martes, 23 de noviembre de 2021
Equilibrio químico: el amoniaco
CÓMO AVOGADRO UNIFICÓ LOS CONCEPTOS MOL Y MOLÉCULA
¿QUIÉN ERA AVOGADRO?
Al contrario de lo que pensaban los estudiantes de Química de aquella época, el número de
Avogadro (que se define como número de partículas en una unidad conocida como mol) no fue
descubierto por Amadeo Avogadro (1776-1856). Avogadro era un abogado que se
interesó bastante por las matemáticas y la física, y que en 1820 se convirtió en el primer
profesor de física en Italia. Avogadro es más famoso por su la hipótesis que hizo de que
volúmenes iguales de diferentes gases a la misma temperatura y presión
contienen el mismo número de partículas.
ESTIMACIONES DEL NÚMERO DE AVOGADRO
El valor numérico de la constante de Avogadro expresado en mol recíproco, un número adimensional, se llama número de Avogadro, que es, por tanto, el número de partículas contenidas en un mol, exactamente 6,02214076 × 1023.
El valor de la constante de Avogadro se eligió de modo que la masa de un mol de un compuesto químico, en gramos, sea numéricamente igual (para todos los propósitos prácticos) a la masa promedio de una molécula del compuesto en daltons (unidades de masa atómica universal) ; un dalton es 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12, que es aproximadamente la masa de un nucleón (protón o neutrón). Por ejemplo, la masa promedio de una molécula de agua es aproximadamente 18.0153 daltons, y un mol de agua (N moléculas) es aproximadamente 18.0153 gramos. Por lo tanto, la constante de Avogadro NA es el factor de proporcionalidad que relaciona la masa molar de una sustancia con la masa promedio de una molécula, y el número de Avogadro también es el número aproximado de nucleones en un gramo de materia ordinaria.
La constante de Avogadro también relaciona el volumen molar de una sustancia con el volumen promedio ocupado nominalmente por una de sus partículas, cuando ambas se expresan en las mismas unidades de volumen. Por ejemplo, dado que el volumen molar de agua en condiciones normales es de aproximadamente 18 ml / mol, el volumen ocupado por una molécula de agua es aproximadamente 18 / 6.022 × 10−23 ml, o aproximadamente 30 Å3 (angstroms cúbicos). Para una sustancia cristalina, de manera similar relaciona su volumen molar (en mol / mL), el volumen de la celda unitaria repetida de los cristales (en mL) y el número de moléculas en esa celda.
El número de Avogadro (o constante) se ha definido de muchas formas diferentes a lo largo de su larga historia. Su valor aproximado fue determinado por primera vez, indirectamente, por Josef Loschmidt en 1865 (el número de Avogadro está estrechamente relacionado con la constante de Loschmidt, y los dos conceptos a veces se confunden). Inicialmente, Jean Perrin lo definió como el número de átomos en 16 gramos. de oxigeno. Más tarde se redefinió en la 14ª conferencia de la Oficina Internacional de Pesos y Medidas (BIPM) como el número de átomos en 12 gramos del isótopo carbono-12 (12C). En cada caso, el mol se definió como la cantidad de una sustancia que contenía el mismo número de átomos que esas muestras de referencia. En particular, cuando el carbono-12 era la referencia, un mol de carbono-12 era exactamente 12 gramos del elemento.
Estas definiciones significaban que el valor del número de Avogadro dependía del valor determinado experimentalmente de la masa (en gramos) de un átomo de esos elementos y, por lo tanto, solo se conocía con un número limitado de dígitos decimales. Sin embargo, en su 26a Conferencia, el BIPM adoptó un enfoque diferente: a partir del 20 de mayo de 2019, definió el número de Avogadro como el valor exacto N = 6.02214076 × 1023, y redefinió el mol como la cantidad de una sustancia considerada que contiene N constituyente. partículas de la sustancia. Según la nueva definición, la masa de un mol de cualquier sustancia (incluidos el hidrógeno, el carbono 12 y el oxígeno 16) es N veces la masa promedio de una de sus partículas constituyentes, una cantidad física cuyo valor preciso debe determinarse experimentalmente para cada sustancia.
ORIGEN DEL CONCEPTO
Imagen 3. Vídeo explicativo cálculo del número de Avogadro.
