DÍA DE LA CIENCIA: REACCIONES QUÍMICAS II

El pasado 17 de abril se celebró en el Colegio Base el Día de la Ciencia, un evento en el cual cada curso preparó una serie de actividades científicas, con la finalidad común de compartir las experiencias con el resto de compañeros del colegio. Dentro de la asignatura de Física y Química, nuestro grupo decidió realizar experimentos de reacciones químicas.

INVESTIGACIÓN PREVIA

Lo primero que hemos hecho ha sido familiarizarnos con el tema de las reacciones químicas leyendo los contenidos del tema 11 de nuestro libro de texto.

CONTENIDO CIENTÍFICO

-LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

Los ácidos y bases son sustancias fundamentales para la industria química. Tanto lo son, que el nivel de desarrollo industrial y económico de un país es comprobado por la cantidad de ácido sulfúrico que se produce y consume por habitante y año.

-TEORÍA DE ARRHENIUS

El químico sueco Svante Arrhenius publicó su teoría sobre la ionización electrolítica, y ésta se definía en los siguientes principios:

1. Las moléculas de los electrolitos en una disolución acuosa se disocian y forman iones positivos y negativos.
2. La cantidad de cargas positivas que poseen los cationes (iones de carga positiva) es igual al número de cargas negativas aportadas por los aniones (iones de carga negativa), por lo que la disolución es neutra.
3. Las moléculas y los iones se encuentran en estado equilibrio.

Arrehnius propuso la siguiente definición iónica de ácido, basándose en que todos los ácidos tienen hidrógeno y solamente muestran sus propiedades características cuando están disueltos en agua:

• Ácido: Toda sustancia que en disolución acuosa produce iones hidrógeno (H+), llamados normalmente protones.

La definición de base se basó en que el ion hidroxilo (OH-) es el que determina las características de las bases: 

• Base: Toda sustancia que en una solución acuosa se disocia, dando lugar a iones de hidroxilo (OH-).

-ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES
Un ácido puede ser fuerte o débil dependiendo de el grado de disociación que adquiere en una una disolución acuosa.

• Ácido fuerte: Ácido que queda completamente disociado en disoluciones diluidas.
• Ácido débil: Ácido que está parcialmente disociado, es decir, que tiene numerosas moléculas sin disociar, por lo que no desprenden en disolución todos los hidrógenos (protones) que poseen.

-CONCEPTO DE pH

La cantidad de iones es H+ es inversamente proporcional a la cantidad de iones OH- en una disolución. Sabiendo esto, podemos medir el grado de acidez o de basicidad de una sustancia en disolución utilizando el concepto de pH. El pH es una escala que permite expresar la concentración de iones H+ en disoluciones tanto ácidas como básicas. La neutralidad en esta escala (no es ni ácido ni básico) equivale a 7 e implica que existe en la disolución el mismo número de H+ que de OH-. Si una disolución es ácida, predominan los iones H+ sobre los OH-, y su pH<7, y si una disolución es básica, predominan los iones OH- sobre los H+, y su pH>7.

Son las reacciones que se dan entre un ácido y una base. Si las propiedades de los ácidos y las bases en una disolución acuosa son las debidas, según la teoría de Arrhenius, a los iones H+ y OH-, las reacciones de neutralización en que ambas sustancias pierden sus propiedades, resultarán en la combinación de dichos iones para formar moléculas de agua:

H+ + OH- → H2O

Por regla general, en las reacciones de neutralización se suele obtener sal y agua:

Ácido + base→ Sal (NaCl)+ Agua (H2O)

Ejemplos:

NCl + NaOH→ NaCl + H2O

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2H2O

El equilibrio ácido-base es importante debido a que de él depende la salud de nuestro organismo. El sistema circulatorio se realiza en un medio ligeramente alcalino (básico) y las funciones digestivas se dan en un medio de alta acidez. El jugo gástrico segregado por el estómago contiene ácido clorhídrico (ácido fuerte) y su función es digerir los alimentos ingeridos y activar algunas enzimas digestivas. La ingesta de alimentos activa la secreción de H+, con el objetivo de regular el exceso de ácido, mediante el bicarbonato de sodio que se origina en el plasma sanguíneo y llega al estómago irrigado por las células de la mucosa estomacal.

• Reacciones de oxidación-reducción

• REACCIONES DE OXIDACIÓN

Reacciones como éstas se dan en la combustión de carbones, maderas, aceites, alcoholes, grasas y petróleo (con el objetivo de calentar o dar luz), en la corrosión de las superficies de los metales y el estropeo de alimentos, que los hace incomestibles. Recibe el nombre de oxidación de una sustancia, toda reacción química en la que la sustancia gana oxígeno, por ello oxidación significa ganar oxígeno.

Sustancia + O2 → Óxido

Ejemplos:

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

C + O2 → CO2

4Na + O2 → 2Na2O

En estas reacciones químicas el hierro, el carbono y el sodio se oxidan debido a que aumenta su contenido en oxígeno.

