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FACULTAD DE CIENCIA EXACTA Y NATURALES. UNCA CARRERA: TÉCNICO QUÍMICO, PROFESOR EN QUÍMICA. LICENCIADO EN QUÍMICA CÁTEDRA: QUÍMICA GENERAL I AÑO: 2020

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Cuaderno de Cátedra

Ingreso 2020 QUÍMICA GENERAL I

CURSO DE NIVELACIÓN

CARRERAS:

TECNICO QUIMICO

PROFESORADO EN QUIMICA

LICENCIADO EN QUIMICA

Prof. Titular: Prof. Susana Fiad Prof. Adjunto: Prof. Elvira Lema

JTP: Ing. Tomas Falaguerra Ayte: Prof. Anabella Quevedo

Periodo de dictado: 26/02/2020 al 20/03/2020.

Fecha tentativa de evaluación: 20/03/2020

AÑO 2020


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A LOS ALUMNOS INGRESANTES A LAS CARRERAS DE QUIMICA

Estimados alumnos:

Con estas palabras pretendemos darles la Bienvenida, presentarles la materia y ponerles a

disposición la primera parte del material de la cátedra, que corresponde al curso de nivelación.

La Química permite obtener un entendimiento importante de nuestro mundo y su funcionamiento. Se

trata de una ciencia eminentemente práctica que tiene una enorme influencia en nuestra vida diaria.

De hecho, la Química está en el centro de muchas cuestiones que preocupan a casi todo el mundo: el

mejoramiento de la atención médica, la conservación de los recursos naturales, la protección del

ambiente , la satisfacción de nuestras necesidades diarias en cuanto a alimento, vestido y albergue,

etc. La Química también afecta todas las facetas de nuestra vida de manera muy directa, por ejemplo

nuestra apariencia personal depende de procesos químicos, sustancias químicas llamadas hormonas

ayudan a determinar nuestra estatura, peso, figura. Nuestro estado de buena salud depende de las

sustancias químicas que conservan los alimentos que ingerimos y nos protegen de enfermedades

suministrando al cuerpo los nutrientes necesarios para que funcione en forma apropiada. Toda

nuestra vida es química, y por ello sobran las razones para llamarla la Ciencia Central. Al estudiar

Química, aprenderemos a usar el potente lenguaje y las ideas que han evolucionado para describir y

entender la materia. Además, el entendimiento del comportamiento de los átomos y las moléculas nos

permite comprender mejor otras áreas de la ciencia, la tecnología y la ingeniería moderna. La

cátedra Química General es, como su nombre lo indica, la parte de la química que debe sentar las

bases para estudios más avanzados de esta ciencia. La cátedra ha preparado el presente material con

la finalidad de orientarlos en el estudio de la materia desde la primera clase con el fin de favorecer la

adquisición del ritmo de estudio necesario. En esta Guía se encuentran desarrollados los temas

teóricos, explicaciones detalladas para la resolución de problemas, ejemplos, trabajos prácticos de

aula (TPA) y de trabajos prácticos de laboratorio (TPL), que corresponden a los temas 1 y 2 del

programa analítico de la materia.

¡¡¡¡ BUENA SUERTE !!!! y no olviden que el estudio universitario requiere de esfuerzo, dedicación

y perseverancia.

Les dejo una frase del Gran Albert Einstein: “Hay una fuerza motriz más poderosa que el vapor, la

electricidad y la energía atómica: la voluntad"

La Cátedra


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CONCEPTOS BASICOS DE QUIMICA

La química es una ciencia fáctica y como tal posee un objetivo y un método.

Objetivo: estudiar los cambios de carácter permanente que ocurren en la materia

Método de estudio: método científico

A los fines prácticos se divide en química inorgánica y química orgánica.

Química Inorgánica Química Orgánica

Intervienen los elementos químicos pero el

carbono es poco frecuente (sólo en Dióxido

de Carbono, Monóxido de Carbono, Acido

Carbónico, Carbonatos y Bicarbonatos).

Predominan los compuestos sencillos.

Los compuestos son solubles en solventes

polares (agua).

Los compuestos son termoestables.

Los compuestos, en general, conducen

corriente eléctrica.

Los compuestos son estables y no

inflamables.

La velocidad de reacción es rápida.

El carbono es el principal elemento. Al

combinarse con hidrógeno, oxígeno y

nitrógeno, es capaz de formar gran cantidad

de compuestos distintos.

Predominan los compuestos complejos.

Los compuestos son solubles en solventes

apolares (éter, cloroformo, benceno).

Los compuestos son termolábiles.

Los compuestos, en general, no conducen

corriente eléctrica.

Los compuestos son inestables e

inflamables.

La velocidad de reacción es lenta.

Podemos definir Materia como:

Las principales características de la materia son:

Es ponderable (posee masa)

Química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de las

sustancias, así como las transformaciones de la materia y las variaciones de

energía que acompañan a estos cambios.

Todo aquello que puede ser percibido por los sentidos o bien, todo aquello que constituye el

mundo físico que nos rodea, susceptible de adquirir distintas formas.

La Ciencia Química istemas Materiales


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Es extensa (ocupa un lugar en el espacio)

Es impenetrable

Es indestructible

Es divisible

Fenómenos Físicos y Químicos

Los fenómenos son cambios que ocurren en la materia; si el cambio es transitorio el

fenómeno es físico y si el cambio es permanente es un fenómeno químico.

Fenómeno Físico (FF) Fenómeno Químico (FQ)

Ebullición del agua

Congelación del agua

Cualquier cambio de estado

Disolución de una sal

Combustión del papel

Caramelización del azúcar

Fermentación de la uva

Cualquier Reacción química

Propiedades de la materia

Las propiedades de la materia son aquellas cualidades de la misma que pueden ser

apreciadas por los sentidos (color, brillo, textura). Puede ser sólida, líquida o gaseosa. Se

clasifican en:

Propiedades Intensivas: Son aquellas que no varían con la cantidad de materia (masa)

considerada. Dependen del tipo de materia considerada, es decir de la sustancia. Son las

constantes físicas. Ejemplos: peso específico, densidad, punto de fusión, punto de ebullición,

coeficiente de solubilidad, índice de refracción, conductividad térmica, etc.

Propiedades Extensivas: Son aquellas que varían con la cantidad de materia considerada.

Ejemplos: peso, volumen, forma, superficie, etc.

Un ejemplo de propiedades intensivas: 1 kg ó 1 mg, o cualquier otra cantidad de agua,

hierve a 100 °C a una presión de 1.013,25 hPa (presión atmosférica a nivel del mar. Esta

cantidad expresada como hectopascales en el SI, solía expresarse en otros sistemas de

unidades que van cayendo en desuso, como 760 mm. Hg ó 1 Atmósfera de presión).

Estados de agregación de la materia

En la naturaleza se encuentran sustancias en estado sólido, líquido y gaseoso. Actualmente

en laboratorios de cierta complejidad se generaron dos nuevos estados: el plasma y el cubo

de hielo cuántico. Cada uno de estos estados surge de la acción e intensidad de dos fuerzas

intermoleculares: las de atracción o cohesión (llamadas también fuerzas de Van der Waals


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que tienden a unir las moléculas ocupando el menor espacio posible) y las de repulsión (que

tienden a separar las moléculas, de tal forma que ocupen el mayor espacio posible). Estas

fuerzas actúan en sentidos opuestos y simultáneamente sobre las moléculas, en continuo

movimiento, de un cuerpo.

Estado Sólido: Poseen forma y volumen propio. Predominan las fuerzas de atracción entre

sus moléculas. No se pueden comprimir. Son rígidos y no fluyen. Se caracterizan por tener

un agrupamiento ordenando de partículas que no se mueven de sus posiciones fijas, vibran

alrededor de ellas. Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y amorfos.

Los cristalinos como el hielo, por ejemplo, poseen un ordenamiento estricto y de gran

alcance, es decir sus átomos, iones o moléculas ocupan posiciones específicas, en este

caso las fuerzas de atracción son máximas. En los amorfos como el vidrio, por ejemplo,

carecen de ordenamiento bien definido y de un orden molecular de largo alcance. En unos

de los últimos temas del programa retomaremos los sólidos y los estudiaremos con mayor

profundidad.

Estado Líquido: Fluyen con facilidad (la capacidad de fluir está en relación inversa a la

viscosidad del líquido). Según las características del líquido se encuentran líquidos

“movibles” como el agua y “viscosos” como el aceite Poseen volumen propio y adquieren la

forma del recipiente que los contiene. Están igualadas en sus moléculas las fuerzas de

atracción y repulsión molecular. No se pueden comprimir. Las propiedades del estado líquido

son diversas y varían en forma notable en los distintos líquidos. Las variaciones dependen

de la naturaleza y las fuerzas de atracción entre las partículas que los constituyen. Las

fuerzas de atracción de las moléculas del líquido que tienden a mantenerlas unidas dentro

de un recipiente, adoptando la forma de éste, se denominan fuerzas cohesivas. Las fuerzas

que existen entre las moléculas del líquido y las del recipiente se llaman fuerzas adhesivas

que determinan la forma del menisco. En este estado existe cierta tendencia a la ordenación

de las moléculas, que es contrarrestada por el movimiento caótico de sus moléculas. En el

tema 9 del programa retomaremos los líquidos y los estudiaremos con mayor profundidad.

Estado Gaseoso: Fluyen con facilidad. No poseen forma propia (adoptan la forma del

recipiente que los contiene) ni volumen propio (tienden a ocupar el volumen disponible)

porque las fuerzas de repulsión entre sus moléculas predominan sobre las de atracción o

cohesión. Son compresibles. Todos los gases que no reaccionan entre sí se mezclan en

todas proporciones formando sistemas homogéneos o inhomogénenos. Sus moléculas están

muy separadas y se mueven al zar. En un gas el número de partículas por unidad de

volumen es también muy pequeño. Las partículas se mueven de forma desordenada, con


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choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las

propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se

mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad

tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste

pasará a estado líquido. El comportamiento físico de un gas es independiente de su

composición química y se define por medio de las variables: volumen, presión, temperatura y

el número de moles de la sustancia.

