Espectros y espectroscopios para todos

 

Acabo de volver del XXXV Congreso de la Asociación ENCIGA  (Ensinantes de Ciencias de Galicia) celebrado en la villa de Ponteceso (A Coruña). En esta ocasión he participado organizando un obradoiro titulado “Espectroscopia práctica low cost”. En este taller, después de resaltar la importancia que tiene la espectroscopía y su práctica en el currículo del Bachillerato, he compartido con los profesores asistentes algunas experiencias relacionadas con ese tema. Más concretamente, cómo hacer para que todos los alumnos puedan disponer de espectroscopios y materiales que suministren los espectros adecuados, y hacer algunas prácticas interesantes desde el punto de vista didáctico; todo ello con buena calidad y al mínimo coste.

Esta experiencia la hemos ido desarrollando hasta ahora el IES Tomás Mingot de Logroño (mi último destino como profesor en activo) y el objetivo principal de relatarla era animar a otros profesores a ponerla en práctica en sus Centros.

Abriendo en este mismo blog la pestaña de la página Mis Trabajos, en el capítulo de Espectroscopía podrás encontrar todos los documentos, materiales y experiencias elaborados para este tema, desde el desarrollo del taller, pasando por las instrucciones para confeccionar los espectroscopios, o los procedimientos para realizar algunas experiencias prácticas de espectroscopía.

 

Espectroscopía, espectros, espectroscopios… ¿de qué estamos hablando?

El espectro de una sustancia es un registro gráfico de la interacción entre la luz que desprende o recibe y la materia que la compone. Muestra la intensidad de la luz emitida o absorbida para cada una de las frecuencias o longitudes de onda (color) que abarca. El espectro de una sustancia revela información de su estructura a nivel atómico-molecular, y en cierto modo puede considerarse la “huella dactilar” que permite identificar su presencia en una muestra. Los espectroscopios son los dispositivos que permiten observar espectros. Si además cuantifican la intensidad de cada frecuencia se denominan espectrómetros o espectrofotómetros.

Todo espectroscopio consta de dos elementos esenciales: El colimador, rendija fina para estrechar el haz de luz que recibe de la muestra, y un prisma óptico o red de difracción, para separar el haz de luz, ya por dispersión o ya por difracción, en las frecuencias monocromáticas que lo componen. El conjunto debe estar aislado del resto de luz exterior y el espectro se registra entonces en la retina o en una placa fotográfica a través de una abertura u ocular.

      Espectro visible discontinuo de emisión característico del hidrógeno, producido por la luz emitida en el tubo de descarga de este gas al analizarlo con un espectroscopio clásico de prisma como el de la foto.

 Los espectros se pueden clasificar atendiendo a diferentes criterios:

• Visible, UV, IR, X, MW, etc. Según la radiación electromagnética que interaccione con la sustancia analizada. Los espectros atómicos que aquí tratamos son los espectros visibles originados en las transiciones entre niveles electrónicos de los átomos de la sustancia.
• De emisión o absorción. Según  se analice la  luz que emite la sustancia, excitada mediante calor o tensión eléctrica, o la que absorbe al incidir sobre ella luz de todas las frecuencias. Ambos espectros son complementarios para una misma sustancia, es decir, las frecuencias que emite son exactamente las mismas que absorbe.
• Continuos o discontinuos. Según aparezca una distribución continua de la frecuencia o bien discontinuidades que, según su grosor, pueden ser bandas o rayas espectrales. Sólidos y líquidos dan espectros continuos o de bandas, mientras que los discontinuos de rayas son propios de gases y plasmas.

 

Sobre la conveniencia de hacer experimentos con espectros

La naturaleza física de la luz en general y, más concretamente, su interacción con la materia en relación con la estructura atómico-molecular, que es el objeto de la espectroscopía, es un tema que está presente en todas las asignaturas de Física y Química del Bachillerato Científico y Tecnológico. Pero es sobre todo en la Química de 2º curso donde se aborda explícitamente el estudio de los espectros atómicos. Por otro lado se insiste en la conveniencia de que el alumnado experimente e investigue mediante la realización de trabajos prácticos en el laboratorio en todos los niveles. Haciendo clic en este enlace encontrarás una tabla con los contenidos del currículo actual del Bachillerato relacionados con la luz y los espectros y la importancia de su experimentación.

