1) Para reforzar el conocimiento adquirido en la actividad experimental se sugiere que visites el Instituto Mexicano del Petróleo (IMP) y el Museo Tecnológico de la Comisión Federal de Electricidad (CFE).
2) También debes realizar una investigación documental en la que amplíes tus conocimientos sobre los siguientes aspectos del petróleo:
a) Origen.
x Donde surge x Cuáles fueron las formas originales de extracción. x Cómo se utilizó originalmente. x Quiénes fueron los pioneros de la Industria Petrolera en México y en el mundo. x Factores que originaron la expropiación petrolera en México.
b) Refinación.
x Cómo se obtienen las materias primas del petróleo. x Cuáles son las materias primas principales (petroquímicos primarios). x Usos que se le dan a estos petroquímicos primarios.
c) Productos intermediarios de los procesos petroquímicos y sus aplicaciones.
d)Bienes del petróleo hacia la sociedad.
e) Repercusiones del uso y sus derivados del petróleo.
La Química es una ciencia muy antigua, ya que desde sus orígenes el ser humano ha tenido contacto con fenómenos químicos tales como la descomposición de alimentos (carne o frutas). A partir de esta época, el ser humano se ha visto, constantemente, en la necesidad de querer comprender y explicar cada uno de los fenómenos que se presentan a través de su historia.
Por tal motivo, este fascículo tiene como objetivo que identifiques las características de la Química y su objeto de estudio; esto a partir del uso de un lenguaje químico, el empleo de carácter cuantitativo y la aplicación de diversos experimentos; lo cual te posibilitará contar con una visión más amplia sobre la Química y, así, poder contar con antecedentes que te permitan iniciar el estudio de los diferentes estados de agregación de la materia.
En este sentido, el fascículo estará conformado por tres capítulos:
En el capítulo uno, que tiene como nombre “CARACTERÍSTICAS DE LA QUÍMICA”, se hace un recorrido general sobre la historia de la Química en el mundo y en México, posteriormente, abordaremos los aspectos más importantes para entender la Química, tales como el lenguaje químico (en donde se contemplan conceptos, símbolos de los elementos, nombres y fórmulas de algunos compuestos, etcétera); el método científico aplicado en la Química (con cada uno de sus elementos); y la importancia que tiene el uso de la medición o cuantificación para la Química.
El capítulo dos, titulado “OBJETO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA”, se refiere a los temas de: la materia y sus estados de agregación molecular (sólido, líquido y gaseoso), así como a sus propiedades físicas y químicas; la energía, la cual se define y explica de manera sencilla, además de que se describen las diferentes formas de generar energía y sus principales aplicaciones. Por último mencionaremos sobre los cambios que se efectúan al interaccionar la energía con la materia.
Dentro del capítulo tres, cuyo nombre es “PROPIEDADES DE LA MATERIA Y SU MEDICIÓN”, se contemplan las unidades de medición que existen en el Sistema Internacional de Unidades, tales como: longitud, masa, cantidad de sustancia, temperatura, entre otros. El segundo tema estará enfocado al empleo del mol, que es la unidad de medida fundamental para la química. En tanto que en el último tema se llevará a cabo la cuantificación de algunas propiedades de la materia, para lo cual se retomarán algunas unidades del Sistema Internacional.
En el experimento anterior has tenido contacto con la materia en tres estados físicos: sólido (vaso, recipiente), líquido (agua) y gaseoso (aire).
Ahora bien, aunque a nuestros sentidos la materia se presenta como continua, en realidad es discontinua; es decir, está compuesta por pequeñísimas partículas; en alguna materia están muy juntas y en otra muy separadas. En parte, esto se debe a la existencia de diferentes estados físicos de la materia.
Los sólidos, por ejemplo, tienen las partículas muy cerca unas de otras, de ahí su rigidez y su dificultad para comprimirlos; en los líquidos las partículas también están cerca, pero no tanto, por ello no tienen forma rígida o definida y se acomodan en el recipiente que los contiene (el agua en un vaso o cuando ésta se derrame en el suelo). El gas se encuentra en un estado de agregación molecular de la materia en donde las partículas están mas alejadas, y por ello, éstas no se acomodan en ningún espacio, sino que ocupan todo el que pueden. Por eso cuando hay una fuga de gas doméstico, las partículas se esparcen y podemos detectarlo con el olfato, aunque estemos lejos de la fuga.
Figura 4. Estados físicos de la materi
En el momento que se abre un recipiente con gas, éste escapa hacia el espacio que se le ofrece; lo alejado de sus partículas hace que el gas sea el único de los tres estados de agregación molecular que puede comprimirse.