Debido a los avances de la ciencia, hoy en día, y en laboratorios específicos se pueden

obtener otros dos nuevos estados de de la materia

Plasma: Gas que se obtiene calentando una sustancia en estado gaseoso hasta una

temperatura tan elevada que sus átomos se convierten en iones, siendo la concentración de

partículas negativas y positivas casi idénticas, motivo por el cual es prácticamente neutro y

buen conductor de la corriente eléctrica.

Cubo de hielo Cuántico o Condensado de Bose-Einstein: gas que se ha enfriado a una

temperatura próxima al 0K originando átomos ultracongelados que pierden energía y

movilidad, uniéndose en un superátomo que constituye este quinto estado de la materia,

actualmente en experimentación.

Cambio de estado

Es el pasaje, de una porción de materia, de un estado de agregación a otro por variación de

la temperatura y/o de la presión (los cambios de estado se verifican siguiendo leyes físicas

características).

Esquema con nombres de los cambios de estado

Vapor y Gas

Se entiende por vapor de una sustancia al gas que se obtiene de un líquido (por

evaporación) o de un sólido (por volatilización), estando o no en contacto con ellos. Se

entiende por gas al estado de agregación de una sustancia en esas condiciones de presión y

temperatura. Ej hablamos del gas oxígeno y del vapor de agua.

Volatilización Fusión Vaporización Solidificación Licuación o Condensación Sublimación

SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO o VAPOR


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Para recordar:

Cambios de Fase

Generalmente las transiciones de fase sólido-líquido-gas se representan en una curva de

calentamiento, mientras que los cambios de estado gas-líquido-sólido se representan en

una curva de enfriamiento.

Analicemos la curva de calentamiento que corresponde al agua. Esta curva describe los

cambios físicos que experimenta el agua a medida que se añade calor al sistema.

Observamos en el gráfico 1 que cuando se agrega calor a un sólido (A), su temperatura

comienza a elevarse hasta alcanzar el punto de fusión (B); a partir de este punto, todo el

calor agregado es utilizado para fundir el sólido, permaneciendo constante la

temperatura durante el cambio de estado sólido-líquido(B-C).

Cuando todo el sólido se ha fundido y transformado en líquido(C) comienza a elevarse la

temperatura de este último hasta alcanzar el punto de ebullición (D). A continuación ocurre

la transición de fase líquido-gas, fenómeno que también ocurre a temperatura constante

(D-E). Finalmente cuando todo el líquido se ha convertido en gas (E) el calor adicionado sólo

eleva la temperatura del gas.

Gráfico1: Curva típica de calentamiento para un mol de agua

Todos los cambios de estado ocurren a temperatura constante. La EVAPORACIÓN es la vaporización de las moléculas de la superficie del líquido

a cualquier temperatura. La EBULLICIÓN es la vaporización masiva (en todo el seno del líquido) de las

moléculas del líquido y ocurre a una temperatura definida: el punto ebullición del líquido.


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De manera similar podemos analizar una curva de enfriamiento para el agua. En este

caso la curva describe los cambios físicos que experimenta el agua a medida que se extrae

calor del sistema.

Gráfico2: Curva típica de enfriamiento para un mol de agua

Sistemas Materiales

La materia no varía en función de su forma o tamaño, sino en relación con su composición.

Por eso, desde el punto de vista químico, interesa la constitución de la materia. Para

estudiar experimentalmente la composición o cualquier propiedad de la materia, es

necesario tomar y aislar una porción limitada de la misma a partir del medio que nos rodea.

Esa porción de materia se denomina Sistema Material.

Entre las propiedades que caracterizan a los Sistemas Materiales citaremos la Extensión

(capacidad para ocupar una parte del espacio) y la Inercia (incapacidad de los cuerpos para

salir del estado de reposo, para cambiar las condiciones de su movimiento o para cesar en

él, sin la aplicación o intervención de alguna fuerza).

Los Sistemas Materiales poseen una determinada cantidad de materia, y a eso lo

denominamos Masa. Una manera de medir la cantidad de masa de un sistema material es

midiendo (determinando) su Peso.

El Peso es la fuerza con la que el cuerpo es atraído por el centro de gravedad de la

Tierra.


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Como la distancia que existe entre los distintos puntos de la superficie terrestre y el centro

de gravedad no siempre es igual, los valores de la fuerza de atracción hacia la tierra varían

ligeramente de un sitio a otro. De todo esto se deduce que:

La unidad de masa en el Sistema Internacional de Pesas y Medidas (SI) es el kilogramo

(Kg.)

Resumiendo:

Masa Peso

Es una medida de la cantidad de materia que tiene un cuerpo

Es una medida de la atracción gravitatoria que la tierra ejerce sobre un cuerpo.

Es una magnitud escalar e invariable Es una magnitud vectorial y variable

La unidad patrón en el SI es el Kg La unidad patrón en el SI es el Kgf.

El instrumento que permite su medición es la BALANZA.

El instrumento que permite su medición es el dinamómetro.

Se relacionan a través de: P=m.g, donde P es peso y se expresa en Newton(N); m

es masa en Kg y g es la aceleración de la gravedad, en la tierra g ≅9,8m/s2

Clasificación de los Sistemas Materiales

Sobre la base de sus propiedades intensivas, los sistemas pueden clasificarse como

Sistemas homogéneos, Sistemas heterogéneos o Sistemas Inhomogéneos.

Sistemas Homogéneos: poseen idénticas propiedades intensivas en todos los puntos del

sistema (monofásicos). Ejemplo: agua destilada, agua salada, aire seco, mercurio.

Se clasifica en:

Sustancias Puras: No pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos (son

sistemas homogéneos no fraccionables)Ejemplos: Hielo, hierro, sodio, cloro, mercurio, agua.

Pueden ser:

Sustancias puras simples: están formadas por átomos y por lo tanto no pueden

descomponerse. Ejemplos: hidrógeno (H2), oxígeno (O2), sodio (Na), cloro (Cl2).

Sustancias puras compuestas: están formadas por átomos distintos y pueden

descomponerse. Ejemplos: agua (H2O), cloruro de sodio (NaCl), alcohol.

Masa es una magnitud constante, mientras que Peso es variable.


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Soluciones: Pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos obtenidos en dos o

más sustancias puras. Ejemplos: el fraccionamiento del agua salada origina agua dulce y sal

(cloruro de sodio).

Sistemas Heterogéneos

Poseen distintas propiedades intensivas en todos los puntos del mismo y presentan

superficie de separación o interfase entre las fases que lo forman.

Ejemplo: arena y agua, aceite y agua.

Fase: Es cada uno de los sistemas homogéneos que constituyen el sistema heterogéneo.

Ejemplo: en el sistema arena - agua, la arena es una fase y el agua otra.

Componente: Es cada una de las sustancias que componen un sistema. Ejemplo: en el

sistema agua salada – arena, la arena y el agua salada son distintas fases, pero en este

sistema hay tres componentes, la arena, el agua y la sal.

Sistemas Inhomogéneos

No presentan superficie de discontinuidad, pero sus propiedades varían en forma gradual y

continua. Ejemplo: la atmósfera terrestre.

En resumen, los sistemas se clasifican:

Clasificación Ejemplos

Sistemas

Homogéneos

Sustancias Puras Simples Na, Cl2, H2, O2, S

Compuestas NaCl, H2O, H2SO4

Soluciones NaCl en H2O

H2SO4 en H2O

Sistemas Heterogéneos

Cloruro de Sodio en agua con arena.

Ácido sulfúrico en agua con hielo.

Veamos como ejemplo, la sangre, que parece un sistema homogéneo a simple vista, pero

observado al microscopio revela su heterogeneidad. Las porciones homogéneas que

constituyen el sistema heterogéneo se denomina Fases. Los sistemas heterogéneos

presentan dos o más fases, mientras que los homogéneos son monofásicos. Veamos

algunos ejemplos.

Son sistemas heterogéneos:

− Sangre (varios componentes).

− Aceite y agua (dos componentes).

− Benceno y agua (dos componentes).


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Son sistemas homogéneos:

− Sacarosa o azúcar común (un componente).

− Cloruro de sodio o sal de cocina disuelta en agua (dos componentes).

− Bicarbonato de sodio (un componente).

Son sistemas inhomogéneos: el aire

En la naturaleza lo más frecuente es encontrar sistemas de varios componentes (algunos

como sistemas homogéneos y otros heterogéneos). Para analizar (esto lo hace la Química

Analítica) un componente del sistema, es necesario separarlo y purificarlo para luego

identificarlo. Para la separación de las fases de un sistema heterogéneo se aplican métodos

físicos, tales como: Sedimentación, Centrifugación, Filtración. También Métodos eléctricos,

Métodos magnéticos, etc.

Para la separación de los componentes de un sistema homogéneo se utilizan métodos

como: Cristalización, Destilación simple o fraccionada, Adsorción fraccionada

(cromatografía).

Si aplicamos algunos de estos métodos a un sistema homogéneo como, por ejemplo, sal

disuelta en agua, se obtienen fracciones con propiedades intensivas distintas entre sí y

respecto del sistema inicial: cloruro de sodio, sólido de color blanco y agua. El sistema

homogéneo inicial, en este caso es una Solución. Si con los mismos procedimientos

intentamos fraccionar otro sistema homogéneo como, por ejemplo, naftaleno (llamada

comúnmente naftalina) obtenemos fracciones con propiedades intensivas iguales y a su vez

idénticas a las del sistema original. En este caso, existe inicialmente una Sustancia Pura.