Así pues parece muy apropiado programar prácticas en las que los alumnos tengan la oportunidad de manejar espectroscopios  y obtener e interpretar espectros, pero ahora surge el problema de contar con el instrumental adecuado.

 

Cómo disponer de espectroscopios buenos, bonitos y  baratos

Pues ¡haciéndoselos uno mismo!

Los equipos de espectroscopía son caros y delicados, por lo que dotar a un laboratorio escolar con este instrumental para que los alumnos puedan realizar sus experiencias de forma individual requeriría un presupuesto difícil de asumir para muchos Centros. La solución consiste en confeccionar nuestros propios espectroscopios hechos a mano. En la web podemos encontrar algunas propuestas de modelos para este fin. Pero aquí vamos a presentar dos modelos optimizados para obtener unos espectros más que aceptables. En los enlaces que aparecen a continuación encontrarás las instrucciones detalladas para hacer estos espectroscopios.

Espectroscopio “marca ACME” 

Hecho con un tubo de cartón y una red de difracción tipo diapositiva de 500 L/mm disponible en catálogos de material didáctico. Recoge un espectro visible de notable calidad, es manejable, resistente y la red se puede quitar y poner fácilmente. Ideal para dotar al laboratorio con varias unidades. Para ver cómo montarlo, haz clic en este enlace.

Espectroscopio casero “BBB” 

 

Hecho con cartulina y un fragmento de un CD viejo a modo de red de difracción. Ideal para disponer de un espectroscopio individual sin gastar un duro. Cada alumno puede hacer fácilmente el suyo y es sorprende la calidad de los espectros que se pueden observar con él si se tiene un mínimo de cuidado en su confección. Las Instrucciones y plantilla están disponibles en este enlace .

 

En las figuras: fotos de los dos modelos de espectroscopio descritos y el espectro visible de emisión discontinuo de una lámpara fluorescente de bajo consumo tal como puede observarse en cada uno de ellos.

 

¿Y dónde podemos observar espectros interesantes?

Pues sin ir más lejos, utilizando fuentes luminosas y materiales que podemos encontrar normalmente a nuestro alrededor, como tubos de luz y bombillas de diferentes tipos, filtros,  pantallas, o mismamente la luz natural.

Por ejemplo, un tubo fluorescente o una lámpara de bajo consumo nos ofrece un espectro de emisión discontinuo en el que la posición de sus rayas nos informa de la presencia en su interior del elemento mercurio.

La luz solar muestra un espectro continuo de emisión sobre el que se superpone una serie de finas rayas negras de absorción correspondientes sobre todo al hidrógeno y al helio de su atmósfera menos caliente.

Una bombilla de filamento incandescente nos muestra un espectro de emisión perfectamente continuo, pero anteponiendo un filtro coloreado veremos cómo desaparece una parte de éste por una banda ancha y continua de absorción causada por el colorante del filtro.

Otros espectros interesantes de analizar son los que dan las bombillas LED, las pantallas o monitores RGB  y las lámparas de descarga de gases como las de sodio o neón, que dan espectros discontinuos de emisión de unas pocas rayas finas.

En este enlace se muestran los resultados de los espectros que se pueden observar con estos espectroscopios caseros para algunas de las fuentes luminosas citadas.

También es muy interesante experimentar con los diferentes colores que presentan algunos elementos  químicos en la llama de un mechero, colores que permiten identificarlos y que son el resultado de su espectro de emisión. En este enlace se describe el procedimiento para llevar a cabo esta experiencia.

 

 

 

Hablemos con propiedad (tercera parte)

 

Aquí va la tercera y última entrega de esos conceptos que solemos confundir en algunas ocasiones cuando no manejamos el lenguaje con la precisión que es debida. Se han dejado para el final algunos temas más físicos, tratados desde un punto de vista un poco más formal.

 

1.- Calorías

La caloría (símbolo cal) es una unidad de calor, y por consiguiente de energía, que viene rodeada de una cierta confusión.

La definición exacta más aceptada de caloría es la cantidad de calor (energía intercambiada) que hay que suministrar a 1g de agua para elevar 1ºC su temperatura (desde 14,5 hasta 15,5).

En consecuencia, la caloría (caloría termoquímica) es una unidad de energía y su equivalencia SI en julios es 1 cal= 4,1840 J; sin embargo, a día de hoy aun hay confusión y se siguen empleando variantes como la caloría(20ºC), caloría(15º), caloría (pres.vap.) o la caloría media, que aunque valen casi lo mismo, difieren en el tercer decimal. 