La distancia que se presenta entre las partículas, depende de las fuerzas de atracción entre ellas, las cuales cambian de acuerdo con la presión o la temperatura, es por ello que los estados de agregación molecular de la materia cambian, al variar estos dos factores; como por ejemplo basta observar lo que sucede al calentar o enfriar el agua.
Tabla 1. Propiedades de los distintos estados de agregación molecular de la materia.
El número de Avogadro es tan grande que hace volar la imaginación, así:
La estrella más cercana a nuestro Sol es Alfa Centauro, la cual se encuentra a 40 billones de kilómetros de la Tierra ( 4 x 1016 m). A partir de un mol de H2 (dos gramos), ¿cuántas moléculas de hidrógeno, H2, tendrá que colocar en cada metro uniformemente espaciadas de tal manera que cubriéramos toda esa distancia?.
Relacionando el número de Avogadro con la distancia en metros, obtenemos:
6.023 x 1023 moléculas = 1.5 x 107 moléculas/m. 4 x 1016m
Esto es, en cada metro podríamos colocar… ¡15 millones de moléculas de hidrógeno!.
En el laboratorio no existen instrumentos para cuantificar directamente moles de sustancia (no podemos contar una a una tantas partículas); pero sí para medir la masa. Debido a esto, lo que se cuantifica es la masa de uno o varios moles.
La masa de un mol de átomos de un cierto elemento se puede consultar en la tabla periódica química. Por ejemplo, en la casilla del cobre aparecen siempre dos números, el número atómico (que es el número de protones existentes en su núcleo) y la masa atómica.
Z = número atómico
Cu
M = masa atómica en gramos
963.55
¿Cuántos gramos pesa 1 mol de cobre?
Así, un mol de átomos de cobre tiene una masa de 63.55 g.
MCu = 63.55 g/mol
Tanto la masa atómica como el número de Avogadro (NA)son razones unitarias, por lo que pueden expresarse de la manera siguiente:
Observa que -en ambos casos- numerador y denominador son la misma cosa. Igual a tener 1 mol de cobre que 63.55g de cobre o que 6.023 x 1023 átomos de cobre. Obtendremos lo mismo.
Estas dos razones unitarias nos permiten:
-Transformar moles en números de partículas.
-Transformar moles en gramos.
En este caso puedes emplear la relación
n
m PM
, donde:
n = número de moles
m = masa de la sustancia en gramos
PM10 = masa atómica o molecular en g/mol
9 La masa de un átomo es la que aparece en la tabla periódica.
Ejemplos:
x
¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 2.5 moles de dicho elemento?.
Sea N el número de átomos buscados. Basta multiplicar el dato por la razón unitaria del número de Avogradro para encontrar el resultado.
23
·
y N = 1. 505 x 10
24
á t o m os de H
.
¸¹¸
Así, el factor NA permite transformar moles (n) en número de átomos (N); Como ves, la masa atómica (PM) te permite transformar el número de moles (n) en masa
PM
n
m
Para lograr la transformación inversa y determinar cuántos moles (n) corresponden a una cierta cantidad de masa (P Mcu), se emplea la misma razón unitaria, pero invertida:
10 PM puede ser masa atómica o molecular, debido a que la masa de la sustancia, en algunos casos se requiere a un elemento (atómico) o a un compuesto (molecular).
119
a) Mol expresado en gramos
El mol (n) es la masa de cualquier elemento o compuesto que puede expresarse en gramos y es numéricamente igual a la masa atómica o molecular. Matemáticamente lo anterior se representa con la fórmula:
masa en gramos masa en gramos m
mol n= o mol n= o n=
masa a t ó m i c a masa molecularPM Ejemplos:
Calcula la cantidad de mol que existe en 15 g de aluminio.
En la tabla periódica podemos localizar la masa atómica del aluminio (26.98 g/mol); la masa en gramos (m) es de 15, por tanto, aplicando la fórmula obtenemos:
m 15 g
n = = = 0. 556 mol
PM26. 98 g/mol
¿Cuántos moles de átomos de plata tenemos en un anillo que contiene 6.02 x 1022 átomos?.
x ¿Cuántos átomos de vanadio existen en 100 g de ese elemento, el cual tiene una masa atómica de 50.95 g?.
Para encontrar el resultado, primero debes multiplicar el dato (100 g) por la razón unitaria, y eliminando unidades se obtiene el número de átomos buscado, es decir:
Número de gramos de vanadio:
§ ·
§ NAm o l é c u l a s · 6.023 x 10 23 m ol é c u l a s
x Determina la masa de un átomo de cobalto ( masa atómica = 58.94g) Apoyándonos de los pasos que se dieron en el ejemplo anterior tenemos que: á t o m o s Número de átomos:
Ejemplo: De la tabla periódica, en la casilla correspondiente al cobre (Cu) localizamos la masa atómica PMCu = 63.55 g/mol. ¿Cuántos gramos de cobre tenemos en 2.5 moles de cobre?.