Podemos decir entonces, que:

A las sustancias puras se las considera Especies Químicas, destacando así la especificidad

de sus propiedades.

Cuerpo Cuerpo u objeto es la porción limitada en materia con forma y uso definido (una mesa, un

árbol, una bacteria, etc.) .Por ser parte integrante de la materia se caracterizan porque

ocupan un lugar en el espacio (que no puede ser ocupado por otro cuerpo en el mismo

tiempo) y poseen masa. La masa de un cuerpo se relaciona con el peso.

Peso = Masa x Aceleración de la Gravedad

Solución: es un sistema homogéneo fraccionable, y Sustancia Pura: es un sistema

homogéneo "no" fraccionable.


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Es decir, el peso es la fuerza (atracción) que ejerce la tierra sobre los cuerpos.

Su expresión matemática es P = m.g

Sustancia Sustancia es la calidad de materia que constituye un cuerpo

Propiedades de las sustancias:

Las sustancias se caracterizan por sus propiedades individuales y a veces únicas, es decir

toda sustancia pura tiene una serie de propiedades características que la distinguen de las

demás.

Propiedades organolépticas: son aquellas que se aprecian con los sentidos. Por

ejemplo: color, olor, sabor, impresión al tacto, etc..

Propiedades físicas: son aquellas que pueden medirse y observarse sin modificar la

composición o identidad de la sustancia. Estas propiedades sirven para identificar una

sustancia y es común encontrarlas en tablas que figuran en los libros de química. Por

ejemplo: el punto de fusión del hielo se puede determinar calentando un trozo de él y

registrando la temperatura a la cual se transforma en agua líquida.; pero dado que el hielo

difiere del agua solo en apariencia y no en composición (cambio físico), entonces se

puede congelar el agua para recuperar el hielo original. Otras propiedades físicas son

conductividad, dureza, ductibilidad, sabor, brillo, transparencia, punto de ebullición,

densidad, solubilidad etc.

Vamos a definir algunas propiedades físicas:

Volumen: es una propiedad extensiva y se define como una medida del espacio que ocupa

un cuerpo, varía con la temperatura y se expresa en m3; otras unidades muy utilizadas sy

sus equivalencias son:

1L = 1 dm3= 1000mL y 1mL=1cm3

Densidad: es una propiedad intensiva y se define como una medida que sirve para

identificar sustancias, varía con la temperatura y se calcula como el cociente entre la masa y

el volumen de una muestra de materia. La densidad de los sólidos y líquidos se suele

expresar en g/cm3 o g/ml y en g/l para los gases.

δ=𝒎

𝑽


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La densidad de un líquido o un gas se puede medir midiendo independientemente la masa y

el volumen de una muestra. En el caso de los sólidos se suele pesar el sólido en una

balanza para determinar su masa y midiendo el volumen del líquido desplazado por el sólido

al ser sumergido en él.

Puntos de fusión y de ebullición: el punto de fusión es la temperatura a la que una

sustancia pasa del estado sólido al líquido. Si se otorga energía a una sustancia pura, la

temperatura se mantiene constante durante la fusión, y solo, una vez que se ha fundido todo

el sólido, la temperatura comienza a subir. El punto de fusión es una propiedad física

intensiva de la materia; esto quiere decir que no está ligada a la cantidad de sustancia o al

tamaño del cuerpo.

El punto de ebullición es la temperatura a la que un líquido comienza a hervir. Una vez que

el líquido ha entrado en ebullición (y está hirviendo), la temperatura no sufre ninguna

variación siempre que el líquido sea puro. El punto de ebullición está vinculado a

las propiedades específicas del líquido, y no a su cantidad. También es una propiedad

física intensiva de la materia. El punto de ebullición depende de la presión a la que esté

sometido el líquido. Se denomina punto de ebullición normal de un líquido a la temperatura

que hierve ese líquido cuando la presión es igual a la atmosférica , o sea 1 atmósfera.

Propiedades químicas: son aquellas que se observan cuando una sustancia participa en

una reacción a partir de la cual se transforma en una o más sustancias diferentes.

Revelan el comportamiento de una sustancia frente a otra. Por ejemplo la capacidad de

combinación y/o de descomposición. Así el sodio metálico se combina violentamente con

el agua dando hidróxido de sodio y desprendiendo hidrógeno:

2𝑁𝑎(𝑠) + 2𝐻2𝑂 ⟾ 2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2

Clasificación de las sustancias:

Según su Origen

Naturales: existen en la naturaleza (aceites, azúcares, hidrocarburos)

Artificiales: se obtienen por síntesis del laboratorio (aspirina).

Según su naturaleza química:

Inorgánicas: están formadas por todos los elementos (ácido sulfúrico, cloruro de sodio). El

carbono es poco abundante y sólo se encuentra en algunos compuestos como ácido

carbónico, carbonato y bicarbonato.

Orgánicas: están formados por carbono como elemento fundamental excepto ácido

carbónico, carbonato y bicarbonato (alcohol, glucosa, aceites)

http://definicion.de/ebullicion/


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Según su composición química:

Simples: están formadas por átomos de igual naturaleza (hidrógeno, nitrógeno, carbono).

Compuestas: están formadas por átomos de distinta naturaleza (cloro de sodio, bicarbonato

de sodio).

Las sustancias puras se clasifican a su vez, en simples y compuestas. El criterio de

clasificación utilizado en este caso es el de la Descomposición.

Cuando por variación de ciertas condiciones, como presión, temperatura, etc., un sistema

cambia sus propiedades intensivas en forma permanente, decimos que ha sufrido una nueva

transformación.

La descomposición es una transformación química ya que las sustancias intervinientes o

reactivos, se convierten en productos.

Por ejemplo: el calentamiento de clorato de potasio originan dos productos, cloruro de

potasio (sólido blanco) y oxígeno (gas).

Otro ejemplo: si se hace pasar una corriente eléctrica continúa a través de una solución

acuosa conductora, el agua de la misma se convierte en dos gases, hidrógeno y oxígeno.

Producida la descomposición, ninguna de las sustancias puras formadas será,

separadamente, transformable en la sustancia compuesto original. El hidrógeno, al igual que

el oxígeno, no será convertible, por separado, en la sustancia compuesta agua.

Sustancia pura compuesta:

Es aquella que puede descomponerse en dos o más sustancias puras simples. Ejemplo:

almidón, agua, amoníaco.

Sustancia pura simple:

Es la que no puede descomponerse en otras por ninguno de los métodos químicos

corrientes. Ej.: hierro, aluminio, oxígeno.

No hay un método exclusivo capaz de descomponer cualquier compuesto, razón por la cual

la tarea de clasificar todas las sustancias conocidas fuera ardua y lenta. Aún a principios del

siglo XIX, algunas sustancias simples eran consideradas compuestas y viceversa.

Actualmente se han identificado alrededor de 3 millones de sustancias, en su casi totalidad,

compuestas. Sólo hay un poco más de un centenar de sustancias simples o sustancias

elementales (la mayoría naturales y algunas artificiales). El resultado final del análisis de un

sistema material, utilizando métodos físicos y químicos, es la sustancia elemental que, por el

momento podremos llamar Elemento. El camino inverso, el de la síntesis química, nos

permite llegar a obtener sistemas materiales compuestos a partir de elementos.


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Cuando dos elementos se combinan químicamente dan un compuesto, en el cual ambos

componentes ya no son identificables por sus propiedades, ni separables por métodos

físicos. Esto es lo que se denomina Combinación Química. Ejemplo, si hacemos arder un

trozo de carbón en presencia de abundante oxígeno, ambas sustancias simples se

combinan formando un compuesto llamado anhídrido carbónico o dióxido de carbono. Sí, por

otro lado, quemamos hidrógeno en presencia de oxígeno, se obtiene la sustancia compuesta

agua. Si ahora se hace burbujear anhídrido carbónico en el agua, parte del gas se dispersa

en el agua formando una solución (una parte se combina con el agua para dar ácido

carbónico) pero una parte queda como dióxido de carbono gaseoso, el cual forma con la

fase liquida un sistema heterogéneo gas - líquido.

Los sistemas materiales heterogéneos y las soluciones dentro de los sistemas homogéneos

reciben el nombre de mezclas. Las mezclas poseen propiedades diferentes de las que

presentan las combinaciones. Sus componentes no pierden las propiedades específicas y

son separables por métodos físicos.

Energía Se ha dicho que el mundo físico está construido por la materia, pero es necesario además

considerar la existencia de la energía, la cual se define como la capacidad para realizar

trabajo. Por trabajo se entiende toda producción de un cambio en el estado de un sistema,

venciendo la resistencia que se opone a dicho cambio. Por ejemplo, cuando elevamos un

objeto desde su posición a nivel del suelo hasta cierta altura, se realiza un trabajo, ya que se

cambia la posición del cuerpo y para ello debe vencerse la resistencia representada por la

fuerza de gravedad. El trabajo realizado queda entonces almacenado en el objeto bajo la

forma de energía potencial, que se hará evidente en forma de energía cinética (movimiento)

si se deja caer el cuerpo a su nivel original.

La energía potencial es, pues, la energía almacenada en un cuerpo y depende de su

posición o relación con respecto a otros, y matemáticamente se la puede calcular a través

de: Ep = P. h, donde P es peso y h altura.. Como P = m.g , entonces la energía potencial

es también: Ep = m.g.h

La energía cinética es la energía propia de un cuerpo en movimiento, y matemáticamente se

la puede calcular a través de: Ec = m.v2/2 donde m es la masa y v la velocidad con que se

mueve.

La unidad de energía en el sistema M.K.S es el Joule, que es el trabajo realizado por una

fuerza de un Newton aplicada a lo largo de un metro.