• REACCIONES DE REDUCCIÓN

Se trata del proceso inverso a la oxidación debido a que se trata de la reacción que tiene lugar cuando se calientan con carbón los hierros oxidados. El metal que se obtenía era hierro sin oxidar. La reacción de reducción se trata, por tanto, de la reacción que se da cuando se le extrae a un compuesto el oxígeno. Cuando se le quita oxígeno un compuesto se produce una reducción en su peso, y por ello a la pérdida de oxígeno de un compuesto se le denominó como reducción. 

Ejemplos:

CuO + H2→ Cu + H2O

FeO + C → Fe + CO

Mientras que el CuO y el FeO se reducen, debido a que pierden el oxígeno que tenían, el hidrógeno y el carbono se oxidan a su costa, debido a que ganan oxígeno.

De esta manera los químicos se percataron de que las reacciones de reducción y oxidación son fenómenos simultáneos, a los que globalmente se les denomina como reacciones redox. Esto se debe a que la materia no se destruye y cuando un compuesto pierde oxígeno otro lo gana, es decir, ese oxígeno no desaparece.

• Agentes oxidantes: Son los compuestos causantes de la oxidación que tiene lugar en otros compuestos. Ejemplos: CuO y FeO.
• Agentes reductores: Son los compuestos causantes de la reducción que tiene lugar en otros compuestos. Ejemplos: H2 y C.

Si consideramos la reducción y la oxidación como transferencias de electrones los definiríamos de la siguiente forma:

Oxidación→ reacción en la que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones.

Reducción→ reacción en la que un átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones.La reacción que sufre el azufre con el cinc para dar sulfuro de cinc es un proceso de oxidación-reacción.

Zn + S → ZnS

El cinc se oxida: Zn→ Zn2+ + 2e-

El azufre se reduce: S + 2e- → S 2-

Reacción total: Zn + S→ ZnS

• REACCIONES DE COMBUSTIÓN

La combustión es una oxidación rápida de ciertas sustancias, llamadas combustibles, que desprenden una gran cantidad en forma de luz y calor. Se tratan de reacciones muy exotérmicas. Para que se produzca una combustión, aparte de un combustible se necesita otra sustancia que actúa como agente oxidante, llamada comburente.

Ejemplos:

2H2 + O2 → 2H2O+ calor

C + O2 → CO2 + calor

2C4H10 + 13O2→ 10H2O + 8CO2 + calor

Los combustibles no arden a cualquier temperatura, pues ésta debe elevarse hasta alcanzar el punto de inflamación o de ignición, a partir del cual la sustancia combustible arderá.

Además de informarnos de la parte científica haciendo uso de nuestro libro de texto, también buscamos posibles experimentos que podíamos llevar a cabo en las siguientes páginas web:

• http://ciencianet.com/acidobase.html
• http://www.cientec.or.cr/ciencias/experimentos/quimica.html
• http://www.cientec.or.cr/ciencias/experimentos.html
• http://www.iestiemposmodernos.com/diverciencia/la_qc/qc_marco.htm

 OBJETIVO

El objetivo principal que perseguimos con la realización de experimentos relacionados con reacciones químicas y acercar a los alumnos del colegio que desconocen el concepto de bases, ácidos y reacciones químicas de neutralización, oxidación, combustión,... a estos conceptos de una manera experimental, visual, interactiva y sencilla.

EXPERIMENTOS

EXTINTOR CASERO

-MATERIALES:

• Bicarbonato de sodio envuelto en una servilleta de papel 
• Un tapón de corcho perforado/plasticina
• Una pajita para beber
• Una botella de tamaño preferiblemente pequeño
• Vinagre
• Hilo/cuerda

-PREPARACIÓN:

1. Poner cuatro cucharadas de bicarbonato en la servilleta de papel y cerrarla con un hilo de modo que la apariencia sea de una bolsita colgada de un hilo.
2. Introducir 5 cucharadas de vinagre en la botella. 
3. Suspender la bolsita de bicarbonato dentro de la botella de forma que quede colgando (con una parte del hilo fuera) y no toque el vinagre.
4. Coger el corcho o plasticina y colocarla pajilla en la boca de la botella.

-PROCEDIMIENTO:

• Agitar la botella, tapando con el dedo la pajilla y sujetando la botella al mismo tiempo, para mezclar el bicarbonato con el vinagre (sin destapar la pajita). Quitar el dedo y proyectar el gas que sale de la botella sobre una vela encendida, para extinguir su llama.

-EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO
La reacción entre el bicarbonato de sodio y el vinagre forma dióxido de carbono que llena el recipiente y sale por la pajilla, pero crea mucha tensión. Como es más pesado que el aire, al enfrentar la vela encendida expulsa el oxígeno. Sin oxígeno la llama se apaga.

TEST INDICADOR DE PH

• MATERIALES:

• Agua
• Extracto de lombarda
• Unas gotas de amoniaco
• Pajita
• Vinagre

• PROCEDIMIENTO:

1. Mezclar agua con extracto de lombarda y unas gotas de amoniaco.
2. Soplar con una pajita y observar lo que ocurre.
3. Añadir vinagre y observar de nuevo lo que ocurre.

• EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO

Al soplar con la pajita, estamos añadiendo CO2 a la disolución, y al hacerlo vemos que ésta pasa de un color verde esmeralda a azul oscuro. Haciendo esto estamos formando ácido carbónico (H2CO3) cuando el CO2 entra en contacto con el agua, y este ácido es neutralizado por el amoniaco. Cuando le añadimos a la disolución vinagre el color de ésta se vuelve rojo y adquiere un pH ácido.

LLUVIA ÁCIDA

La lluvia ácida es la consecuencia de las combustiones. El agua de la lluvia normal es ligeramente ácida, pues tiene un pH de 6’2, debido a la formación de ácido carbónico (H2CO3), producto de la reacción del CO2 del aire con el agua de la lluvia. Cuando el aire tiene altas concentraciones de SO2 y NO2, al combinarse con el agua de lluvia se forman dos ácidos muy fuertes, el ácido sulfúrico y el ácido nítrico. Cuando esto ocurre el agua de lluvia puede tener un carácter fuertemente ácido, pues su pH puede ser de aproximadamente 3. El SO2  se origina en la combustión de azufre. Este elemento se encuentra en el carbón y en el petróleo sin refinar. El NO2 se forma cuando las altas temperaturas de las cámaras de combustión de los motores provocan que el nitrógeno y el oxígeno se combinen.

• MATERIALES:

• Agua
• Extracto de lombarda
• Tira de papel de cocina
• Cerilla

• PROCEDIMIENTO

1. Preparar una disolución de extracto de lombarda en agua.
2. Impregnar una tira de papel de cocina con esta disolución.
3. Acercar una cerilla inmediatamente después de encenderla a la tira de papel.
4. Observar lo sucedido.

• EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO

Debemos decir que el color rojo obtenido es ácido y preguntar si ello se puede deber al dióxido de carbono expulsado por la cerilla. Si algún espectador dice que sí porque el dióxido de carbono en contacto con el agua crea ácido carbónico les diremos que es verdad que el agua en contacto con el dióxido de carbono crea ácido carbónico, pero que esa esa disolución no es suficientemente ácida para crear el color rojo. Esto lo podemos comprobar dejando arder un poco la cerilla antes de colocarla cerca del papel, pues veremos que no se vuelve rojo. La verdadera razón por la que el papel se torna de color rojo está en el dióxido de azufre (S02) que se forma cuando la cerilla se inflama. Esto sucede por la presencia de azufre entre otros productos en la cabeza de la cerilla para favorecer la ignición de ésta. El dióxido de azufre en contacto con el agua crea ácido sulfuroso (H2SO3), que resulta más ácido que el ácido carbónico.

Finalmente explicaremos que en la verdadera lluvia ácida el dióxido de azufre proviene de la combustión de derivados del petróleo.

LANZACOHETES DE VINAGRE

• MATERIALES

• Corcho para tapar una botella
• Tachuelas
• Cintas de papel
• ½ taza de agua
• ½ taza de vinagre
• Bicarbonato de sodio
• Trozo de papel absorbente

• PROCEDIMIENTOS

1. Poner una cucharada de bicarbonato de sodio dentro del trozo de papel absorbente.
2. Añadirle al corcho utilizando las tachuelas, unas tiras de papel.
3. Poner agua y vinagre en la botella.
4. Meter el trozo de papel con la cucharada de bicarbonato de sodio dentro de la botella.
5. Observar como el corcho es lanzado hacia arriba.

• EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO

El bicarbonato de sodio reacciona con el vinagre creando dióxido de carbono, que hace que la presión dentro de la botella crezca hasta que el corcho salga disparado.

AGUA MORADA

• MATERIALES

• Pila de corriente continua
• Dos cables de conexión
• Dos electrodos
• Vaso de precipitados
• Espátula
• Agua
• Sal común
• Fenolftaleína.

• PROCEDIMIENTO

1. Preparar una disolución de sal en agua y añadirle unas gotas de fenolftaleína.
2. Conectar la pila y los electrodos e introducir cada electrodo en la disolución.
3. Observar lo que ocurre.

• EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO

Alrededor del electrodo conectado al polo negativo de la pila, la disolución adquiere un color morado y esto es debido a la electrólisis de la sal disuelta. En el electrodo del polo negativo se forma hidrógeno gaseos y OH- (oxhidrilo negativo), que generan en la zona un pH básico en la disolución.

PREPARACIÓN PARA EL DÍA DE LA CIENCIA

Para prepararnos para la escenificación de los experimentos que elegimos, fuimos al laboratorio de Biología y realizamos los experimentos de "Test de respiración", "Lluvia ácida" y "Agua morada" y los practicamos en repetidas ocasiones para asegurarnos de que éramos capaces de ejecutarlos casi a la perfección. El resto de experimentos (Lanzacohetes de vinagre y Extintor casero) decidimos eliminarlos de nuestro espectáculo porque requerían más tiempo y quizá no eran tan llamativos ni tan interesantes como los otros tres.

