Fuera de Serie - Física y química I. Materiales, fuerzas y energía

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.

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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 á de lisis d pe líc e ca ula so s

Raúl Bazo Marta Bulwik

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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 procedimiento, comprendidos la reprografía y el tratamiento informático, y la distribución de los ejemplares de ella mediante alquiler o préstamo público. Queda hecho el depósito que dispone la ley 11.723.

La editorial queda a disposición de los eventuales poseedores de los derechos de fuentes literarias que no pudieron ser contactados.

Experiencias: Paula Bonacorsi.

Shutterstock: duangnapa_b, morrison77, Southtownboy, margouillat photo, Evgenia Bolyukh, Angel Simon, Tim Masters, Svetlana Lukienko, francesco de marco, clarkfang, Steve Ikeguchi, stocktributor, masik0553, Ruud Morijn Photographer, mj007, Lissandra Melo, olgatlt63, Destinyweddingstudio, M. Unal Ozmen, meunierd, Viacheslav Nikolaenko, ppl, fotógrafos, Alexander Raths, Zorabc, IkeHayden, Lasse Kristensen, Africa Studio, Rich Carey, Bruce L Crandall, karrapavan, Peter Bernik, Hal_P, Jon Le-Bon, MikeBraune, Khongkit Wiriyachan, Andrey_Popov, Pecold, stefanocapra, Emi Cristea, Robyn Mackenzie, pattara puttiwong, Grisha Bruev, Toa55, Ronnie Chua, huyangshu, r.classen, Pi-Lens, Andrey_Popov, Jorg Hackemann, 4Max, Smirnov Maksim, Tylinek, CHAIYA, Renata Sedmakova.

Fotogramas: Páginas 7 y 33: Misión a Marte, Buena Vista Internacional (2000). Pág. 53: Iron Man II, United International Pictures (UIP) (2010). Pág. 75: El Núcleo, United International Pictures (UIP) (2003). Pág. 99: La hora mas oscura, 20th Century Fox de Argentina (2012).

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!

* Para tener más información sobre el uso de los códigos QR, visiten la siguiente direc ción: 6 http://bit.ly/EDVFQ06

Mientras tanto, en otro lugar Porque no hay una única fuente de información que sea válida para 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.

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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

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