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La unidad de energía en el sistema c.g.s es el ergio, que es el trabajo realizado por una

fuerza de una dyna aplicada a lo largo de un centímetro. Una dina es la fuerza que actuando

durante un segundo sobre una masa de un gramo produce en ella un movimiento de una

velocidad de 1 cm. por seg. El ergio es muy pequeño, razón por la cual en la práctica se

utiliza el joule o julio (107 ergios).

La energía puede presentarse bajo diferentes modalidades, ya sea como energía mecánica,

química, térmica, lumínica, eléctrica, etc. en ciertas condiciones, una forma de energía

puede ser convertida en otra.

Los cambios químicos (cambios en la composición de la materia) casi siempre se

acompañan de cambios de energía (almacenamiento o liberación de energía). Toda

sustancia posee energía, que se denomina energía química y depende de su constitución.

Por ejemplo, si la sustancia oxígeno reacciona con la sustancia hidrógeno para formar la

sustancia agua, se produce liberación de energía en forma de calor. Estas reacciones que

transcurren con liberación de energía calórica se denominan reacciones exotérmicas e

indica que la o las sustancias reaccionantes poseen mayor energía química potencial que el

o los productos de la reacción. Esta diferencia energética se exterioriza durante la reacción

por la liberación de calor. Hay otras reacciones en las cuales la sustancia formada posee

más energía química potencial que la o las sustancias iniciales, por cuya razón es necesario

suministrar energía para que el cambio químico se produzca (reacción endotérmica).

Durante muchos años se consideró que materia y energía eran dos entidades diferentes. La

materia se caracterizaba por poseer masa, la energía, no. A principios de este siglo, Einstein

propuso que materia y energía son sólo manifestaciones distintas de una misma realidad y

formuló la relación existente entre la masa (m) y la energía (E) en su famosa ecuación:

E = m x c2

Donde c es la velocidad de la luz, cuyo valor es 2,9979 x 1010 c/seg. (Prácticamente 300.000

km./seg.) La ecuación de Einstein indica que es muy grande la cantidad de energía que

puede obtenerse por conversión de una pequeña cantidad de materia. La confirmación

experimentada de ello fue obtenida casi cuatro décadas después, en ocasión de las

primeras experiencias de Enrico Fermi sobre reacciones nucleares.

Otra manera de Clasificar los Sistemas Materiales es la siguiente.

Los sistemas están formados por uno o varios cuerpos rodeados por un medio o entorno con

el cual pueden interaccionar intercambiando materia y/o energía. Según esto, los sistemas

pueden ser:


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Sistemas abiertos: Intercambian con el medio, materia y energía en forma de calor:

Agua a 100 ºC Agua a 30 ºC

Sistemas cerrados: Intercambian con el medio, energía en forma de calor. No intercambian

materia.


Sistemas aislados: No intercambian ni materia ni energía con el medio


Recipiente

Aislante

Sistemas Dispersos

Este sistema está constituido por una fase dispersa (formadas por sustancias disueltas en la

dispersión) y por una fase dispersante (fase que disuelve a la dispersa).

Clasificación: se realiza según el grado de división de las partículas dispersas en:

I-Dispersión macroscópica o grosera: sistema heterogéneo al ojo humano. Las partículas

dispersas se ven a simple vista. Ejemplo: Arena, Agua.

II-Dispersión fina: sistema homogéneo al ojo humano y heterogéneo al microscopio.

El agua se evapora y el calor se disipa hacia el medio

Hay pérdida de calor. No hay

evaporación.

No se pierde calor ni temperatura.

Sistema disperso o mezcla es todo sistema material formado por más de una sustancia, en proporciones no definidas.


18

Toma distinto nombre según el estado físico de la fase dispersa y de la fase dispersante. Si

ambas fases son líquidas, se denomina: Emulsión; por ejemplo, la leche: dispersión de

partículas de materia grasa en medio líquido, observadas al microscopio.

Si la fase dispersa es sólida, la dispersión se llama: Suspensión; por ejemplo, la tinta china:

dispersión de partículas de carbón disueltas en un líquido.

III-Dispersión coloidal o sol: sistema homogéneo al microscopio y heterogéneo al ultra

microscopio. Ejemplos: gelatina, mayonesa. Según una clasificación se la llama emulsión

coloidal, a aquella cuya fase dispersa y fase dispersante son líquidas. A las partículas de la

fase dispersa se las denominan micelas

A las dispersiones coloidales se las suele llamar soles. Si el medio dispersante es agua se

las llama hidrosoles, si es alcohol, se las llama alcohosoles.

Si los soles pierden algo del medio dispersante, las dispersiones coloidales se espesan,

quedando masas gelatinosas, denominadas geles, que se clasifican según el medio de

dispersión. Por ejemplo: Hidrogeles, Alcohogeles.

A las dispersiones coloidales se las suele clasificar considerando la afinidad relativa entre las

fases:

1- Si la afinidad es pequeña, se dice que la fase dispersa es liófoba, por ejemplo: hidrófoba,

alcohófoba. Estos se llaman “coloides irreversibles” porque precipitan fácilmente y una vez

secos no pueden dispersarse nuevamente. Por ejemplo: Haluros de Ag, sulfuro arsenioso.

2-Si la afinidad es grande se dice que la fase dispersa es liófila, por ejemplo: hidrófila o

benzófila. Estos se llaman “coloides reversibles” porque una vez separada la fase

dispersante y obtenida la suspensión seca, puede nuevamente prepararse la misma, al

agregarle la fase dispersante, por ejemplo: dispersiones de almidón, jabón.

Esta clasificación no es estricta, puesto que existen ejemplos que poseen características de

ambos grupos, tales como los óxidos hidratados.

Esta distinta afinidad determina propiedades características para ambos soles, de importante

aplicación. Por ejemplo: En los soles liófobos, su tensión superficial y viscosidad son

análogas a la del medio de dispersión, y en los soles liófilos, su tensión superficial es menor

que la del medio de dispersión, mientras que la viscosidad es mucho más elevada.

En 1907, Carl Ostwald clasificó las dispersiones coloidales según el estado físico de las

fases dispersas y dispersante, en los siguientes tipos:

Medio de dispersión

Fase dispersa Ejemplos

Gas Líquido Nubes. Nieblas


19

Gas Sólido Humo. Polvo volcánico

Líquido Gas Espuma

Líquido líquido Mayonesa. Manteca

Líquido Sólido Pinturas

Sólido Gas Pelo cano. Piedra pómez

Sólido Líquido Jalea. Queso

Sólido Sólido Piedras preciosas

Este tipo de dispersiones presentan las siguientes propiedades características:

a-Sedimentación: mediante la utilización de ultracentrífuga o con el aditamento de

sustancias, se origina la precipitación de las fases dispersas. Es un método que se utiliza

para separar proteínas, utilizando el precipitante indicado.

b- Propiedad óptica: Efecto Tyndall: se denomina así al fenómeno que se origina al realizar

la siguiente experiencia: si en una habitación a oscuras se hace incidir un haz de luz,

especialmente en dirección perpendicular al movimiento de las partículas dispersas, se

observan puntos luminosos en la disolución coloidal, debido a la dispersión de la luz que

originan las partículas coloidales.

c-Movimiento Browniano: es el movimiento caótico, incesante, irregular en forma de

zigzag, que se observa al ultramicroscopio. Se debe a los choques entre las moléculas del

medio de dispersión y la fase dispersante.

d-Propiedad eléctrica: Electroforesis: se denomina así al fenómeno que se obtiene cuando

se somete a una dispersión coloidal a una diferencia de potencial elevado, observándose

que esta se desplaza como un conjunto hacia uno de los electrodos. Por ejemplo: Goma

arábiga, sulfuros, colorantes ácidos en estado coloidal están cargado negativamente y por

consiguiente, se dirigen al ánodo y los óxidos, hidróxidos y colorantes básicos están

cargados positivamente y por consiguiente se dirigen al cátodo.

e-Floculación: la adición de electrolitos a las dispersiones coloidales de soles liófobos

produce la agrupación de partículas y su separación del líquido, al “precipitar” la fase

dispersa. Esta precipitación se conoce como Coagulación y Floculación.

Dispersiones: son sistemas heterogéneos

Soluciones: son sistemas homogéneos

Un ejemplo de dispersión coloidal son los suelos, que están constituidos por coloides

inorgánicos como las arcillas (constituidos por óxidos e hidróxidos de hierro y

aluminio) y sílice; y coloides orgánicos como la parte nutritiva del suelo llamado

humus (formado mediante la acción de distintos microorganismos con procesos físicos

y químicos)


20

Comparación entre las propiedades de los coloides y las soluciones

a. Propiedades mecánicas Difusión: Fenómeno por el cual una sustancia, por el movimiento de sus moléculas,

tiende a ocupar todo el volumen posible. Los coloides difunden lentamente, las

soluciones lo hacen rápidamente.

Diálisis: Es la difusión de una sustancia a través de una membrana (celofán,

pergamino). Los coloides no dializan a través de ellas; las soluciones si.

Filtración: Permite separar partículas suspendidas en los líquidos que las contienen

mediante la utilización de filtros. Los coloides y las soluciones filtran; las

dispersiones groseras y finas no lo hacen.

Ultrafiltración: Consiste en usar filtros cuyo tamaño de poros es muy pequeño. Los

coloides no ultrafiltran y las soluciones sí.

b. Propiedades ópticas

Visibilidad al ultramicroscopio: la observación de los coloides al ultramicroscopio

permite visualizar las micelas y no a las moléculas de las soluciones.

Efecto Tyndall: Si un sistema coloidal es iluminado lateralmente puede observarse la

marcha del rayo luminoso dentro del mismo por la difracción que éste sufre al chocar con

las micelas, este fenómeno se denomina efecto Tyndall. Los coloides presentan Efecto

Tyndall; las soluciones no (son ópticamente vacías).