TEST DE RESPIRACIÓN

En el caso del "Test de respiración", no tardamos mucho en darnos cuenta que la parte del experimento en la que tratamos de convertir la disolución en ácido carbónico añadiéndole dióxido de carbono de nuestra expiración, no iba a funcionar debido a que debíamos realizar una continuada exhalación con una pajita sobre la disolución y no surtía resultado. Finalmente decidimos que durante el espectáculo les preguntaríamos a los visitantes de nuestro stand que si conocían lo que era el pH y les explicaríamos las diferentes reacciones químicas que tenían lugar en cada paso del experimento.

GUIÓN DE EJECUCIÓN

Vamos a realizar un experimento para determinar el pH de diferentes disoluciones. ¿Sabéis lo que es el pH?
(Enseñar el extracto de lombarda) Esto es un indicador de pH y lo hemos obtenido hirviendo una lombarda.
(Añadirle unas gotas de amoniaco y agitar ligeramente la solución). ¿Alguno de vosotros sabe lo que es el pH, y para qué nos sirve?
En caso de que nadie lo sepa, explicamos que el pH es un indicador en forma de escala, de iones H+ y OH- en una disolución, o de manera que lo entiendan mejor, les decimos que indica la basicid ad o acidez de una disolución. Les explicamos que cuando se le añade un indicador de pH a una disolución y ésta se torna de un color rojizo, ello implica que es ácida, si se torna de un color verde, indica que su pH es neutro (7), y si se vuelve de un color azulada, es una disolución de pH básico, también llamado alcalino.
Al añadirle amoniaco al extracto de lombarda y removerla se torna la disolución de un color verde esmeralda. Una vez ocurre esto, les decimos que ello se debe a que el pH de la disolución es neutro dado que se ha dado una reacción de neutralización.
(Añadirle unas gotas de vinagre y agitar) ¿Qué creéis que va a ocurrir? Es posible que alguien deduzca que se volverá de color rojo ya que antes se neutralizó, es decir, se volvió de color verde. Sin embargo, en el caso de que nadie lo sepa, explicaremos que se tornará de un color rojizo, ya que el vinagre es un ácido, y por lo tanto tiene un pH ácido. El vinagre contiene como componente principal ácido acético.
A continuación vamos a realizar otro experimento en el que vamos a demostrar la electrolisis del agua. Echaremos cloruro sódico (NaCl) en una disolución de fenolftaleína (indicador de pH) en agua y pondremos una batería con ambos polos sumergidos en la disolución. Cuando la disolución adquiera un color rosáceo/violáceo, preguntaremos si alguien sabe qué ha ocurrido con el cloruro sódico. Explicaremos que estando la sal formada por enlaces iónicos que al introducirse en una solución acuosa, se separa en iones positivos (Na+) e iones negativos (Cl-). Los iones de sodio positivos se van a un polo y los iones de cloro se van al polo contrario. En este proceso se libera hidrógeno, y se crea un efecto efervescente acompañado de la teñido de la disolución.

Por último, enseñaremos el ácido que se forma en la lluvia ácida acercando una cerilla a un papel de cocina humedecido con extracto de lombarda. En un principio acercaremos la cerilla prendida, segundos después de que sea encendida y veremos que el papel apenas cambia de color a uno más rojizo que indica que se ha creado un ácido. Luego, acercaremos la cerilla al papel nada más ésta ha sido prendida, y entonces se verá que el papel se torna de un color rojo. Preguntaremos a qué se debe esto y les explicaremos que con el dióxido de carbono que se libera al prender la cerilla en el primer caso, crea ácido carbónico en contacto con el agua que hay en el papel, pero éste ácido no es suficientemente fuerte como para crear un color rojizo en el indicador de pH. Lo que ocurre al acercar la cerilla nada más ha sido prendida, es que se añade también azufre al conjunto de reactivos. El dióxido de azufre en contacto con el agua (H2O) crea ácido sulfuroso, que es el componente principal de la lluvia ácida, y es más fuerte como ácido que el ácido carbónico, y que deja un color más rojizo que el ácido carbónico que se creaba en la primera parte del experimento.

DESARROLLO DEL DÍA DE LA CIENCIA Y OPINIÓN GENERAL

Durante el Día de la Ciencia, fuimos capaces de desarrollar nuestro guion al final con éxito, a pesar de que al principio nos encontramos con falta de materiales y ello nos hizo estresarnos un poco inicialmente. Conforme fuimos repitiendo los experimentos, nos empezaron a salir las explicaciones con más facilidad, y encontramos que el experimento de la ionización de la sal y la electrolisis, fue recibido bien pero, en ocasiones nos costó más explicarlo y hacernos entender.