 Otra fuente de confusión es el uso que se hace de la caloría en el contexto de la Nutrición. Aquí se entendía tradicionalmente por ”caloría” lo que se ha venido en denominar caloría grande, caloría-kilogramo o Caloría (con mayúscula). Asumiendo esa ambigüedad, se puede tomar  1 Cal = 1 kcal = 1000 cal. La legislación en el etiquetado de productos alimentarios es distinta según el país; en España debe figurar el contenido energético nutricional en calorías y en julios (1 cal = 4,184 J ) pero, por lo que hemos podido comprobar, este factor de conversión se aplica bastante a la ligera.

 Para liarla más aun están las “frigorías” (símbolo fg). Se trata de una unidad  bastante obsoleta del sistema técnico de unidades, en opinión de muchos inútil y engañosa. La frigoría es una unidad de energía empleada para medir  el calor extraído o la pérdida de energía térmica de un sistema: 1 fg = -1 kcal = -1000 cal. Y muchos se preguntan ¿qué necesidad hay de introducir esta unidad, teniendo ya la kilocaloría?  Es tan tonto como si tras seguir una dieta para perder peso decimos “he ganado 3 antikilos” en vez de “he perdido 3 kilos”.

 

2.- ¿Duro pero frágil?

En ocasiones se utiliza incorrectamente el adjetivo “duro” cuando se quiere calificar a un material que aguanta los golpes y no se rompe o deforma con facilidad. Esto puede ser  admisible en el lenguaje común , pero no en el ámbito científico y técnico, en el que la dureza, la propiedad que hace que un material sea más o menos duro,  tiene un significado muy preciso y que no tiene nada que ver con su resistencia a ser roto o deformado.

La dureza de un material sólido es su resistencia a ser rayado. O incluso pudiéramos decir a ser erosionado o pulverizado en superficie. Es una propiedad directamente relacionada con la intensidad de las fuerzas intermoleculares de las partículas que componen ese sólido, ya sean moléculas, átomos o iones.

La resistencia a fragmentarse al ser sometido a tensión o ante los golpes se denomina tenacidad, o fragilidad si nos referimos a lo contrario.

Hay otras  propiedades mecánicas de los sólidos relacionadas con su mayor o menor facilidad para deformarse sin quebrarse, como la maleabilidad (facilidad para ser laminado por presión) o la ductilidad (facilidad para ser estirado en hilo), o como la elasticidad y su opuesta la plasticidad, que indican su facilidad para recuperar o no la forma inicial cuando se deforman inicialmente.

Una cosa es la dureza y otra la tenacidad. Un material duro no tiene por qué ser tenaz ni uno blando tiene por qué ser frágil. Por ejemplo:

El diamante es el material natural más duro que hay. Es capaz de rayar la superficie de todos los demás pero no se deja rayar por ninguno. Sin embargo es frágil, al recibir un golpe se rompe con facilidad.

El cobre es un metal tenaz., nada frágil, es dúctil y maleable. Es decir, aguanta cualquier golpe sin romperse pero se deforma fácilmente y resulta fácil aplastarlo en planchas o estirarlo en hilos. Sin embargo no es nada duro, de hecho es bastante blando

Por supuesto que también hay materiales duros y tenaces como el acero, y blandos y frágiles como la calcita; pero dureza no implica tenacidad, como hemos visto con el diamante y el cobre.

 

3.- ¡Qué pesado! Peso, masa, densidad

Cuando hablamos coloquialmente es frecuente confundir los conceptos precisos de masa, peso y densidad cuando queremos describir lo pesado que es un determinado objeto.

Al sopesar una pesa de acero de 100 gramos y una bolsa de 100 gramos de pipas, un objeto en cada mano, alguno dirá que el acero es más pesado que las pipas, otro que son igual de pesados, tal vez alguien sugiera que estamos comparando sus masas. De cualquier forma parece que hay dificultades para precisar qué es lo que estamos comparando.

 El peso de un cuerpo es la fuerza de gravedad con que dicho cuerpo es atraído por la Tierra. El peso es proporcional a su masa, que depende de la cantidad de materia que contiene y es una medida tanto de su inercia al movimiento como de su respuesta a la gravedad del lugar; pero el peso también depende del lugar donde se encuentre esa masa y lo intensa que allí sea la gravedad. 