Movimiento Browniano: Al observar las micelas al ultramicroscopio se las ve animadas

por un movimiento rectilíneo y frecuentes cambios de dirección. Este fenómeno se

denomina movimiento Browniano.y no es observado en las soluciones.

c. Propiedades eléctricas

Electroforesis: Sometidas a la acción de un campo eléctrico, las micelas se dirigen hacia

uno u otro electrodo (polo).Se denomina cataforesis al movimiento de las micelas hacia el

cátodo (electrodo negativo), anaforesis es el movimiento de las micelas hacia el ánodo

(electrodo positivo).

Resumen de las propiedades de los coloides

Mecánicas

Difusión Diálisis

Filtración Ultrafiltración

+ - + -

Ópticas

Ultramicroscopio Efecto Tyndall

Movimiento Browniano

+ + +

Eléctricas Electroforesis +


21

En el siguiente cuadro vemos ejemplos de dispersiones según quien sea el dispersante y la fase dispersa:

Dispersión Fase Dispersante Fase Dispersa

Tinta china agua negro de humo

Niebla aire Agua

Arcilla en agua agua Arcilla

IV- Dispersión verdadera o molecular: sistema homogéneo aún al ultramicroscopio. Corresponde al sistema material homogéneo denominado solución. Ejemplo: agua salada. Resumiendo, podemos clasificar a los sistemas dispersos como:

En el siguiente cuadro se clasifican según el tamaño de las partículas:

Tamaño de partícula

(micrones - - )

Visibilidad Diálisis Filtración Ultrafiltrac.

Ejemplos

Dispersión

grosera

p > 50 Ojo _ _ _ Agua y arena

Dispersión

fina

50 > p > 0,1 Microscopio

_ + O _

_ Emulsiones: leche, crema. Suspensiones: Tinta china

Dispersión

coloidal

0,1 > p > 0,001 Ultramicroscopio

_ + _ Gelatina Agar

Solución

verdadera

p < 0,001 + + + Agua y azúcar Agua y sal

Nota: recuerde que 1 micrón es 1x10-6 metros o 1x10-4 centímetros

Mezclas: Cuando se unen una o más sustancias (la unión puede ser real o aparente) se forma una mezcla. Las mezclas son homogéneas o heterogéneas y sus componentes se pueden separar por métodos mecánicos o físicos.

Métodos de Separación

Para separar los componentes de un sistema homogéneo se utilizan Métodos de

Fraccionamiento. Para separar las fases de un sistema heterogéneo se utilizan Métodos

de Separación de Fases.

Sistemas dispersos

Dispersiones

Soluciones verdaderas

Groseras

Finas

Coloidales

Emulsiones

Suspensiones


22

a) Métodos de Fraccionamiento de Sistemas Homogéneos:

Permiten separar los componentes de una solución pero no los de una sustancia pura. Los

más importantes son:

Destilación: El método se basa en los diferentes puntos de ebullición de los componentes

de la solución. De esta forma se pueden extraer los componentes condensando sus vapores

y recogiéndolos por separado. Permite separar líquidos de sólidos o líquidos entre sí. En

una primera etapa se produce la separación por evaporación y luego una condensación por

enfriamiento.

Existen distintos tipos:

Destilación simple: permite separar dos o más líquidos mezclados siempre que posean

diferentes puntos de ebullición (P.E.). Ejemplo: agua y alcohol (P.E. 100 ºC y 78 ºC

respectivamente). Ejemplo: destilación del agua natural. Se utiliza un aparato como se ve en

la figura1a. y 1b.

Fig1.a. Esquema de un equipo de destilación simple

Fig.1.b. Foto de un aparto de destilación simple en el laboratorio

El refrigerante a contracorriente, permite que los vapores desciendan por el tubo interior y el

agua, a menor temperatura, desciende por el tubo exterior. De esta manera se logra la

condensación completa de los vapores destilados, fig. 1c.

.

Fig 1.c. Foto de un refrigerante


23

Destilación fraccionada: Se utiliza un aparato como se ve en la figura 2a. y 2b. que

requiere de un dispositivo adicional llamado corrientemente columna de fraccionamiento:

La destilación fraccionada es una variante de la destilación simple que se emplea

principalmente cuando es necesario separar líquidos con punto de ebullición cercanos.

La principal diferencia que tiene con la destilación simple es el uso de una columna de

fraccionamiento. Ésta permite un mayor contacto entre los vapores que ascienden con el

líquido condensado que desciende, por la utilización de diferentes "platos". Esto facilita el

intercambio de calor entre los vapores (que ceden) y los líquidos (que reciben). Ese

intercambio produce un intercambio de masa, donde los líquidos con menor punto de

ebullición se convierten en vapor, y los vapores con mayor punto de ebullición pasan al

estado líquido.

Figura 2a.Esquema de un equipo de destilación fraccionada Figura 2b. Foto de una planta de petróleo

Cristalización: El método consiste en evaporar el solvente de la solución quedando en

forma sólida el componente que estaba disuelto. Se usa para separar sólidos con distintas

solubilidades a diferentes temperaturas. La máxima cantidad de gramos de una sustancia

que se disuelve en 100gramos de agua es lo que llamamos corrientemente solubilidad. Este

método consiste en disolver el sistema en el solvente hirviendo y luego, dejar enfriar. De

esta forma el componente menos soluble cristaliza y sus cristales se separan por filtración.

Ej. Una mezcla de sal en agua se coloca en un recipiente y se somete a evaporación. El

agua se evapora y queda un residuo cristalino.

Fig. 3

http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_ebullici%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Columna_de_fraccionamiento&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Columna_de_fraccionamiento&action=edit&redlink=1


24

Aplicaciones: En muchos casos la naturaleza se encarga de realizar este proceso mediante

la energía solar como en las salinas, donde se obtienen cristales de cloruro de sodio al

evaporarse el agua, Fig 4.

Fig.4 Foto de las salinas Grandes, Jujuy.

Cromatografía: La palabra Cromatografía significa “Escribir en Colores” ya que cuando fue desarrollada los

componentes separados eran colorantes. Es un método físico de separación de mezlas

complejas. El método está basado en la retención selectiva, cuyo objetivo es separar los

distintos componentes de la mezcla, permitiendo identificar la cantidad de dicha sustancia,

separar los componentes de la mezcla, para obtenerlos más puros y medir la proporción de

los componentes de la mezcla.

Los componentes de una mezcla pueden presentar una diferente tendencia a permanecer

en cualquiera de las fases involucradas. Mientras más veces los componentes viajen de una

fase a la otra (partición) se obtendrá una mejor separación. Las técnicas cromatográficas se

basan en la aplicación de la mezcla en un punto (Punto de Inyección o Aplicación) seguido

de la influencia de la fase móvil. Se utiliza para separar componentes de soluciones cuando

se dispone de pequeñas cantidades o cuando la cantidad de sustancias disueltas es

elevada. La separación se produce al competir por las sustancias disueltas una fase fija o

estacionaria y una fase móvil que se desplaza a través de la primera. Algunos ejemplos son:

separación de pigmentos vegetales, separación de aminoácidos de una proteína, separación

de cationes de distintos metales.

La cromatografía en papel se explica diciendo que a medida que el liquido asciende por el

papel, “arrastra” aquellos componentes más solubles en él, dejándolos a mayor distancia de

la muestra inicial. Aquellos componentes menos solubles en el líquido quedan más cerca de

la muestra


25

Fig. 5. Cromatografía en papel

Un sistema homogéneo que no se fracciona por ninguno de los métodos mencionados, tiene

un solo componente y se llama sustancia pura, esquema 2.

Esquema 2. Clasificación de los sistemas homogéneos

b) Métodos de separación de fases:

Permiten separar las distintas fases que forman parte de un sistema heterogéneo.

Algunos ejemplos son:

Tría: Consiste en tomar con pinzas o con la mano las fases sólidas dispersas en otro sólido

o líquido. Por ej. Al sacar un lápiz de la cartuchera, al sacar trozos de hielo de un vaso de

gaseosa.


26

Decantación: Separa líquidos de sólidos o líquidos no miscibles por acción de la gravedad.

La fase de mayor peso específico se deposita en el fondo del recipiente y la otra sobrenada,

facilitando la separación Ejemplo: eristrosedimentación (sedimentación y separación de los

componentes de la sangre, al separar el agua del aceite, la clara de la yema, etc.

Decantación de un sólido y un líquido y de dos líquidos

Centrifugación: consiste en colocar el sistema material formado por un líquido y un sólido

en un recipiente que se hace girar a gran velocidad, (centrífuga), acelerando la decantación

por acción de la fuerza centrífuga. Ejemplo: separación de plasma y glóbulos rojos de la

sangre (Hematocrito).

Filtración: Separa líquidos de sólidos dejando pasar al líquido por un poro cuyo tamaño no

permite el pasaje sólido. Se utiliza embudo y papel de filtro. Embudo Ejemplo: yerba y agua.

Para acondicionar el papel de filtro al tamaño del embudo, doblar el papel a la mitad, volverlo

a doblar dejando un espacio de más o menos medio centímetro entre las dos partes rectas.

Abrir el papel en forma de cono y colocarlo de modo que descansen tres pliegues contra la

pared del embudo.


27

Tamización: el sistema formado por dos sólidos de diferente tamaño de partículas se coloca

sobre una mall de metal tamiz, dejando pasar las de menor tamaño y reteniendo las de

mayor tamaño.

Imantación: es un método indicado para separar dos sólidos, si uno de ellos tiene la

propiedad de ser atraído por un imán. Ejemplo: arena y limaduras de hierro.

Disolución –flotación: estos métodos consisten en agregar un solvente, en un caso para

disolver el soluto y en el otro para hacer que una fase flote. Por ejemplo sal fina mezclada

con arena, se le agrega agua y la sal disolverá., y en otro arena mezclada con corcho molido

al agregar agua el corcho flotará.