El nombre de número de Avogadro fue acuñado en 1909 por el físico Jean Perrin, quien lo definió como el número de moléculas en exactamente 32 gramos de oxígeno. El objetivo de esta definición era hacer que la masa de un mol de una sustancia, en gramos, fuera numéricamente igual a la masa de una molécula en relación con la masa del átomo de hidrógeno; que, debido a la ley de las proporciones definidas, era la unidad natural de masa atómica y se suponía que era 1/16 de la masa atómica del oxígeno.
PRIMERAS MEDICIONES
El valor del número de Avogadro (aún no conocido por ese nombre) fue obtenido por primera vez indirectamente por Josef Loschmidt en 1865, estimando el número de partículas en un volumen dado de gas. Este valor, la densidad numérica n0 de las partículas en un gas ideal, ahora se llama constante de Loschmidt en su honor, y está relacionado con la constante de Avogadro, NA, por
donde p0 es la presión, R es la constante del gas y T0 es la temperatura absoluta. Debido a este trabajo, el símbolo L se usa a veces para la constante de Avogadro, [17] y, en la literatura alemana, ese nombre puede usarse para ambas constantes, distinguidas solo por las unidades de medida. (Sin embargo, NA no debe confundirse con la constante de Loschmidt completamente diferente en la literatura en idioma inglés).
El mismo Perrin determinó el número de Avogadro mediante varios métodos experimentales diferentes. Fue galardonado con el Premio Nobel de Física de 1926, en gran parte por este trabajo.
La carga eléctrica por mol de electrones es una constante llamada constante de Faraday y se conoce desde 1834, cuando Michael Faraday publicó sus trabajos sobre electrólisis. En 1910, Robert Millikan obtuvo la primera medición de la carga de un electrón. Dividir la carga de un mol de electrones por la carga de un solo electrón proporcionó una estimación más precisa del número de Avogadro.
DEFINICIÓN DEL SI EN 1971
En 1971, la Oficina Internacional de Pesas y Medidas (BIPM) decidió considerar la cantidad de sustancia como una dimensión de medida independiente, con el mol como su unidad base en el Sistema Internacional de Unidades (SI). Específicamente, el mol se definió como una cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kilogramos de carbono-12.
Según esta definición, la regla general de que "un gramo de materia contiene N0 nucleones" era exacta para el carbono-12, pero ligeramente inexacta para otros elementos e isótopos. Por otro lado, un mol de cualquier sustancia contenía exactamente tantas moléculas como un mol de cualquier otra sustancia.
Como consecuencia de esta definición, en el sistema SI, la constante de Avogadro NA tenía la dimensionalidad recíproca de la cantidad de sustancia en lugar de un número puro, y tenía el valor aproximado de 6,02 × 1023 con unidades de mol − 1. Según esta definición, el valor de NA inherentemente tenía que determinarse experimentalmente.
El BIPM también nombró a NA la "constante de Avogadro", pero el término "número de Avogadro" siguió utilizándose especialmente en trabajos introductorios.
REDEFINICIÓN DEL SI EN 2019
En 2017, el BIPM decidió cambiar las definiciones de mol y cantidad de sustancia. El mol se redefinió como la cantidad de sustancia que contiene exactamente 6,02214076 × 1023 entidades elementales. Una consecuencia de este cambio es que la masa de un mol de átomos de 12C ya no es exactamente 0.012 kg. Por otro lado, el dalton (también conocido como unidad de masa atómica universal) permanece sin cambios como 1/12 de la masa de 12C. Por lo tanto, la constante de masa molar ya no es exactamente 1 g / mol, aunque la diferencia (4.5 × 10−10 en términos relativos, a marzo de 2019) es insignificante para fines prácticos.
OTRAS FORMAS DE OBTENER EL NÚMERO DE AVOGADRO
También se puede obtener el número de Avogadro con mediciones de la densidad de una muestra ultrapura de un material a escale macroscópica. Por tanto, la densidad de este material a escala atómica se mide usando técnicas de difracción de rayos X para determinar el número de átomos por cada celda unitaria en el cristal y la distancia entre los puntos equivalentes que definen la celda unitaria.