En general, disfrutamos mucho tanto de este día como de la preparación para el mismo, pues haciendo los experimentos y desarrollando la base teórica de estos, empezamos a tratar aspectos de la química que desconocíamos, y que profundizamos posteriormente tras este día.  

Quizá lo que nos pareció mejorable, a las que íbamos a biología, era que tuviéramos que compaginar física y biología a la vez, pues ello se hizo muy agobiante, pero por lo demás fue una experiencia única de la que sacamos muchísimos aspectos positivos, y que sin lugar a dudas, queremos volver a repetir.

PÓSTER

Actividad 5: CAVENDISH. LA CONSTANTE DE GRAVITACIÓN UNIVERSAL

En esta entrada de blog trataremos diferentes aspectos relacionados con la vida y logros de Henry Cavendish, un científico de personalidad extravagante, que ha pasado a la historia principalmente por el hecho de que nos permitió medir la constante de gravitación universal (G). El experimento que le ha dado la fama, el cual nos ha aportado ese dato de una manera bastante precisa, fue ideado previamente por John Michell, que llegó a montar el experimento, pero murió sin haberlo completado, dejándole el instrumento a Francis John Hyde Wollaston, que a su vez le entregó éste a Henry Cavendish. Cavendish reconstruyó el aparato de Michell, pero con la finalidad de hallar la densidad de la Tierra, no la de hallar el valor de G.
Cavendish publicaba sus hallazgos en la Royal Society, sociedad de la cual Cavendish fue miembro.

ROYAL SOCIETY

Nullius in verba

Se trata de la más antigua sociedad científica del Reino Unido, y una de las más antiguas de Europa, pues se fundó en 1660. En la actualidad, a pesar de ser una institución privada, hace las veces de Academia Nacional de Ciencias y es miembro del Consejo Científico Británico desde el año 2000. La Sociedad es gobernada por su Consejo, que está encabezado por el Presidente de la Sociedad. Los miembros del Consejo y el Presidente son elegidos por los integrantes de la Sociedad. El Presidente actual de la Sociedad es Sir Paul Nurse y el que ocupará el puesto el 1 de diciembre de 2015 es Sir Venki Ramakrishnan. El lema de la Sociedad es Nullius in verba, que significa en inglés "Take nobody's word for it", un lema que promueve que cada uno demuestre por sí mismo todo lo que se le diga, y que no se lo crea simplemente.
El origen de esta sociedad está en un grupo de doctores y filósofos naturales que se encontraban en distintas localizaciones y que estuvieron bajo la influencia de la "nueva ciencia" promovida por Francis Bacon.
Esta sociedad tiene diversas funciones y actividades, entre las cuales está apoyar a la ciencia moderna distribuyendo 42 millones de dólares para financiar aproximadamente 600 investigaciones, e innovación y becas para investigaciones. La Sociedad actúa además como consejera de la Comisión Europea y de las Naciones Unidas en asuntos relacionados con la ciencia, publica anualmente varios informes y sirve como Academia de Ciencias del Reino Unido.
De una página web lanzada por la Royal Society llamada Traiblazing, podemos extraer la siguiente lista de científicos pertenecientes a la Royal Society y sus contribuciones a la ciencia.

• Isaac Newton-- Teoría de la luz y los colores.
• Antonie van Leeuwenhoek-- Observación de "pequeños animales" (microorganismos) en agua de charca.
• Edmund Halley-- Observación de un eclipse total de sol en abril de 1715.
• Cheselden-- Consiguió hacer que un niño de 14 años recuperara la vista.
• John Hadley-- Instrumento para medir ángulos.
• Benjamin Franklin-- Sugirió que se podía recoger electricidad en una cometa durante una tormenta eléctrica.
• John Dollond--Refracción de la luz a través de lentes acromáticas.
• Edmund Stone-- La corteza de sauce como cura para la fiebre.
• Edmund Halley-- Observaciones en el tránsito de Venus.

Probablemente el mayor logro de esta Sociedad fue permitir que los científicos de la época comunicaran sus ideas y publicaran sus hallazgos, de modo que toda la comunidad científica podía estar al tanto a través de la Sociedad. La Royal Society pudo haber sido un factor contribuyente al avance de la ciencia.
Cavendish estudió además la composición química del aire. En los siguiente diagramas de sectores se muestran los gases más importantes presentes en el aire, con los datos que poseemos en la actualidad:

A continuación mostraremos en constraste los datos obtenidos por Cavendish en sus cálculos de la composición del aire:

Lo que Cavendish bautizaba con el nombre de aire flogistizado sería lo que actualmente es llamado nitrógeno y argón, y el aire deflogistizado sería el valor del oxígeno.
De esta forma podemos apreciar que la diferencia entre los datos obtenidos por Cavendish y los que poseemos en la actualidad es mínima, e incluso despreciable.