Determina la masa en gramos de dos moles de aluminio con masa atómica de 26.98 g/mol.
m
x
Ordenando los datos y de acuerdo con la fórmula dada: n =
PM
n = 2 mol PM = 26.98 g/mol, despejando masa en gramos (m) tenemos: m = (n) (PM) m= ?
Sustituyendo la fórmula:
m = (2 mol)(26.98 g / mol) = 53.96 g de aluminio x Calcula el mol contenido en 20 gramos de carbonato de sodio (Na2CO3)
Se realiza el cálculo para obtener la masa molecular (PM) consultando en la tabla periódica los valores de las masas atómicas de los elementos: Na, C y O. Dichos valores se multiplican por los subíndices correspondientes a cada elemento químico según la fórmula del carbonato de sodio, esto es:
Ordenamos los datos: Na : 22.98 x 2 = 45.96
m = 20 G
C : 12.01 x 1 = 12.01 PM = 105.94 g/mol Na CO3
O : 15.96 x 3 = 47.97
n = ? = 105.94 g/mol Na2CO3
Aplicando la fórmula y sustituyendo: m 20 g
n = 0.188 mol de Na Co
23
PM 105.94g / mol
x Obtener la cantidad de gramos que hay en 2 mol de Na2 CO3 (PM = 105.94 g/mol). Datos Fórmula y Despejar m
m
PM = 105.94 g/mol n PM , m n
PM n = 2 mol
m = ?
Sustituyendo m = (2 mol) (105.94 g/mol) = 211.88 g de Na2CO3 Masas molares de moléculas
Ejemplo: Para determinar la expresión en gramos de la masa de un mol de agua se toman de la tabla periódica los valores correspondientes del hidrógeno y oxígeno.
Así, tenemos que H = 1.00 y O = 15.99: como hay dos hidrógenos y un oxígeno en la fórmula del agua (H2O), el valor del hidrógeno se multiplica por dos (debido al subíndice) y el del oxígeno por uno; finalmente se suman los valores obtenidos y de esta forma habrás determinado la masa molecular del agua. Esto se escribe de la siguiente manera: agua = H2O
H : 1.00 x 2 = 2.00 g
O : 15.99 x 1 15.99 g
= 17.99 g
Ejemplo: La cafeína es un alcaloide identificado como el principio activo del café y tiene por fórmula:
CaN4H13O2
Determina cuántas moléculas existen en dos moles de cafeína.
Usa la razón unitaria:
§ 23·
6.023 x 10 m o l é c u l a s
¨¸
2 mol = 12.04 x 1023 moléculas = 1.204 x 1024 moléculas¨ 1 mol ¹¸
Ejemplo: Dentro de la serie de vitaminas B (cuya deficiencia en nuestro país es muy severa) se tiene la B5 (C9H17NO5), a la cual se le denomina también ácido pantoténico y se emplea en el tratamiento de enfermedades tales como neuritis periférica y lupus eritermatoso. Encuentra la cantidad de moléculas existentes en 1,800 g. de vitamina.
Es decir, en 1 197 gramos de azúcar hay 3.5 moles de dicha moléculas. Además, si deseamos conocer cuántas moléculas se encuentran en dicha cantidad, utilizaríamos la razón unitaria siguiente:
En lo que respecta al ser humano siempre estamos regidos por aspectos cuantitativos, como por ejemplo: tenemos que pagar una cantidad de dinero en el microbús para transladarnos a nuestro destino o dirigir un proyectil “X” grados para poder acertar en el objetivo, como habrás notado en cada uno de los casos recurrimos a algún tipo de unidad de medida.
Dentro de la Química contamos con una unidad de medida del Si llamada MOL, la cual se define como la cantidad de sustancia contenida en partículas o átomos que existen en 12 gramos de isótopo de carbono 12. Dicha medida tiene como valor 6.023 x 1023 partículas (ya sean de átomos, moléculas, entre otros) y recibe el nombre de Número de Avogadro (NA). Cabe hacer notar que dentro de este valor se pueden presentar magnitudes mayores, similares o menores.
Tomando en cuenta lo anterior, encontramos que con el Número de Avogadro podemos: transformar moles en números de partículas, o transformar moles en gramos, para lo cual debemos partir de las razones unitarias siguientes: á t o m o s
= 53.96 g de aluminio x Calcula el mol contenido en 20 gramos de carbonato de sodio (Na2CO3) 
2CO3 Masas molares de moléculas 
¸ = .465 mg
H O
1 mol Pt
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