La masa (m) y el peso (p) de un cuerpo son dos magnitudes distintas pero que están relacionadas entre sí por la gravedad (g) del lugar donde se pese (p=m.g).  En el sistema internacional de unidades la masa se mide en kilogramos (kg) y el peso en newton (N), aunque es frecuente hablar de “kilos de peso” (1 kp es el peso de una masa de 1 kg en la superficie de la Tierra, donde g = 9,8 N/kg).

Si comparamos en el mismo sitio el peso de dos cuerpos, como la gravedad es la misma, es como si comparásemos su masa. De ahí que tendamos a confundir o a hablar indistintamente de masa o peso de un cuerpo. La pesa de acero y la bolsa de pipas tienen la misma masa (0,1 kg) y también pesan lo mismo (0,98 N = 1 kp), pues la gravedad es la misma en una mano que en la otra, de ahí que notemos en ambas manos la misma carga.

Sin embargo algunos notarán en la mano que sostiene la pesa que la carga que hace ésta hacia abajo es más intensa o más concentrada que la de la bolsa, por eso dirán que el acero es más pesado que las pipas, aunque tengan igual masa (100 g). Y no les falta razón, lo que pasa es que al hablar de lo ”pesados” que son se estarían refiriendo ahora a otro concepto distinto, que es su densidad o peso específico.

La densidad (d) de un cuerpo es la masa contenida en cada unidad de volumen del mismo (d = m / V). En el SI se mide en kg/m³. La densidad nos indica lo concentrada que está la masa en el material de que está formado ese cuerpo, independientemente de que sea grande y pese mucho o pequeño y pese poco. La pesa de acero parece “más pesada” que la bosa de pipas no porque tenga más masa o pese más sino porque su densidad es mayor (densidad del acero: 8 g/cm³, densidad de las pipas: 0,9 g/cm³)

Aparte de la densidad, para evaluar lo “pesado o ligero” que es un material se usa el peso específico,  que es la razón entre el peso o la masa del objeto y el peso o la masa de igual volumen de agua a 4ºC, o lo que es lo mismo, el cociente entre la densidad del objeto y la densidad del agua.  Como la densidad del agua a esa temperatura es de 1000 kg/m³, las cifras de la densidad y el peso específico coinciden a 4ºC y van a ser bastante parecidas a otras temperaturas. La diferencia principal es que la densidad tiene dimensiones de masa entre volumen mientras que el peso específico es un número adimensional (es el número de veces que es más denso que el agua).

 

4.- No lleva ninguna fuerza, simplemente va rápido

Para expresar lo rápido que va un objeto tras haber sido impulsado, muchos dicen: “¡Qué fuerza lleva!”. Bueno, pues no es correcto. El error viene de confundir algunas de las principales magnitudes que intervienen en el proceso de lanzar un cuerpo: Fuerza, momento y velocidad. La fuerza no es algo que tenga ningún cuerpo, sino que es la medida de la interacción del cuerpo que la aplica con el cuerpo que la recibe, y sólo dura mientras ambos estén interactuando. Para entendernos, en cuanto yo deje de empujar al cuerpo que lanzo, cesa la fuerza que le estaba aplicando. ¿Qué es lo que “lleva” entonces el cuerpo lanzado?. Pues lleva movimiento. La cantidad de movimiento es una magnitud que se denomina también momento que refleja conjuntamente lo rápido que va y lo pesado que es, y equivale al impulso que recibió ese cuerpo cuando fue empujado por esa fuerza que ya no está actuando.  Cuanta más cantidad de movimiento tenga, más trabajo puede hacer al chocar y más fuerza hay que aplicarle para volver a detenerlo en un determinado tiempo. El objeto lanzado no lleva ninguna fuerza, lo que lleva es cantidad de movimiento.