RELACIÓN CON OTRAS CONSTANTES
REFERENCIAS
La solubilidad
LA SOLUBILIDAD
¿Qué se sabe acerca de la solubilidad?
En química, la solubilidad se define como la capacidad de una sustancia para disolverse en otra. Es decir, la cantidad máxima de un soluto que un solvente puede recibir en unas condiciones ambientales establecidas .
El soluto será aquella sustancia solida, liquida o gaseosa que se disuelva en el solvente. El soluto, de manera general, se encuentra en menor cantidad que el solvente en una disolución. Mientras tanto el solvente o disolvente será la sustancia donde se disuelve el soluto.
Figura 1: Demostración gráfica de incorporación de un soluto a un solvente, dando lugar a una disolución.
La solubilidad puede expresarse en distintas medidas de concentración, como puede ser en molaridad (moles/litro), gramos por litro o en porcentaje de soluto.
Cabe destacar, que la solubilidad no es una característica que tengan todas las sustancias. En algunos casos se puede encontrar que ciertas sustancias se disuelven en otras con extrema facilidad, otras con extrema dificultad u otras que simplemente nunca lleguen a disolverse.
- Insaturadas: Se puede seguir agregando soluto a la solución.
- Sobresaturada: La solución tiene mas soluto del que puede disolver.
Figura 2: Ejemplos de disoluciones insaturadas, saturadas y sobresaturadas, respectivamente.
- Uno de los factores mas importantes de la solubilidad es la polaridad, ya que el carácter polar o apolar de una sustancia determina su capacidad de solubilidad, es decir establece si es más o menos soluble.
- Temperatura: Normalmente al aumentar la temperatura se aumenta la solubilidad. Esto se debe a que cuando se incrementa el nivel de temperatura en la solución se incrementan las interacciones entre las partículas de soluto y disolvente.
- Presión: Factor muy importante cuando se trata con la solubilidad de sustancias gaseosas. La relación será directamente proporcional, al incrementar la presión de un soluto gaseoso, se incrementa la solubilidad de este mismo en un determinado solvente.
- Agitación: Al agitar una solución se esta provocando una mayor interacción entre las partículas de soluto y solvente, provocando así un aumento de la solubilidad.
Un ejemplo clásico es el del sal común en agua. La sal común, de composición NaCl, posee una elevada solubilidad en agua, 360g/L a 1atm y 20°C. Como ya hemos visto, la solubilidad de este producto podría variar en condiciones en las que varíe la temperatura o la presión.
Figura 7: Disolución de sal en agua
Otro caso muy frecuente es el de las bebidas carbonatadas, donde tenemos CO2 disuelto en agua o la bebida concreta. La solubilidad del CO2 en agua en condiciones normales es de 1,45g/L. Sin embargo, el CO2 que estamos acostumbrados a ver en este tipo de bebidas ha sido disuelto en agua sometida a altas presiones, por lo que se mejora la solubilidad del CO2.
Por esto, al abrir la botella se vuelve a establecer la presión de entorno a 1atm en la bebida y la reacción de solubilidad se revierte, dando lugar al burbujeo característicos de estas bebidas carbonatadas.
Referencias:
https://www.quimica.es/enciclopedia/Solubilidad.html
https://nucleovisual.com/coeficiente-de-solubilidad-que-es-y-ejercicio/
https://www.clsb.cl/wp-content/uploads/2020/03/Contenido-Solubilidad-2-Medio.pdf
https://www.liceoagb.es/quimigen/diso4.html
El mundo de las baterías.
¿Queréis aprender ciencia de la mano de nuestro amigo Bob Esponja?
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| Foto 1. Imagen de nuestra batería "Bob Esponja". |
La estequiometría de la reacción
LA ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN
Según Jeremías Benjamín Richter "la estequiometria de la reacción es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados en la reacción química". Richter en 1792 fue el primer químico en definir este concepto que está presente en toda reacción química. Hasta entonces, las relaciones estequiométricas se enunciaban sin hacer referencia a la composición de la materia.
¿Jabón de sosa o reacción de saponificación?
Los conocimientos químicos están muy presentes en nuestra vida cotidiana, aunque algunas personas los tachen de antinatural, o consideren que no son necesarios. Existen numerosos ejemplos que demuestran que la química es imprescindible en nuestras vidas, es por ello que desde tiempos remotos nuestros antepasados hacían uso de ella sin conocer el fundamento de esas aplicaciones.