Composición Centesimal

Se denomina composición centesimal al porcentaje de cada una de las fases que forman

parte de un sistema heterogéneo, o de los componentes de una solución, o de los elementos

de una sustancia pura. Así como los métodos de separación permiten hacer un análisis

cualitativo de las mezclas, la composición centesimal permite hacer un análisis cuantitativo

de las mismas:

Ejemplo 1:

Para un sistema formado por: 10 g de talco, 40 g de arena y 20 g de azufre

a. Calcular la masa total del sistema

10 g de talco + 40 g de arena + 20 g de azufre = 70 g masa total


28

b. Calcular qué porcentaje de la masa total representa cada componente.

Talco Arena Azufre

70 g ------ 100% 70 g ------- 100% 70 g ------- 100%

10 g ------ x = 14,28 % 40 g ------ x = 57,14% 20 g ------ x = 28,57%

también se pueden resolver calculando la cantidad de cada componente en 100 g del

sistema:

Talco Arena Azufre

70 g ------ 10 g de talco 70 g ------- 40 g de aren 70 g ------- g de azufre

10 g ------ x = 14,28 g% 100 g ------ x = 57,14 g% 20 g ------ x = 28,57 g%

c. Verificación

14,28% de talco + 57,14% de arena + 28,57% de azufre = 100 % del sistema

Ejemplo 2: Una sustancia pura contiene 4 g. de azufre y 7 g. de hierro.

a. Calcular la masa total de la sustancia

4 g de azufre + 7 g de hierro = 11 g de sustancia

b. Calcular qué porcentaje de la masa total representa cada elemento.

Azufre Hierro

11 g ------- 100% 11 g ------- 100%

4 g ------- x = 36,36 % 7 g ------- x = 63,64 %

También

Azufre Hierro

11 g ------- 4 g de azufre 11 g ------- 7 g de hierro

100 g ------- x = 36,36 g% 7 g ------- x = 63,64 g%

c. Verificación

36,36 % de azufre + 63,64% de hierro = 100 % de sustancia.

ELEMENTO QUÍMICO

Un elemento químico es definido, en sentido general, como un tipo de materia constituida

por átomos de la misma clase. En su forma más simple posee un número determinado de

protones en su núcleo, haciéndolo pertenecer a una categoría única clasificada con el

número atómico, aún cuando éste pueda desplegar distintas masas atómicas. Es una

sustancia que no puede ser descompuesta mediante una reacción química, en otras más

simples. No existen dos átomos de un mismo elemento con características distintas y, en el

caso de que estos posean número másico distinto, pertenecen al mismo elemento y se los


29

conoce como isótopos. Todos los elementos se encuentran en la tabla periódica de los

elementos, la cual se va actualizando.

Alotropía

Se denomina alotropía a la propiedad que poseen determinados elementos químicos

de aparecer con diferentes características en cuanto a la física, o con distintas

estructuras moleculares. Por ejemplo el oxígeno puede presentarse como oxígeno

atmosférico (O2) y como ozono (O3); el fósforo, por ejemplo, puede aparecer como fósforo

blanco o como fósforo rojo. En un sentido similar, el carbono, de acuerdo a distintos

factores, se presenta como diamante o grafito.

Notación exponencial

Es frecuente que en el trabajo científico se trabaje con números muy grandes o muy

pequeños. Una manera fácil y rápida de poder comparar, operar o simplemente nombrar un

número de estas características es utilizando la notación exponencial. Consiste en expresar

un número como el producto de otros dos números: uno llamado coeficiente (C) y el otro una

potencia de base 10, cuyo exponente es un número entero: Cx10n.

El coeficiente (C) tiene un dígito hacia la izquierda del punto decimal. La potencia de diez

indica cuantos lugares se corrió el punto decimal.

Ejemplos:

100000 equivale a 1x105

0,00001 equivale a 1x10 -5

6,5x10-7 equivale a 0,00000065

1,3 × 10-9 equivale a 0,0000000013

Analicemos lo siguiente: si debiéramos comparar cuál de los siguientes números es menor:

a) 0,000000000000000000000012 b) 0,00000000000000000000012

no sería una tarea que podríamos realizar a primera vista. Sin embargo, si estos mismos

números estuvieran expresados utilizando notación exponencial:

a) 0,000000000000000000000012 b) 0,00000000000000000000012

a) 1,2x10-23 b) 1,2x10-22


30

con solo observar el valor de los exponentes, considerando que los coeficientes son los

mismos, podemos decir que a < b.

También se pueden hacer cálculos más fácilmente, como en el siguiente problema:

Se ha medido un espacio muy pequeño en un chip de computadora y tiene un ancho de

0,00000256m, una longitud 0,00000014m y una altura 0,000275m. Se desea calcular su

volumen.

Resolución:

Primero convertimos todas las dimensiones a notación científica:

Ancho: 0,000 002 56m = 2,56×10-6 m.

longitud: 0,000 000 14m = 1,4×10-7 m.

altura: 0,000 275m = 2,75×10-4 m.

Después multiplicamos las cifras juntas (dejamos los ×10 para luego):

2,56 × 1,4 × 2,75 = 9,856

Ahora multiplicamos los ×10: 10-6 × 10-7 × 10-4 = 10-17 (que resulta de sumar -6, -4 y -7=-17)

El resultado es 9,856×10-17 m3

MAGNITUDES Y UNIDADES DE MEDICIÓN

Magnitud, cantidad y unidad La noción de magnitud está inevitablemente relacionada con la de medida. Se denominan

magnitudes a ciertas propiedades o aspectos observables de un sistema físico que pueden

ser expresados en forma numérica. En otros términos, las magnitudes son propiedades o

atributos medibles, y medir consiste en comparar una magnitud con otra de la misma

naturaleza, a la que denominaremos unidad, para averiguar el número de veces que la

contiene. La unidad es una cantidad arbitraria, que se adopta para comparar con ella

cantidades de la misma especie.

Las características que debe tener la unidad elegida son:

a.- debe ser constante en el tiempo y en el espacio.

b.- debe ser universal, que todo el mundo la pueda utilizar.

c.- de fácil reproducción.

La longitud, la masa, el volumen, la fuerza, la velocidad, la cantidad de sustancia son ejemplos de magnitudes físicas.


31

La belleza, sin embargo, no es una magnitud, entre otras razones porque no es posible elaborar una escala y mucho menos un aparato que permita determinar cuántas veces una persona o un objeto es más bello que otro. La sinceridad o la amabilidad tampoco lo son. Se trata de aspectos cualitativos porque indican cualidad y no cantidad.

Medir: es relacionar algo que no se conoce con algo conocido, algo familiar que se repite, que es fijo, asignándole a esta relación, un número que expresa la cantidad de veces que el objeto conocido (unidad) entra en el objeto desconocido (objeto a medir).

Medir una magnitud física significa compararla con otra de la misma naturaleza que haya sido elegida

como unidad, de manera que el resultado de la medición sea:

Un número con una unidad

CLASIFICACIÓN DE LAS MAGNITUDES FÍSICAS 1.- POR SU ORIGEN 1.a. Magnitudes Fundamentales: Son aquellas que sirven de base para escribir las demás magnitudes, no dependen de otras para ser medidas y tienen su propio patrón de medida. Las magnitudes fundamentales son:

1.b. Magnitudes Derivadas: Son aquellas magnitudes que están expresadas en función de las magnitudes fundamentales y no tienen patrón de medida ; Ejemplos:

2.- POR SU NATURALEZA 2.a. Magnitudes Escalares: Son aquellas magnitudes que están perfectamente determinadas con sólo conocer su valor numérico (módulo) y su respectiva unidad. Ejemplos:


32

2.b. Magnitudes Vectoriales: Son aquellas magnitudes que además de conocer su valor numérico y unidad, se necesita la dirección y sentido para que dicha magnitud quede perfectamente determinada. Ejemplos:

Sabemos que la fuerza que se está

aplicando al bloque es de 5 Newton;

pero de no ser por la flecha (vector) que

nos indica que la dirección y el sentido

es hacia arriba estaría incompleto. La

fuerza es una magnitud vectorial.

El desplazamiento indica que mide 6 Km y tiene

una orientación N 60°E (tiene dirección y sentido)

con lo cual es fácil llegar desde el punto O a la

casa. El desplazamiento es una magnitud

vectorial también

En el año 1960 la Conferencia General de Pesos y Medidas, la autoridad internacional en lo

que respecta a unidades, propuso una revisión y modernización del sistema métrico llamada

Sistema Internacional de Unidades (SI). En el siguiente cuadro se muestran las siete

unidades básicas del SI, las demás se pueden derivar de estas básicas.

Cantidad Física

(dimensión)

Nombre de la Unidad Símbolo para la unidad

Longitud metro m

Masa kilogramo k

Tiempo tiempo s

Corriente eléctrica ampere A

Temperatura kelvin K

Cantidad de sustancia mol mol

Intensidad luminosa candela cd

Patrones de medidas


33

El metro es la unidad de longitud. Fue definida originalmente durante la Revolución

Francesa, como la diezmillonésima parte del cuadrante del meridiano que pasa por París.

Se construyeron barras estándares de platino e iridio que contienen marcas señalando esa

distancia; luego se descubrió un error en la determinación de la longitud del meridiano y se

cambió la definición, adoptándose la longitud señalada por la barra estándar depositada en

París. Este patrón se abandonó por varias razones. La principal fue el hecho que la limitada

precisión con la que puede determinarse la separación entre las marcas de la barra no cubre

las necesidades actuales de la ciencia y la tecnología.

Recientemente se sugirió que la longitud de onda de la luz podría suministrar una unidad de

longitud mejor, pero esta sugerencia no fue aceptada sino hasta hace poco tiempo. Se

definió, entonces, el metro como 1.650.763,73 longitudes de onda de la luz naranja-roja

emitida por una lámpara de kriptón 86.

