, que se usa como combustible o como materia prima
para elaborar papel.
Después, el jugo azucarado filtrado es sometido a procesos de clarificación para separar partículas y evitar que el azúcar quede oscura. Durante la
clarificación, se espera a que las partículas o lodos sedimenten en el fondo
del recipiente y, luego, el jugo clarificado se vuelve a filtrar. Una vez que se
volvió a filtrar, el jugo se vierte en unos evaporadores, donde se lo calienta
para que se evapore parte del agua. Entonces, se forma un líquido muy concentrado a partir del cual se realiza la cristalización. El azúcar cristalizado
obtenido, que es de primera calidad, es lavado y secado con aire caliente. De
las aguas de lavado se separa azúcar de calidad inferior.
Problemas
27. Elaboren un esquema de las etapas de elaboración
del azúcar.
28
28.Calculen cuántos gramos de azúcar se pueden
disolver, como máximo, en 300 ml de agua a 50 ˚C.
Los materiales
Capítulo
Bloque I1
NOTAS DE LABORATORIO
experiencia n.º 4
Cristalización de azúcar
5. Introduzcan el/los hilos en el agua azucarada, tal
como se muestra en la fotografía.
Recursos
• Agua.
• Una cacerola o un jarro pequeño para calentar agua.
• Una fuente de calor (mechero).
• Azúcar.
• Una cuchara.
• Un frasco transparente o un vaso térmico grande
(que resista altas temperaturas).
• Una varilla o un lápiz.
• Un hilo de algodón (se usa para atar paquetes).
• Clips o arandelas de metal.
• Una lupa.
• Un plato.
• Papel absorbente o servilleta de papel.
Procedimiento
1. Coloquen los elementos como en la fotografía. Viertan el agua en la cacerola y caliéntenla hasta que
hierva. Tomen recaudos para evitar quemaduras.
6. Dejen todo el conjunto en reposo durante unos días.
7. Observen a simple vista y con lupa lo que va ocu-
rriendo sobre los hilos. Con palabras y con dibujos,
describan lo observado. Incluyan fotos.
8. Comparen los cristales obtenidos entre los distintos
grupos. Sujetándolo desde el extremo superior del
hilo, pueden sacar lo obtenido y, con cuidado, apoyarlo en un platito, sobre papel absorbente.
9. Analicen cuáles son las mejores condiciones para lo-
grar cristales más grandes y bonitos. Traten de comprobar las anticipaciones que hayan realizado.
10.Elaboren un informe. Incluyan las conclusiones que
2. Cuando el agua esté caliente, disuelvan, revolvien-
do bien, todo el azúcar que sea posible. Esto será,
aproximadamente, unos 200 g de azúcar por cada
50 ml (50 cm3) de agua.
3. Con mucho cuidado, viertan la solución en el vaso o
frasco transparente. Para que el resultado sea más
vistoso, pueden añadir unas gotas de colorante de
alimentos.
elaboraron y las respuestas a estas preguntas.
a. ¿Cuáles son los componentes de la solución que
prepararon? ¿Cuál es el soluto? ¿Cuál es el solvente?
b. La solución que prepararon, ¿es saturada? ¿Por
qué?
c. ¿Qué proceso se produjo en el interior del vaso con
el azúcar de la solución?
d. ¿Qué le ocurrió al agua que ya no está presente en
la solución?
e. ¿Aparecieron nuevas sustancias (sustancias que no
estaban al comienzo del proceso)?
f. ¿Los cambios que se produjeron son físicos? ¿Por
qué?
11.¿Cuándo harán la exposición de los cristales obteni-
dos? ¿Se animan a proyectar las fotos que sacaron?
4. Aten a la varilla o el lápiz uno o dos trozos de hilo que
tengan atados en sus puntas un clip o una arandela.
Ver video en:
http://bit.ly/EDV_FQ_29
29
Bloque I
Materia y energía
Los plásticos
¿Hay industrias petroquímicas
en Argentina? Averiguar.
Plásticos: sus propiedades
y usos. Ver unidad 6.
Actualmente es muy difícil imaginar la vida sin los plásticos, pero,
¿cuándo se empezaron a elaborar materiales plásticos? ¿Cómo se obtienen?
¿Por qué se dice que son sintéticos o artificiales?
La mayor parte de los materiales plásticos se obtienen a partir de
derivados del petróleo y del gas natural. Solo el 4% del total del petróleo y
el gas que se extrae se destina a la industria del plástico. El 3% se utiliza en
otras industrias, llamadas petroquímicas, donde se elaboran medicamentos,
colorantes, detergentes y adhesivos, entre otros. El resto (93%) se usa como
combustible.
La primera operación a que se somete el petróleo para su uso industrial
posterior consiste en la separación de sus componentes mediante destilación.
Una de las fracciones que se obtiene es la nafta. A partir de ella se obtienen
sustancias como el etileno o eteno, el propileno o propeno y el benceno, que
se usan para elaborar materiales sintéticos, como el polietileno, el PVC, el
polipropileno y el poliestireno, llamados habitualmente plásticos.