Si nos centramos en las necesidades básicas de todo ser humano, diríamos que la higiene y limpieza es una de las más importantes. Para llevar a cabo esta tarea, se elaboran productos coloquialmente conocidos como jabones, de los cuales el más elaborado artesanalmente es el jabón de sosa usando como reactivos aceite usado, sosa y agua. Para ello, se seguían recetas que pasaban de generación en generación.
Actualmente todo el mundo conoce la elaboración y utilidades de este producto, pero ¿saben que lleva un fundamento químico a sus espaldas?, ¿conocen las razones por las cuales mezclamos esos reactivos y no otros distintos?, y lo más importante, ¿están al tanto de por qué y cómo realiza su función de limpieza tan efectiva?.
Todas estas cuestiones serán detalladas en los siguientes apartados en los que daremos explicaciones químicas al método de elaboración de este jabón.
¿Por qué el limón es tan ácido? Experimentos seguros en vuestras casas.
Figura 1. Imagen de limones
Además, os enseñaremos como medir la acidez de las sustancias en vuestros hogares.
lunes, 22 de noviembre de 2021
¿Qué es la densidad?
¿QUÉ ES LA DENSIDAD?
El concepto de densidad no es algo reciente, sino que se remonta a la antigüedad, en concreto, al año 250 A.C, año en el que el científico Arquímedes de Siracusa descubrió dicho concepto al darse cuenta de que la cantidad de agua que se desparramaba al introducir un objeto en un tubo de agua era igual en volumen al espacio que ocupaba dicho objeto.
¿CÓMO SE FORMA LA MATERIA? TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
¿CÓMO SE FORMA LA MATERIA? TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
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| Ilustración 1. Types of chemical Bond. -Wirdou. [1] |
Reacciones Redox, Una Montaña Rusa de Electrones
Reacciones Redox, Una Montaña Rusa de Electrones
sábado, 20 de noviembre de 2021
Químicos presentes en la cosmética
¿Sabemos realmente qué contienen los cosméticos que usamos a diario?
Los cosméticos son unos productos que se empleaban desde antes de cristo, pero en el siglo XXI han tenido un gran desarrollo y son imprescindibles para la mayor parte de la población.
Pero, nos hemos parado a pensar si todas las sustancias químicas que poseen los cosméticos tienen un buen impacto sobre nuestro cuerpo?
¿Se puede predecir el comportamiento de una reacción?
Se
define como una función de estado que nos proporciona información sobre
si una reacción es espontánea o no o si está en equilibrio.
La energía libre de Gibbs se expresa como:
G = H – TS , siendo equivalente la expresión G=U+PV-TS [1]
jueves, 18 de noviembre de 2021
¿Cuál es el origen de los elementos químicos? Las estrellas.
LOS ELEMENTOS QUE FORMAN LAS ESTRELLAS.
miércoles, 17 de noviembre de 2021
Protectores solares: todo lo que debes saber sobre ellos
¿Es realmente importante el SPF?
miércoles, 10 de noviembre de 2021
Orbitales e Hibridación
Hibridación de orbitales atómicos
Pauling propuso en 1930 modificar la Teoría de Enlace de Valencia pasando a llamarse Teoría de Hibridación de Orbitales. El solapamiento de los orbitales atómicos es un concepto que se puede aplicar a moléculas poliatómicas.
La combinación de orbitales de la capa de valencia de un átomo, para producir un mismo número de orbitales híbridos, dirigidos en las direcciones en las que se van a producir los enlaces, de manera que las repulsiones entre ellos sean mínimas, (esto se denomina hibridación.)
lunes, 1 de noviembre de 2021
POLÍMEROS BIODEGRADABLES Y EDAD DEL PLÁSTICO
POLÍMEROS BIODEGRADABLES Y EDAD DEL PLÁSTICO
A lo largo de la historia de la humanidad se ha relacionado estrechamente a los materiales con el período histórico que estos representaron, ya sea la edad de piedra, de bronce, del hierro, del acero o del plástico; en la cual nos encontramos ahora. Quien controlaba los materiales y sabía utilizarlos, también controlaba el mundo. (Artículo) [1]