En el proceso de impulsar o poner en movimiento un cuerpo (o de detenerlo)  intervienen varias magnitudes físicas relacionadas unas con otras, que tienen un significado muy preciso y que pueden ser cuantificadas objetivamente. Repasémoslas con un ejemplo:

 

Tengo una pelota reposando en mi mano y voy a lanzarla. Para ello, yo tengo que tener una “capacidad para lanzarla”, es decir, energía (E). Mientras dura el lanzamiento con la pelota en aun en mi mano, estoy realizando un trabajo (W) sobre ella equivalente a la energía que pierdo  yo y a la energía cinética que gana la pelota (DE). Para hacer el trabajo mientras dura el acto lanzar, le estoy aplicando una fuerza (F) con mi mano, mientras la desplazo una cierta distancia (d)  (W = F.d) durante un pequeño tiempo (t). Se dice que le he dado un impulso (I) (I = F.t) que se ha traducido en incrementar su cantidad de movimiento (p), haciendo que la masa (m) de la pelota que estaba en reposo, ahora posea un velocidad (v), que es con la que sale lanzada,  (p = m.v)

Simplificando un poco (fuerza y masa constantes y reposo inicial),todas estas magnitudes están relacionadas entre ellas de la siguiente manera:

I = F.t = p = m.v    ;    F = p/t = m.v/t   ;   DE = W = F.d = ½ m.v²

 

5.- Calor, frío, temperatura y energía térmica

 

-¡Qué frío hace!

- Pues yo tengo un calor…

- Hay más calor en el agua de un lago frío que en un plato de sopa caliente.

Es bastante habitual oír afirmaciones como éstas en nuestro lenguaje coloquial, seguro que todos entendemos lo que queremos decir con ellas, pero en ellas estamos empleando de forma ambigua y a veces incorrecta el término de calor (y de paso el de frío), que es un concepto muy relacionado con otras magnitudes termodinámicas como la temperatura o la energía térmica, que son conceptos con los que tiende a confundirse en muchas ocasiones

Para entender mejor el significado y diferencia de estas magnitudes, de modo simplificado, vamos a recurrir a nuestra experiencia de cómo las percibimos sensorialmente y a su interpretación a la luz de la teoría cinética de la materia. Según esta teoría, la materia en cualquier estado está formada por partículas (átomos, moléculas, iones o agregados de éstas) que están en continuo movimiento de agitación (trasladándose, vibrando o rotando).

La temperatura es una propiedad que, junto a otras como la presión o el volumen, define el estado en que se encuentra el cuerpo o sistema considerado, y que viene a ser una medida del nivel medio de agitación que tienen las partículas que lo forman, más concretamente de su energía cinética media. La temperatura es una magnitud intensiva (su valor no depende de la cantidad o la porción del objeto que consideremos) y  refleja la idea que tenemos de lo frío o caliente que está un cuerpo. Se puede medir directamente con termómetros y se expresa normalmente en grados Celsius o en kelvin ( T(K) = T(ºC)+ 273 ). Cualquier cuerpo que notemos más caliente que otro tendrá mayor temperatura, independientemente de lo extensos que sean uno u otro. En un cuerpo caliente (alta temperatura), por término medio cada partícula que lo compone se está agitando con más energía que las de otro que esté más frío (baja temperatura).

La energía térmica de un cuerpo viene a ser la cantidad total de energía que tiene ese sistema debido al movimiento de agitación de sus partículas, y es una parte importante de toda la energía interna que contiene. Es una magnitud extensiva (depende de cuánta porción del sistema estemos considerando) que se puede medir en julios o calorías (1 cal = 4,18 J ). La energía térmica contenida en un sistema será mayor cuanto mayor sea su temperatura, pero también cuanto más grande sea éste y de la naturaleza de su composición: es decir, de cuántas partículas contenga, de cómo sean y se agrupen dichas partículas (capacidad calorífica) y de que se estén agitando mucho o poco (temperatura).

El calor es la cantidad de energía térmica que fluye de un cuerpo a otro que se encuentra a diferente temperatura o en otro estado. La energía térmica fluye espontáneamente del cuerpo de mayor al de menor temperatura, aunque se puede invertir la dirección del flujo de calor haciendo un trabajo que inyecte energía desde el exterior, como se hace en los frigoríficos.  El calor no es una propiedad del objeto, como puede ser la temperatura o su energía térmica, sino que es una cantidad de energía en tránsito entre sistemas por un mecanismo en el que las partículas de uno ceden su energía de agitación a las del otro sin mediar fuerza ni desplazamiento neto.  Al no ser otra cosa que energía intercambiada, el calor se mide en las mismas unidades que ésta.

Contrariamente a lo que sucede con la temperatura o la energía térmica, no se puede decir nunca de un cuerpo que tenga tanto calor. El calor no es algo que se tenga, sino que se cede o se absorbe. A veces, sobre todo en lenguaje coloquial se habla de entrar frío para referirse a salir o perder calor.