Para obtener estos materiales, con las materias primas se realiza un
proceso complejo denominado polimerización. Durante este proceso, las
materias primas (etileno, propileno, benceno y otras) son los monómeros; y
los productos obtenidos, los polímeros.
Materiales sintéticos: la ciencia y la tecnología
van de la mano
El primer plástico o polímero sintético, la baquelita, fue producido a comienzos del siglo xx
por el químico Leo Baekeland (1863-1944). Más
tarde, las múltiples investigaciones sobre plásticos
que realizó el químico Hermann Staudinger (18811965) facilitaron el desarrollo de nuevos materiales sintéticos, como el PVC, los acrílicos y el nailon.
En 1938, el científico Roy Plunkett (19101994) inventó el teflón, que comenzó a comercializarse doce años más tarde. En 1953, el químico
Karl Ziegler (1898-1973) y su equipo desarrollaron el polietileno; y, en 1954, el científico Giulio
Natta (1903-1979) hizo lo propio con el polipropileno; estos son los dos plásticos más utilizados
en la actualidad. Unos años más tarde, en 1965, la
química Stephanie Kwolek (1923-2014) sintetizó
el kevlar, un material superresistente que se usa
en la fabricación de chalecos antibalas.
En la década de 1970 se produjo un freno en el
desarrollo de la industria de los plásticos debido
30
a que los principales productores de petróleo, los
países árabes, por motivos bélicos (guerra con
Israel), retacearon el envío de petróleo y, por lo
tanto, su precio aumentó considerablemente. Al
mismo tiempo, comenzó el desarrollo de unos
materiales conocidos como composites, que son
mezclas de polímeros sintéticos con otros tipos
de materiales, como vidrio y cuarzo.
Diez años más tarde, se comenzaron a elaborar
plásticos conductores de la electricidad, como el
poliacetileno.
científicos
cionalidades de los
¿Cuáles son las na historia? ¿La actividad
ta
mencionados en es ras geográficas o de género?
te
on
fr
científica tiene
Los materiales
Capítulo 1
Repaso
Dejó en reposo ambas tazas. Observó, comparó los
resultados y escribió:
29.Para obtener por separado la sal, a partir de una mez-
cla de arena y sal gruesa, ¿cuál de los siguientes es el
procedimiento más adecuado? ¿Por qué los otros dos
no lo son?
a. Filtración, evaporación de la sal.
b. Lixiviación con agua, filtración, evaporación del agua.
c. Tamización.
30.a. El cobre, a temperatura ambiente (25 ˚C), es sólido.
¿Cuál de las siguientes temperaturas de fusión puede corresponder al oro? a) 1083 ˚C. b) 18 ˚C. c) -5 ˚C.
b. Un material hierve a 155 ˚C y funde a 15 ˚C. A temperatura ambiente, ¿es sólido, líquido o gaseoso?
31.Ayer cumplió años Delfina. Terminó la fiesta y algunos
globos quedaron sobre la mesa y otros en el patio. La
noche fue fría pero hoy amaneció lindo, durante toda
la mañana hubo un fuerte sol en el patio. Los globos
que quedaron en el comedor hoy a la mañana temprano estaban más chicos, como desinflados. Al mediodía
los globos que estaban en el patio tenían un tamaño
evidentemente mayor. Expliquen lo sucedido con los
globos.
Al poner un saquito de té dentro de agua fría y otro
en agua caliente, en ambos casos el líquido se fue
coloreando.
En la primera taza, este proceso fue más lento.
En la taza que contenía el agua caliente, los componentes solubles de las hojas de té se fueron disolviendo más rápidamente.
Cuando una sustancia se disuelve en otra, sus partículas se mezclan de manera uniforme. En caliente, las
partículas que forman las diferentes sustancias tienen
más energía y se mueven con mayor velocidad, por lo
que el proceso se realiza con mayor rapidez.
a. ¿Qué hipótesis Pablo pretendió corroborar con este
experimento?
b. ¿Qué recursos utilizó?
c. ¿Qué procedimiento realizó?
d. ¿Qué resultados obtuvo?
e. ¿Cómo se explican en el texto estos resultados?
f. ¿Son creíbles los resultados?
g. ¿Qué harían para comprobarlos?
32.El aceite de cocina, el vino, el vinagre, el acero inoxi-
dable, el oro 18 kilates, el bronce y el aire son todas
soluciones. ¿Qué tienen de diferente? ¿Qué tienen en
común?
36.Un anillo de oro 18 quilates contiene 0,8 g de oro puro.
¿Cuál es la masa del anillo?
37. Dos vasos contienen igual cantidad de agua a una mis-
33.Al poner una botella de bebida cola en el freezer o en
el congelador de una heladera, al cabo de un tiempo
se congela una parte. El sólido no tiene el color de la
gaseosa. ¿Qué ocurrió?