Sin embargo, en octubre de 1983, el metro se redefinió como la distancia recorrida por la

luz en el vacío durante un período de 1/299.792.458 segundos. En efecto esta última

medición establece que la velocidad de la luz en el vacío es 299.792.458 metros por

segundo.

El kilogramo es la unidad fundamental de masa del SI. Originalmente se lo definió como la

masa de 1000 cm3 de agua a la temperatura de máxima densidad de la misma, es decir a

3,98 ºC. Pero una vez más se cometió una pequeña equivocación en la determinación del

estándar, de tal forma que en la actualidad el kilogramo se define como la masa de un

cilindro de platino e iridio depositado en la Oficina Internacional de Pesas y Medidas

cercana a París; y que es aproximadamente igual a la masa de 1000 cm3 de agua a la

temperatura de su máxima densidad. 3,98 ºC

Es muy importante tener en cuenta la siguiente aclaración: aun cuando las personas que se

encuentran fuera del ámbito de la ciencia los consideran sinónimos, LA MASA NO ES, NI

REPRESENTA, LO MISMO QUE EL PESO (tal como se adelantó en la página 8 de este

cuadernillo) .

La masa es una medida cuantitativa de las propiedades inerciales intrínsecas de un objeto,

es decir, la tendencia del objeto a continuar en reposo si está quieto, o de continuar con el

mismo movimiento si se está moviendo.

Por otra parte, el peso es una medida de la fuerza de atracción que una masa experimenta

en un campo gravitatorio.

Puesto que la fuerza de gravedad puede cambiar (por ejemplo, un cuerpo pesa menos en la

luna que en la tierra, suponiendo que se lo traslada de una a otra sin cambiarle nada), el


34

peso de un objeto no resulta ser una constante intrínseca del mismo, de una manera

absoluta. En cambio, la masa sí lo es y puede interpretarse como la cantidad de materia del

cuerpo.

La masa puede determinarse comparando el peso de un objeto con el de otro de masa

conocida. Esta operación es lo que se denomina habitualmente: pesar el objeto. Si bien los

químicos utilizamos habitualmente masa y peso como sinónimos, puesto que en un

laboratorio químico la gravedad se mantiene constante, es importante tener en cuenta la

diferencia.

El segundo es la unidad fundamental de tiempo. Se lo definió originalmente como la

sexagésima parte de un minuto, o como 1/86.400 del día solar medio. Actualmente se lo

define como 9.192.631.770 “períodos de vibración” de la radiación emitida al producirse la

transición entre dos niveles de energía dados de un átomo de cesio 133 en ciertas

condiciones preestablecidas. El símbolo correspondiente al segundo es s, pero suele

utilizarse, errónea, aunque frecuentemente seg.

El ampere es la unidad de corriente eléctrica. Se define como la intensidad de corriente

necesaria para que al pasar por dos alambres rectos paralelos, de sección despreciable y

longitud infinita, en el vacío el vacío y a un metro de distancia entre sí, se produzca entre los

alambres una fuerza igual a 2x10-7 N por cada metro de longitud. (Un newton es la fuerza que

hay que aplicarle a una masa de 1 kg para que adquiera una aceleración de 1m/s2 ). El símbolo

establecido para el ampere es A. Un ampere es aproximadamente la cantidad de corriente

eléctrica que pasa por una lámpara de 200 vatios, mientras está encendida.

El kelvin es la unidad de temperatura.

1

273,16(Temperatura del “Punto Triple del agua”) 16, 2731

El Comité Internacional ha recomendado que el kelvin se represente por K, y no por oK,

como se podría esperar por comparación con otras escalas de temperatura (oC).

La candela es la unidad de intensidad luminosa. En química, esta unidad no es muy

utilizada. Corresponde a una sexagésima parte de la intensidad luminosa emitida por 1 cm2

de un cierto sólido incandescente, a la temperatura de fusión del platino. La llama de una

vela común, ilumina aproximadamente con una intensidad de una candela.

El mol es la unidad para la cantidad de sustancia en el SI. Es la cantidad de materia que

posee tantas unidades elementales de composición específica como existen en exactamente

de carbono 12, que es la variedad más abundante del carbono. 0,012 kg


35

El número de unidades elementales en un mol se denomina “número de Avogadro”, y su

valor es aproximadamente 6,0223x1023.

Al igual que las unidades métricas, las unidades del SI cambian en múltiplos de 10 mediante

una serie de prefijos como los que se muestran en la siguiente tabla, y que son utilizados

frecuentemente en química. Cuando la magnitud no tiene prefijo es porque se trata de la

UNIDAD.

Tablas de conversión

Prefijo Símbolo Significado Ejemplo

Exa E 1000000000000000000 o 1018 1 exametro (Em) = 1.1018

Peta P 1000000000000000 o 1015 1 petametro (Pm) =1.1015 m

Tera T 1000000000000 ó 1.1012 1terametro (Tm)= 1.1012m

Giga G 1000000000 ó 1.109 1gigametro(Gm)= 1.109m

Mega M 1000000 ó 1.106 1megametro(Mm)= 1.106m

Kilo k 1000 ó 1.103 1kilometro(Km)= 1.103m

Hecto h 100 ó 1.102 1hectometro (hm)= 1.102m

Deca da 10 ó 1.101 1 decametro (da)= 1.101m

UNIDAD 1 ó 1.100

Deci d 1/10 ó 1.10-1 1decimetro(dm)=0,1 ó 1.10-1 m

Centi c 1/100 ó 1.10-2 1centimetro(cm)=0,01 ó 1.10-2 m

Mili m 1/1000 ó 1.10-3 1centimetro(mm)=0,001 ó 1.10-3 m

Micro µ 1/1000000 ó 1.10-6 1micrometro(µm)= 1.10-6 m

Nano n 1/1000000000 ó 1.10-9 1nanometro(nm)= 1.10-9m

Pico P 1/1000000000000 ó 1.10-12 1picometro (pm)= 1.10-12m

Femto f 1/1000000000000000 o 1.10-15 1 fentomtro (fm) =1.10-15 m

Ato a 1/1000000000000000000 o

1.10-18

1 atometro (am) = 1.10-18 m

CONVERSIÓN DE UNIDADES

La conversión de unidades es la transformación de una cantidad, expresada en un cierta

unidad de medida, en otra equivalente, que puede ser del mismo sistema de unidades o no.

Este proceso suele realizarse con el uso de los factores de conversión y las tablas de

conversión. Frecuentemente basta multiplicar por una fracción (factor de conversión) y el

resultado es otra medida equivalente, en la que han cambiado las unidades. Cuando el


36

cambio de unidades implica la transformación de varias unidades se pueden utilizar varios

factores de conversión uno tras otro, de forma que el resultado final será la medida

equivalente en las unidades que buscamos.

FACTOR DE CONVERSION

Un factor de conversión es una operación matemática, para hacer cambios de unidades de

la misma magnitud, o para calcular la equivalencia entre los múltiplos y submúltiplos de una

determinada unidad de medida.

Para realizar la conversión lo que hacemos es poner la unidad que queremos eliminar en el

denominador y la unidad a la que queremos convertir en el numerador. Y siempre ponerle

un “1” a la unidad mayor

Veamos algunos ejemplos:

1) Convertir 1m a km y a mm.

Como 1 m no tiene prefijo porque se trata de la unidad, entonces el multiplicador es 1.100.

Resolución:

1 m = 1.100. El km tiene el prefijo kilo delante de la unidad, y como sabemos por la tabla

el km tiene un multiplicador de la unidad (1km= 1.103) . Entonces para efectuar la

conversión se debe encontrar el factor multiplicador realizando la resta entre el

exponente de la unidad en la que estamos y el exponente de la unidad a la que

queremos llegar, o sea en este caso: 0-3= - 3. Así multiplico 1m por el factor encontrado:

1m x 1.10-3 =1.10-3=0,001km

Razonando de igual para pasar 1m a mm: Así

1m=1.10-3 mm, encontramos el factor multiplicador 0- (-3) = 3.

1m x 1.103 =1.103=1000 mm

2) Convertir 12 kg a g y a Mg.

3) Resolución:

12kg y como 1kg=1.103 y como queremos pasarlo a la unidad básica que es el g que tiene

un factor de 1.100, realizamos la resta , o sea 3-0=3, entonces :

12kgx 1.103 =12000g

Ahora pasemos los 12kg a Mg, como el Mg=1.106 , realizamos la resta de los exponentes: 3- 6=-3.

12kgx 1.10-3= 12.10-3 Mg= 0,012Mg

4) Convertir 50 m3 a cm3


37

Resolución:

50 m3 . (100𝑐𝑚)3

(1𝑚)3 = 50𝑚3.1000000𝑐𝑚3

1𝑚3 = 50000000 cm3

5) Convertir 1,42 g/cm3 a kg/m3

Resolución:

1,42𝑔

𝑐𝑚3x

1𝑘𝑔

1000𝑔x

(100𝑐𝑚)3

(1𝑚)3=1,42

𝑔

𝑐𝑚3x

1𝑘𝑔

1000𝑔x

1000000 𝑐𝑚3

1𝑚3=1420kg/m3

6) Convertir 20m/seg a Km/h

Resolución:

20 𝒎

𝒔𝒆𝒈 .

𝟏 𝑲 𝒎

𝟏𝟎𝟎𝟎𝒎 .

𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔𝒆𝒈

𝟏 𝒉 = 𝟕𝟐

𝑲𝒎

𝒉

Introducción Teórica:

Para comprender los fenómenos químicos es necesario saber interpretarlos, al igual que cuando uno

lee una novela o ve una película; y en Química esto se logra a través de las ecuaciones químicas que,

no son otra cosa que la interpretación simbólica de las reacciones químicas.

