derecho

EPO 11
ESCUELA PREPARATORIA OFICIAL NÚM. 11

CUAUTITLAN IZCALLI, MEX.


PRIMER SEMESTRE CICLO 2013-2014
PROGRAMA DE LECTURA
PRIMER PERIODO DE TRABAJO

TÉCNICA:

LECTURA CRÍTICA/ LECTURA SILENCIOSA/ LECTURA REFLEXIVA/ TRABAJO INDIVIDUAL

El alumno de forma silenciosa ylenta, descubrirá la idea central del texto, de forma cuidadosa, activa y analítica, emitiendo un juico escrito en no más de media cuartilla.
Retoma conceptos básicos, haciendo uso de sus criterios y conocimientos previos, marcándolo con marca textos.

Temas: 1.1.6 Mol, Ley de Avogadro.


LECTURA 1.
Números imprescindibles para la química.

Hablando con propiedad, sin estos números laquímica moderna, una ciencia cuantitativa exacta, no podría existir. El químico que quisiera realizar una reacción química no sabría qué cantidad de sustancias iniciales debe tomar y cuál será el rendimiento de la reacción.
Estos números son los pesos atómicos y moleculares. Sin estos números es imposible cualquier cálculo químico.
No es racional (y esto es aún una expresión muy suave) expresar lamasa de los átomos o de las moléculas en las unidades a que estamos acostumbrados (por ejemplo, en gramos o en miligramos): estas magnitudes son demasiado voluminosas. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno pesa 1,67 · 10– 24 gramos, el átomo de carbono 19,9 · 10– 24 gramos. El peso atómico de todos los demás elementos es aproximadamente del mismo orden.
Por consiguiente, necesitamos una unidad noabsoluta sino relativa.
Los primeros cálculos de los pesos atómicos fueron realizados por el fundador de la teoría atómico–molecular, el químico inglés John Dalton. Este tomó el peso atómico del hidrógeno por una unidad y refirió los pesos atómicos de otros elementos al peso atómico del hidrógeno. La masa del átomo dado, expresada en unidades de hidrógeno, era precisamente el peso atómico.
Losnúmeros de Dalton subsistieron en la química casi un siglo. Después fueron rechazados, adoptando en lugar de la unidad de hidrógeno la de oxígeno. Esta equivale a 1/16 de la masa del átomo de oxígeno. La unidad de oxígeno resultó ser preferible, puesto que el oxígeno, a diferencia del hidrógeno, se combina con casi todos los elementos.
Pero en 1961 los químicos rechazaron también esta unidad. Estehecho se explica por las siguientes circunstancias. En la actualidad los pesos atómicos de los elementos se determinan con una precisión muy alta, empleando instrumentos especiales, los espectrógrafos de masas. Esta determinación se basaba en la llamada escala física de los pesos atómicos. La base de esta escala es 1/16 de la masa del isótopo de oxígeno más difundido, el oxígeno–16.
Sin embargo,paralelamente a esta escala existía otra: la escala química. Se fundamentaba en una magnitud algo distinta, precisamente en 1/16 de la masa media del átomo de oxígeno natural. Mas, como se sabe, el oxígeno natural tiene tres isótopos:
Por esta razón, el valor de la unidad de oxígeno era distinto entre los físicos y entre los químicos. Aunque si se conocía el valor del peso atómico por una escala sepodía calcular su valor por la otra. Así, para obtener el peso atómico "físico" era necesario multiplicar el valor "químico" por un número bastante incómodo: 1,000275.
Realizar esta multiplicación es una cosa sencilla, pero la verdadera dificultad radicaba en otro hecho.



Como quiera que los físicos y los químicos empleaban "sus" escalas, obtenían valores diferentes para muchas magnitudesimportantísimas de la química, por ejemplo, para el número de Avogadro o para la constante universal de los gases. Además, el propio factor para pasar de una escala a otra tampoco era una magnitud constante: varía en dependencia de las oscilaciones de la composición isotópica del oxígeno natural. En fin, el oxígeno–16 resultó ser un isótopo poco conveniente para la determinación de los pesos...