Un ejemplo, imaginemos una piedra de 1 kg  caliente (temperatura de 100ºC) y una bañera con 100kg de agua fría(temperatura de 10ºC). Al introducir la piedra en la bañera, la piedra se habrá enfriado y la bañera se habrá calentado hasta alcanzar una temperatura intermedia (15ºC). La piedra ha cedido calor al agua y el agua lo ha absorbido, el calor intercambiado equivale a la pérdida de energía térmica de la piedra al enfriarse y a l incremento de energía térmica del agua al calentarse. Supongamos que inicialmente la piedra caliente tenía 1000 J de energía térmica y el agua fría 5000 J (tiene más que la piedra caliente porque aunque sus partículas se agitan poco, hay muchísimas más). Si el calor que cede la piedra al agua es de 10 J, a la piedra, ahora menos caliente, le quedarán 990 J de energía térmica y al agua, ahora más caliente, tendrá 5 090 J.

En resumen, cuando calificamos un objeto como frío, caliente, o templado nos estamos refiriendo a su temperatura, ignoramos cuanta energía térmica contiene, y de ninguna manera podemos decir que ese cuerpo tenga nada de calor o frío.

Sí  que estaremos hablando con propiedad al decir que al entrar en contacto con un cuerpo caliente éste nos da calor, o que le damos calor nosotros si es que estuviese más frío. También podemos aceptar hablar de dar frío como equivalente de perder calor, aunque en física esto no sea común ni tenga ninguna utilidad.

 

Comparando un compuesto químico con los elementos que lo forman ¡La diferencia salta a la vista!

 

Uno empieza a entender la Química cuando es capaz de comprender en qué consiste la diferencia entre un compuesto químico y una mezcla de los elementos químicos  que lo componen.  Cuando tiene claro, por ejemplo, por qué no es lo mismo una mezcla de los gases oxígeno e hidrógeno que unas gotas de agua, aunque casualmente ambos sistemas puedan contener la misma cantidad de materia.

Con frecuencia oímos decir cosas como que  no es bueno usar dentífricos que contengan  flúor porque el flúor es un elemento muy tóxico y corrosivo, o que es peligroso el contacto con el PVC porque tiene cloro, que también es un elemento muy perjudicial para la salud. Son afirmaciones falaces que ignoran que los elementos químicos y los compuestos químicos que éstos forman son sustancias diferentes que poco o nada tienen que ver en cuanto a sus propiedades. De hecho, el PVC está  formado largas cadenas hidrocarbonadas en las que  los átomos de cloro están fuertemente anclados a ellas, haciendo de éste un material estable y químicamente inerte, y el flúor de la pasta de dientes se encuentra en forma de fluoruros, que son sales en las que el flúor aparece combinado como ion fluoruro, muy estables y de propiedades absolutamente distintas a las del flúor elemental.

Cuando se tratan de enseñar los fundamentos de la Química General, siempre hay un momento en que aparece esta dificultad para comprender la diferencia entre elemento químico y compuesto químico y, de forma paralela, entre mezcla y combinación química de sustancias. Para ayudar a entender esta diferencia, vamos a proponer una actividad que consiste en una  observación directa en el laboratorio, una representación de modelos atómico-moleculares  y las conclusiones generales que se pueden deducir.

Podemos, por ejemplo, comparar un par de elementos como el gas cloro y el  metal sodio con el compuesto que forman, el cloruro de sodio, que es la sal común.

 

ACTIVIDAD: ¿Qué diferencia hay entre el cloro, el sodio, una mezcla de cloro y sodio, y el cloruro de sodio? 

 

1.- Observación. Evidencia de las diferencias

Para empezar, se presentan estos sistemas materiales para su observación. Es recomendable hacerlo en un lugar ventilado y seguro del laboratorio y usar bata, guantes y gafas protectoras. La manipulación de las sustancias debe hacerlas exclusivamente el monitor de la actividad. En la imagen que se muestra más adelante aparecen las fotos del aspecto de estos cuatro sistemas materiales que se describen a continuación.

a) Sodio. Elemento químico. Se extrae un trozo de su recipiente y se deposita en la mesa sobre un papel limpio y seco, donde se puede cortar con un cutter o un cuchillo en trozos más pequeños para observar su aspecto y propiedades:  sólido maleable muy blando, de color plateado y  brillo metálico en el corte reciente, fácilmente oxidable al aire (forma rápidamente una pátina blanca mate de óxido de sodio), y reacciona violentamente con el agua (se puede comprobar añadiendo con cuidado un pequeño trocito de un par de milímetros sobre un recipiente con agua).