Flogisto

El flogisto es una sustancia hipotética que representa la inflamabilidad, se trata de una teoría científica actualmente obsoleta que fue formulada por Stahl, por la cual toda sustancia que pueda sufrir una combustión, contiene flogisto. Suponiendo que los metales están formados por una cal y un principio inflamable, la calcinación (formación de cal) se podría explicar como la combustión, como el desprendimiento de flogisto, el cual se liberaba del metal y dejaba al descubierto la cal. La reducción de la cal a un metal, que sería el proceso inverso se debería explicar como la adición de flogisto. Por ejemplo, el carbón que era considerada una sustancia rica en flogisto, al ponerse en contacto con una cal metálica, podía reintegrar el metal. 

El flogisto era considerado una sustancia carente de peso, que durante la combustión de la sustancia en la que se encontraba se separaba en forma de llamas, dejando un residuo incombustible conocido como la sal.
Priestley introdujo a esta teoría los términos de "aire flogistizado" y "aire deflogistizado". El residuo de aire que quedaba tras el proceso de combustión (que en realidad es una mezcla de nitrógeno y dióxido de carbono) recibió el nombre de aire "aire flogistizado", debido a que consideraba que tras la combustión este aire había absorbido la mayor cantidad de flogisto que tenía la capacidad de albergar y el "aire deflogistizado" era el nombre que recibía el aire que podía soportar la combustión durante más tiempo.
Lavoisier criticó esta teoría y mediante experimentos demostró su invalidez. Efectivamente, la existencia del flogisto explicaría la pérdida de masa de un cuerpo tras una combustión, pero después de haber realizado Lavoisier, experimentos con plomo, azufre y estaño, observó que la masa del residuo generado por uno de ellos tras la combustión era de mayor masa a la que tenía la sustancia inicialmente. Esta evidencia científica daba por inválida la teoría del flogisto y la condenaba al olvido, debido a que si asimilaramos la teoría tendríamos que considerar en esos casos el peso del flogisto, como negativo. Lavoisier en uno de sus experimentos colocó una pequeña cantidad de mercurio flotando sobre agua en un recipiente que cerró con una campana de vidrio, y luego provocó la combustión del mercurio. Si la teoría del flogisto fuera cierta, el mercurio debería quedar menos sumergido tras la combustión y el volumen del aire de dentro de la campana debería aumentar por la presencia de flogisto, pero los resultados obtenidos tras este experimento contradijeron la teoría del flogisto. Lo que Lavoisier observó después de realizar este experimento fue que las sustancias que se queman se combinan con el oxígeno del aire, y de esta forma adquieren un peso peso mayor. El aire que está en contacto con la sustancia que entra en combustión pierde oxígeno y, consecuentemente, también obtiene un volumen menor, no lo gana como dice la teoría del flogisto.

EXPERIMENTO PARA COMPROBAR LA PRESENCIA DE DIÓXIDO DE CARBONO EN EL AIRE QUE EXHALAMOS

Un vaso, al cual le hemos añadido esencia de limón, ha entrado en contacto con dióxido de carbono del aire que exhalamos durante la respiración. Con las siguientes imágenes, podemos comprobar la transición del tono de agua en el vaso.

El agua con esencia de limón tiene un tono transparente inicialmente

Al exhalar sobre el agua con limón el agua adquiere un tono turbio o lechoso por la presencia de CO2 en el aire que exhalamos

EXPERIMENTO PARA COMPROBAR LA PRESENCIA DE VAPOR DE AGUA EN EL AIRE QUE EXHALAMOS

Al exhalar sobre un espejo queda vapor de agua sobre su superficie por la presencia de éste en el aire exhalado.

Propiedades del Hidrógeno y composición química del agua.

                                                         

Las propiedades químicas del hidrógeno son las siguientes:

En condiciones normales, el hidrógeno es un gas incoloro, inodoro y sin sabor.

Es la molécula más pequeña conocida.

La densidad del hidrógeno es de 76 Kg./m^3, y cuando se encuentra en estado de gas, la densidad es de 273 kg./ L.

Posee una gran rapidez de transición, cuando las moléculas se encuentran en fase gaseosa. Debido a esta propiedad, hay ausencia casi total, de hidrógeno en la atmósfera terrestre.

Facilidad de efusión, así como también de difusión.

Optima conductividad calorífica

Punto de fusión de 14025 K.

Punto de ebullición de 20268 K

Las propiedades físicas del hidrógeno son las siguientes:

Tiene un peso atómico de 100974 uma.

Posee un estado de oxidación de +1, -1.

Completa su nivel de valencia con un electrón capturada, para así poder producir el anión H^-.

Se combina con los metales alcalinos y alcalinotérreos (menos con el berilio y magnesio), a través de enlaces iónicos.

Forma enlaces tipo covalentes, con los no metales.

Forma enlaces metálicos con los elementos de transición.

El hidrógeno, H^+, siempre se encuentra asociado a otro elemento, menos en el estado gaseoso.

Posee una estructura cristalina hexagonal.

Reacciona con la gran mayoría de los elementos de la tabla periódica.