34.En un vaso con agua, Loly puso una cucharada de azú-
car, revolvió un poco y luego puso un cubito de hielo.
Al cabo de unos minutos ya no se veían ni el azúcar ni
el hielo. ¿Qué ocurrió con el azúcar? ¿Y con el hielo?
¿Qué tipo de mezcla contenía el vaso antes de poner el
hielo? ¿Por qué? ¿Qué tipo de sistema es el que finalmente quedó? ¿Por qué? ¿Qué diferencia tiene respecto
del anterior?
35.Lean el siguiente texto y respondan las preguntas.
En una taza, Pablo puso agua fría y, en otra, agua
caliente. Luego, colocó en cada una un saquito de té.
ma temperatura. En uno de ellos se ponen varios terrones (trozos) de azúcar, en el otro se echan varias
cucharadas de azúcar molida.
a. ¿Se disolverá la misma cantidad de azúcar en ambos
casos? ¿Por qué?
b. ¿La rapidez de disolución será en los dos casos la
misma? ¿Por qué?
38.Les proponemos que, si pueden, miren el siguiente
video: http://bit.ly/EDV_FQ_31. Allí encontrarán otra
aplicación de la Ley de Boyle.
a. ¿Esperaban observar lo que ocurrió dentro de la jeringa? ¿Por qué? Explíquenlo con sus palabras.
b. ¿Por qué en la experiencia se tapó el extremo libre
de la jeringa?
c. ¿Qué variable de estado se mantuvo constante en la
experiencia?
31
Bloque I
Materia y energía
Integración
1. Lean el relato y resuelvan las consignas.
Fabi invitó a su casa a un grupo de amigas y amigos para
festejar su cumpleaños. Decidió preparar jugos, en tres jarras
diferentes, disolviendo en agua el polvo de los sobrecitos para
preparar bebida, que compró en el supermercado.
Tomó la primera jarra, puso 1 litro de agua y le disolvió
totalmente 3 sobres de polvo gusto naranja. En la segunda
jarra solo entraron 750 ml de agua y entonces le disolvió el
contenido de 2 sobres. En la tercera jarra, la más grande,
disolvió totalmente 5 sobres en 2 litros de agua.
a. ¿Las mezclas contenidas en las jarras son homogé-
neas o heterogéneas? ¿Por qué?
e. Averigüen cuántos gramos de polvo tiene cada so-
b. ¿La concentración de los tres jugos preparados es la
bre para preparar jugo de naranja. Calculen la concentración del jugo de la segunda jarra y exprésenla
en gramos de soluto por litro de solvente (agua).
misma? ¿Por qué?
f. ¿Qué podrían hacer para concentrar más el jugo de
la primera jarra?
c. ¿Cuál de las jarras contiene el jugo más diluido?
¿Cómo lo supieron?
g. ¿Existe una única manera de concentrar una solu-
ción? Comparen la respuesta que dieron ustedes a la
pregunta anterior con las de otros compañeros. ¿Son
iguales? ¿A qué se deben las diferencias?
d. Si pudieran ver los jugos preparados o probarlos,
¿cómo se podrían dar cuenta de cuál es el jugo más
diluido? ¿Por qué?
32
Fuera de
SERIE
Física y química I
Astronautas que se congelan, meteoritos que amenazan
con destruir la Tierra. Explosiones e incendios en el espacio.
Invasores extraterrestres que son solo energía. Heladeras
que protegen de la radioactividad. ¡Desafíos fuera de serie!
Preparen sus pochoclos y tengan su libro a mano.
Fuera de
Física y
química I
SERIE
Materiales, fuerzas y energía
Ex
p
his erie
tór nci
ica as
sy
ac
tu
ale
s
Una invitación a explorar los conceptos y los modos
de conocer de las ciencias naturales. Un libro que
invita a hacerse preguntas sobre el mundo natural
y propone un camino compartido para construir
respuestas.
ue
sq a
e
l
a tur
c
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Cu
Artículos periodísticos y
de divulgación científica
educación secundaria
¿Se animan a recorrer el camino? ¡Prepárense para
una experiencia Fuera de serie!
educación secundaria
Física y química I Fuera de serie es además un libro
expandido que transciende los límites de sus
páginas con referencias a situaciones actuales,
reflexiones en torno a problemáticas reales y
recursos audiovisuales para analizar resultados
y repasar unidad a unidad los contenidos.
educación secundaria
Física y química I Fuera de serie es un libro intervenido.
Con sus notas marginales y recortes, el recorrido por
los conceptos y los modos de conocer de las ciencias
naturales es acompañado por un lector cómplice que
apela con interrogantes relevantes y ofrece diferentes
claves de lectura.
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Raúl Bazo
Marta Bulwik
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NAP: 1. Y 2.º AÑO (ESB)
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PBA: 2.º AÑO (ESB)
CABA: 1. AÑO NES
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