b) Cloro. Elemento químico. Se genera en el momento de la observación haciendo la experiencia en una campana de gases o con una ventilación al exterior.  Dentro de un balón de vidrio o un erlenmeyer que contiene unos pocos mililitros de lejía comercial se añade un chorrito de aguafuerte (ácido clorhídrico al 30%) y se tapa el recipiente unos segundos después mediante un tapón sin presionar. Casi de forma instantánea, se libera el elemento químico cloro, que es el gas amarillo verdoso que tras desalojar al aire ocupa ahora todo el recipiente. Aunque no lo vamos a experimentar, aprovechamos para indicar alguna propiedad más del cloro, como su carácter fuertemente oxidante y corrosivo, su olor por todos conocido y su toxicidad. Se puede aprovechar también para comentar el gran peligro que supone mezclar productos de limpieza en el hogar.

c) Cloruro de sodio. Compuesto químico. Formado por combinación química de los dos elementos anteriores. Se puede mostrar un fragmento del mineral halita y una muestra de sal fina común. Se puede observar su aspecto cristalino vítreo,incoloro y transparente (cristal) o blanco (microcristales), es frágil y más dura que el sodio. En el agua se disuelve sin reaccionar y presenta sabor salado. Su aspecto y propiedades en general no se parecen al de ninguno de los elementos que lo componen.

d) Mezcla de cloro y sodio. Se puede juntar algunos pequeños fragmentos de sodio con el cloro, en frío y en seco para evitar la reacción química. Por ejemplo, extrayendo gas cloro del recipiente donde se formó con ayuda de  una jeringuilla en la cual estarían ya depositados los trocitos de sodio. Se puede comprobar que en la mezcla sigue estando presente cada uno de los elementos manteniendo su aspecto y propiedades características. 

La experiencia en el laboratorio se puede completar realizando la reacción química de obtención del compuesto cloruro de sodio a partir de los elementos cloro y sodio. Introduciendo en un recipiente con cloro un pequeño fragmento de sodio previamente fundido al calor. Veremos cómo se forma una humareda formada por un polvo blanco de cloruro de sodio que se deposita en el fondo y las  paredes del recipiente,  tal como puede verse en este vídeo:https://www.youtube.com/watch?v=5kaVWccdTNQ. La reacción de formación del cloruro de sodio puede representarse como Na (s) + ½ Cl₂ (g) à  NaCl (s)

 

2.- Análisis de lo observado y justificación atómico-molecular

Los diagramas que muestran simplificadamente la estructura atómico-molecular de las sustancias son muy elocuentes a la hora de dar a entender la diferencia entre sustancias puras y mezclas de sustancias; entre elementos y compuestos químicos, entre sólidos, líquidos y gases; o entre moléculas y cristales. Veamos en la figura cómo se muestran para el caso que aquí nos ocupa.

a) Sodio (Na):  En un trozo de este metal sólo hay átomos de sodio juntos y ordenados que forman un cristal. Así se explica que se trata de un elemento químico puro en estado sólido. Su fórmula, Na, nos indica que sólo hay átomos de sodio.

b) Cloro (Cl₂): En una muestra de este gas verdoso sólo hay átomos de cloro, por lo que se trata de un elemento químico, los cuales están unidos de dos en dos formando moléculas diatómicas, por lo que su fórmula es Cl₂. Estas moléculas están desligadas unas de otras y en movimiento, llenando así todo el recipiente, pues se trata de un gas.

c) Cloruro de sodio (NaCl): en un trocito de esta sal se ve que hay átomos de Na y Cl, pero están unidos y en una proporción bien definida, 1:1 en este caso, por lo que se trata de un compuesto químico de cloro y sodio de fórmula NaCl. Como resultado de su enlace químico, iónico en este caso, forman un sólido cristalino (empaquetamiento ordenado de átomos). Comparando con los diagramas primero y segundo, que corresponden a los elemento sodio y cloro, se entiende que el aspecto y propiedades del cloruro de sodio no tengan nada que ver con las de ninguno de los dos elementos que lo componen.

d) Mezcla de cloro y sodio: A diferencia del cloruro de sodio, que es la sustancia química (compuesto) que han formado cloro y sodio al combinarse, representada en el tercer diagrama, aquí aparecen zonas (fases) del elemento sodio y zonas del elemento cloro, manteniendo en cada una la identidad, estructura y propiedades de cada elemento. No hay combinación ni unión entre los átomos de un elemento con los del otro. En consecuencia, no existe cloruro de sodio, sino una mezcla en proporción indefinida de ambos elementos, los cuales mantienen intacta su estructura y propiedades. Un mezcla, por definición, no tiene fórmula química.