Composición química del agua:

                                      
El agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, unidos por enlaces covalentes, que hacen que se forme un triángulo con un ángulo de 104,45º.El oxígeno es un átomo muy electronegativo y el hidrógeno es un átomo muy poco electronegativo, lo que hace que los electrones que comparten en los dos enlaces covalentes que presenta la molécula de agua están “desplazados” hacia la región ocupada por el oxígeno

4- Calor específico

El calor específico se define como la cantidad de calor que hay que suministrar a una unidad de masa de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad.
La unidad del calor específico en el SI es J/kg·kg
Las ecuación del calor específico (c) es la siguiente.


Siendo Q la transferencia de energía, m, la masa de la sustancia, y siendo el delta de T, el incremento de temperatura.
A continuación muestro una tabla dónde se indica el calor específico de algunas sustancias.

Ley de Coulomb

Esta Ley dice así:

"La magnitud de cada una de las fuerzas eléctricas con que interactúan dos cargas puntuales en reposo es directamente proporcional al producto de la magnitud de ambas cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa y tiene la dirección de la línea que las une. La fuerza es de repulsión si las cargas son de igual signo, y de atracción si son de signo contrario."

Esta Ley fue enunciada por Charles-Augustin de Coulomb, y fue la base de la electroestática.

La fórmula que define esta ley es la siguiente:

Siendo F, la fuerza de interacción entre las cargas, siendo q1 y q2, las cargas de dos cuerpos, siendo r la distancia entre ambos cuerpos y siendo K la constante de proporcionalidad de Coulomb. De la fórmula podemos extraer que cuando las cargas de los cuerpos aumentan, la fuerza de interacción aumenta proporcionalmente, de manera que si el valor de una de las cargas se triplica, la fuerza de interacción entre ambas cargas lo hará también.

Esta ley, sólo tiene validez en condiciones de reposo, es decir, cuando no existe movimiento de las cargas o, cuando el poco movimiento existente se da a velocidades bajas y en trayectorias rectilíneas uniformes. Es por ello que la fuerza de interacción definida en esta ley, recibe el nombre de fuerza electrostática. 

Indudablemente esta Ley guarda denotables parecidos con la Ley de Gravitación Universal, que como ya mencionamos en nuestra entrada de blog previa se define de la siguiente manera:

Siendo F, la fuerza gravitatoria, siendo G, la constante de gravitación universal, siendo M y m las masa de los cuerpos entre los cuales existe una atracción gravitatoria y siendo d (también llamado r), la distancia entre los cuerpos.

Comparativa entre la Ley de Coulomb y la Ley de Gravitación Universal

Es notable que ambas leyes de manera extremadamente análoga definen fuerzas de interacción entre dos cuerpos en la naturaleza. La proporcionalidad directa entre las masas en la Ley de Gravitación Universal es comparable a la existente entre las cargas de la Ley de Coulomb, al igual que en ambas leyes la fuerza de interacción es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre los cuerpos entre los cuales se ejerce la fuerza. Además, existe una constante en ambas que hace que la fuerza de interacción sea directamente proporcional al producto de las masas (LGU) o cargas (Ley de Coulomb) entre la distancia al cuadrado.
A pesar de los irrefutables parecidos entre ambas leyes, existen dos diferencias claras que las diferencian:

1. La fuerza gravitatoria es siempre atractiva, mientras que la fuerza de interacción entre cargas eléctricas puede ser repulsiva. Las masas que estudiamos con el LGU, nunca pueden ser negativas, siempre son positivas, lo que hace que la fuerza gravitatoria siempre sea positiva, es decir atractiva. Por otro lado las cargas eléctricas pueden ser negativas o positivas, y consecuentemente la fuerza de interacción entre ellas puede ser repulsiva o atractiva.
2. La magnitud de la fuerza gravitatoria suele ser menor que la magnitud de la fuerza electroestática. Para demostrar esta relación compararemos la fuerza gravitatoria existente entre un protón y un electrón en un átomo de oxígeno con la fuerza de interacción entre un protón y un electrón en un átomo cualquiera.

Fuerza gravitatoria entre protón (p) y electrón (e):

Fuerza eléctrica entre protón (p) y electrón (e):

Podemos observar que siendo la constante de Coulomb distinta de la Constante de Gravitación Universal y siendo las cargas distintas de la masa, en conclusión obtenemos una fuerza mayor en el caso de la fuerza eléctrica obtenida mediante la ley de Coulomb.

Condensador eléctrico

Un condensador eléctrico o capacitor es un dispositivo cuya función es llevar a cabo un almacenamiento de energía sustentando un campo eléctrico. Su estructura posee dos superficies conductoras que suelen ser placas o láminas, separadas por un material dieléctrico o por el vacío. Las placas se encuentran en una situación de diferencia potencial, y una de ellas está cargada positivamente mientras que la otra está cargada de manera negativa, causando de esta forma que el condensador tenga una variación de carga total nula. El condensador almacena energía mecánica latente, de manera que ésta entra en el circuito y se comporta como un elemento capaz de almacenar energía eléctrica que recibe durante el período de carga.
La carga almacenada es proporcional a la diferencia potencia entre una placa y otra. Al realizar la conexión de un condensador en un circuito, la corriente eléctrica empieza a circular por éste. Mientras se da este proceso, el condensador va almacenando carga entre sus placas. Cuando el condensador se encuentra totalmente cargado, la corriente cesa su circulación. Si la fuente extraída y se sitúan el condensador y la resistencia en paralelo, la carga empieza a fluir de una de las placas del condensador a la otra a través de la resistencia, hasta que la carga es nula en las dos placas. Cuando esto ocurre, la corriente comienza a circular en sentido contrario al que circulaba mientras el condensador se cargaba.

Termómetro

Cavendish inventó un termómetro que nada tenía que ver con los de mercurio o de azogue que eran los que se utilizaban en aquella época. No se sabe qué sustancia era la que llevaba ese termómetro, pero sí se sabía que tenía una mayor precisión. Pero, ¿qué es un termómetro? Se trata de un instrumento de medición de temperatura. Los termómetros se calibran mediante dos valores cualesquiera que se marcan dos estados de referencia que reciben el nombre de puntos fijos. Los estados de referencia que son elegidos de manera más común son:

• Fusión del hielo: Temperatura a la que coexisten agua en estado sólido (hielo) y agua en estado líquido a una presión de 1atm.
• Ebullición del agua: Temperatura a la que coexisten agua en estado líquido y agua en estado gaseoso (vapor) a una presión de 1atm.

 Los dos tipos de termómetro más conocidos son:

• Termómetro de mercurio o de alcohol coloreado:

Este tipo de termómetro basa su funcionamiento en la contracción y dilatación gradual que se produce en los volúmenes de las sustancias a causa de los cambios de temperatura. Este sistema de medición permite que se mida de forma real la temperatura ambiente, sin que un objeto cercano que irradie calor, afecte a la correcta medición de la temperatura del aire. El mercurio a temperatura ambiente permanece en estado líquido y se dilata o contrae dependiendo de la variación de la misma, permitiendo así la medición de la temperatura.

• Termómetro digital:

Se vale de dispositivos transductores para la medición, y emplea luego circuitos electrónicos para convertir en números las mínimas variaciones de tensión obtenidas, mostrando tras la medición la temperatura en un visualizador digital.

Escalas térmicas

• Escala Celsius:

En esta escala el valor 0 corresponde a la temperatura de fusión del hielo y el valor de 100 a la temperatura de ebullición del agua. El intervalo existente entre 0 y 100 se divide en 100 partes iguales, y cada una, recibe el nombre de grado Celsius (ºC). Se trata de una escala centígrada.

• Escala Fahrenheit:

Se trata de una escala, cuyo uso todavía está extendido en los países anglosajones. A los dos estados de referencia les corresponden los valores de 32 (punto de fusión del hielo)y 212 (punto de ebullición del agua) grados. El intervalo existente entre los dos puntos fijos se divide en 180 partes iguales, y cada una recibe el nombre de grado Fahrenheit (ºF). La razón por la que los estados de referencia del agua son tan dispares se debe a que Fahrenheit eligió diferentes estados de referencia a los que fueron elegidos por Celsius, pues marcó como 100ºF la temperatura media en el interior del cuerpo de una persona sana, como 0ºF la temperatura de una mezcla a partes iguales de hielo, sal y agua.

• Escala absoluta/ Escala Kelvin:

La escala absoluta fue propuesta por Kelvin y es la medida de temperatura del SI. El valor de 0 se le asigna a la temperatura más baja que puede existir en el Universo. En esta temperatura la velocidad de las moléculas es nula e inalcanzable, consecuentemente. Por esta razón en esta escala no existen

Centro de gravedad

 

La fuerza más corriente que actúa sobre un cuerpo es su propio peso. En todo cuerpo por irregular que sea, existe un punto tal en el que puedo considerarse en él concentrado todo su peso, este punto es considerado el centro de gravedad. El centro de gravedad puede ser un punto exterior o interior del cuerpo que se considere.

El conocimiento de la posición de los centros de gravedad es de gran importancia en la resolución de problemas de equilibrio, ya que son los puntos de aplicación de los vectores representativos de los respectivos pesos.

CARACTERÍSTICAS

- El centro de gravedad puede estar dentro o fuera del cuerpo.

- El centro de gravedad de un cuerpo quedará perfectamente determinado con respecto a un eje de coordenadas, por una abscisa (x) y una ordenada (y).

-El centro de gravedad no varía con su posición,pero sí depende de su forma geométrica.

- Si un cuerpo presentase un eje de simetría el centro de gravedad se encontrará en un punto contenido en dicho eje

-Se a un cuerpo se le aplica una fuerza igual al peso, pero en sentido contrario y en el centro de gravedad, dicho cuerpo permanecerá en equilibrio, independientemente de lo que pudiera inclinarse el cuerpo respecto al centro de gravedad.

CLASIFICACIÓN

Experimento de Cavendish

Magnetismo