En la tabla siguiente se resume el resultado de la interpretación de todas estas observaciones tanto a nivel macroscópico como microscópico. 

 

 

 3.- Conclusión: Generalización de la diferencia entre elemento, mezcla y compuesto químico

Como puede deducirse de la comparación anterior, existe una diferencia clara, que es consecuencia de su estructura atómico-molecular, entre un compuesto químico y los elementos químicos que lo componen, ya sean puros o mezclados unos con otros. La clave es que en el compuesto existe una combinación química en una proporción definida entre los elementos que lo han formado, que deriva de la unión mediante enlace químico de los átomos de dichos elementos. Esto hace que el compuesto sea una sustancia química nueva y diferente a cada uno de los elementos que la han originado, o a su simple mezcla. El tipo de enlace y la estructura en que se disponen los átomos determinará el aspecto y propiedades características de cada sustancia, ya sea ésta elemento o compuesto. Esta generalización se detalla en la siguiente tabla.

Elemento químico	Mezcla de elementos	Compuesto químico
Una sola sustancia química	Varias sustancias químicas	Una sola sustancia química
	Proporción indefinida, composición variable	Proporción definida entre sus elementos. Composición fija
	No hay combinación química entre los elementos componentes	Hay una combinación química entre los elementos componentes
Átomos iguales	átomos de varios elementos	átomos de varios elementos
Fórmula con un solo símbolo	No tiene fórmula química	Fórmula única que incluye varios símbolos
	No hay enlace químico entre los átomos de un elemento y los de otro	Sí hay enlace químico entre los átomos de un elemento y los de otro
Tiene unas propiedades características	Cada elemento mezclado mantiene sus propias propiedades	Tiene unas propiedades características que no tienen que ver con las de los elementos que lo forman
	Se pueden separar por medios físicos	para separar sus elementos es preciso una reacción química

 

Otros ejemplos para experimentar estas observaciones

Hay otros buenos ejemplos a los que recurrir a la hora de poner en evidencia  la diferencia entre elementos y compuesto o entre mezcla y combinación química. Todos son de fácil disposición en el laboratorio o en nuestro entorno cotidiano y además permiten hacer fácilmente la reacción de combinación entre los elementos para formar el compuesto. Se citan a continuación algunos de estos:

1.- Hierro (Fe), azufre(S) y sulfuro de hierro(II) (FeS).

El hierro se presenta en limaduras o pequeños clavos de aspecto metálico, denso y ferromagnético; el azufre como polvo amarillo muy ligero, y el sulfuro de hierro como polvo negro que no se deja atraer por un imán.

2.- Oxígeno (O₂), hidrógeno (H₂) y agua (H₂O)

La mezcla gaseosa incolora de hidrógeno y oxígeno puede observarse obteniéndola fácilmente en la electrolisis del agua líquida. También es sencillo disponer de los elementos por separado atacando un metal con ácido (desprende hidrógeno) y  calentando un perclorato (se descompone liberando oxígeno)

3.- Oxígeno (O₂), hierro (Fe) y óxido de hierro(III)  (Fe₂O₃)

Aquí tenemos la ventaja de tenar hecha de antemano la observación al disponer en nuestro entorno cotidiano tanto de los elementos libres  como de su combinación, ya que el óxido de hierro(III) es el ocre rojo que se puede apreciar en la herrumbre o en algunos minerales de hierro.

4.- Mercurio (Hg), oxígeno (O₂) y óxido de mercurio(II) (HgO)

Tiene el inconveniente de la manipulación del mercurio (es tóxico), pero la ventaja de poder comparar tres  sustancias de aspecto y propiedades muy diferentes, el mercurio es un líquido metálico plateado y muy denso, el oxígeno un gas incoloro y el óxido de mercurio un sólido en forma de polvo de intenso color rojo. En este caso es más práctico hacer la reacción de descomposición (calentando el óxido para liberar el oxígeno y el mercurio) que la de formación del compuesto.