Toda ecuación química consta de dos partes:

1. Sustancias Iniciales, Sustancias Reaccionantes o Reactivos.

2. Sustancias Finales o Productos de la reacción

Por ejemplo:

oductosPr

InicialesSustancias

DCBA

oductos

InicialesciasSus

s MgOOMg

Prtan

2 22

Además debemos recordar que en Química también nos interesa cuantificar las reacciones y por lo

tanto es oportuno recordar la famosa Ley de Conservación de la masa o la Ley de Lavoisier que dice:

Fórmulas y Nomenclatura de la Química Inorgánica


38

¡RECORDAR!!!!!!! El subíndice siempre indica la cantidad de átomos de cada

elemento que forma la molécula, y cuando el subíndice es 1 no se debe escribirlo

"En toda reacción química las masas de las sustancias iniciales es igual a las masas de las sustancias

finales". En símbolos y para el ejemplo anterior:

mA + mB = mC + mD

Por lo tanto debemos tener presente que toda ecuación química debe estar correctamente igualada, lo

que significa que el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en ambos lados de la

ecuación.

Formula Química

Es conveniente distinguir de entrada lo que es una fórmula química. Se define como la representación

de las moléculas de las distintas sustancias. Estas fórmulas se construyen agrupando los símbolos de

los elementos que componen la molécula, indicando por medio de subíndices el número de átomos de

cada elemento que la forman. Así, el ácido nítrico se representa por:

HNO3 la molécula de ácido nítrico está formada por 1 átomo de hidrógeno, 1 átomo de nitrógeno y 3 de oxígeno.

Ahora vamos a considerar la parte más dificultosa para los alumnos del Nivel Medio, a los que la

química no les apasiona, (que por supuesto no es el caso de Uds.), son las muy conocidas Sales. Pero

para llegar a ellas debemos realizar primero una revisión de otros conceptos fundamentales.

Comenzaremos recordando lo que es un Elemento Químico

Elemento Químico: Es una sustancia básica que puede combinarse con otros elementos para formar

compuestos y que no pueden desdoblarse en sustancias más simples.

Los elementos se clasifican, en general, en dos grupos:

A. Metales: Son todos sólidos excepto el mercurio que es líquido (conocido porque está presente en

los termómetros de uso frecuente). Conducen la corriente eléctrica y el calor, y además son dúctiles

y maleables.

B. No Metales: Se presentan al estado sólido como el carbono, al líquido como el bromo y al gaseoso

como el oxigeno, hidrógeno, nitrógeno, etc.

En general los elementos se identifican por su símbolo, que consta de una letra inicial del

nombre en mayúscula, y para obviar la situación presentada por varios elementos cuyos

nombres comienzan con la misma letra, se convino en agregar una segunda letra en


39

minúscula, del nombre del elemento escrito en latín o griego, así:

Carbono, C ( carbonium).

Calcio, Ca( calcium).

Cobre, Cu (cuprum).

Sodio, Na (natrium).

Fósforo, P (phosphorus).

Potasio, K (kalium).

Hierro, Fe (ferrum)

Plata, Ag (argentum).

Estaño, Sn (stannm).

Oro, Au (aurum).

Mercurio, Hg (hidragiros).

Azufre, S (sulphurium).

Antimonio, Sb (stibium)

Litio, Li (litium).

Los elementos de la vida

Todos los seres vivos están constituidos, cualitativa y cuantitativamente por los mismos elementos

químicos. De todos los elementos que se hallan en la corteza terrestre, sólo unos 25 son componentes

de los seres vivos Esto confirma la idea de que la vida se ha desarrollado sobre unos elementos

concretos que poseen unas propiedades físico-químicas idóneas acordes con los procesos químicos que

se desarrollan en los seres vivos.

Se denominan elementos biogénicos o bioelementos a aquellos elementos químicos que forman parte

de los seres vivos. Atendiendo a su abundancia (no importancia) se pueden agrupar en tres categorías:

Según su abundancia se pueden clasificar en tres grupos.

1. Bioelementos primarios: H, O, C, N, Son los más abundantes en los seres vivos, representan un

99.3 % del total de los átomos del cuerpo humano, de estos cuatro los más abundantes son el

hidrogeno y el oxígeno porque hacen parte de la biomolécula agua.

2. Bioelementos secundarios: Ca. P. K. S. Na. Cl. Mg. Fe. Todos ellos minerales, constituyen 0.7

% del total de los átomos del cuerpo humano.

3. Oligoelementos: Mn. I. Cu. Co. Zn. F. Mo. Se. y otros. Se presentan solo en trazas o en

cantidades realmente muy pequeña, pero a pesar de la mínima cantidad su presencia es esencial

para el correcto funcionamiento del organismo. La ausencia de estos oligoelementos determina

enfermedades carenciales.

Otro criterio de clasificación es la función que desempeñan en el organismo y se pueden agrupar de

acuerdo con las funciones en:


40

1. Plástica o estructural: H. O. C. N. P. S. Hacen porte de la estructura del organismo. Músculos

piel etc.

2. Esquelética: Ca. Mg. P. F. Si. Encargados de dar rigidez; hacen parte del armazón del

organismo (huesos, dientes, cartílagos)

3. Energética: C. H. O. P. Son parte fundamental de moléculas con alto contenido de energía

ATP, AcetilCoA, Creatina fosfato, fosfoenol pirúvico etc.

4. Catalítica: Fe. Co. Cu. I. Se. Mg. Mn, Mo; participan en las reacciones bioquímicas activando o

haciendo parte del sitio activo de las enzimas para aumentar la velocidad de las reacciones.

5. Osmótica: Na, Cl, K, mantienen y regulan la distribución adecuada del agua en los diferentes

compartimentos intra y extracelulares.

Valencia de un elemento: entendemos a la valencia de un elemento como la capacidad de

combinación de los mismos.

A continuación se verá un cuadro en el que los elementos se hallan agrupados por carácter y por

valencia (se encuentran los más utilizados en la escritura de las fórmulas de compuestos de química

inorgánica). Para poder rápidamente escribir fórmulas ya que es el lenguaje de la asignatura es

necesario recordar de memoria el listado de los elementos que figuran en ellas. Esto les facilitará la

escritura de las fórmulas.

NO METALES

Símbolos Nombre Valencia

H

F

Hidrógeno

Flúor

1

O Oxígeno 2

B Boro 3

C

Si

Carbono

Silicio

4

S Azufre 2, 4, 6

N

P

As

Sb

Nitrógeno

Fósforo

Arsénico

Antimonio

3, 5

Cl

Br

I

Cloro

Bromo

Iodo

1, 3, 5, 7

http://www.edulab.ull.es/mdd/MODULOS/modulos/salud/Textos/FunciÃ³n%20de%20los%20nutrientes.htm

http://www.geocities.com/HotSprings/5074/aprod38.htm

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/16/htm/SEC_9.HTM


41

METALES

Símbolos Nombre Valencia

Li

Na

K

Ag

Litio

Sodio

Potasio

Plata

1

Hg

Cu

Mercurio

Cobre

1 , 2

Ca

Sr

Ba

Be

Mg

Zn

Cd

Calcio

Estroncio

Bario

Berilio

Magnesio

Zinc

Cadmio

2

Au Oro 1, 3

Al Aluminio 3

Fe

Co

Ni

Hierro

Cobalto

Níquel

2, 3

Sn

Pt

Pb

Estaño

Platino

Plomo

2, 4

Cr Cromo 2, 3, 6

Mn Manganeso 2,3,4,6,7

A continuación veremos un cuadro que sintetiza la secuencia a seguir para recordar cómo se escribían

y nombraban las sales:


42

Óxidos Básicos:

Son compuestos que resultan de la combinación de un metal con el oxigeno y para escribir la fórmula

del mismo se debe intercambiar valencias, es decir el metal le pasa su valencia al oxigeno como un

subíndice, e igualmente el oxígeno le pasa su valencia al metal también como subíndice. En los casos

que estos subíndices sean divisibles por un mismo número se los debe simplificar, por ejemplo para un

caso general:


43

M1O2

Donde

M representa a un metal

O representa al oxígeno

1 valencia del oxígeno

2 valencia del metal

Tomaremos ahora algunos ejemplos y escribiremos la ecuación de obtención del óxido:

4 Na + O2 2 Na 2 O

Para nombrar estos compuestos y los que siguen utilizaremos las distintas Nomenclaturas. En la

Antigua (NA), se escribe la palabra óxido seguida de la preposición de y del nombre del metal,

siempre que el metal tenga una sola valencia. Si en cambio tiene dos y se prevé el uso de

terminaciones oso para la menor valencia e ico para la mayor suprimiendo la preposición de.

En la nomenclatura moderna (NM) se tiene en cuenta la atomicidad del compuesto (subíndices)

utilizando prefijos como mono, di, tri, etc.

En la nomenclatura Numeral Stock (NS) se escribe la palabra óxido seguido de la preposición de y del

nombre del metal acompañado de la valencia del mismo en números romanos y entre paréntesis.

Por ejemplo:

El caso de un metal con una sola valencia:

4Na + O2 2 Na 2O

NA: Oxido de sodio

NM: Monóxido de disodio

NS: Oxido de sodio (I)

En el caso de un metal con dos valencias:

4 Au + O2 2 Au2O

NA: Oxido auroso

NM: Monóxido de dioro

NS: Oxido de oro (I)

4 Au + O2 2 Au2O3

NA: Oxido Aúrico


44

NM: Trióxido de dioro

NS: Oxido de oro (III)

En los primeros párrafos de este apunte dijimos que toda ecuación química debe ser igualada. En las

ecuaciones anteriores se observa la igualación con números enteros que figuran adelante de las

fórmulas, a los cuales llamaremos coeficientes. Por ahora, se usará el método del tanteo que consiste

en “jugar” con los coeficientes hasta igualar la ecuación. A manera de ayudita se les puede decir que la

forma más fácil es colocando adelante del símbolo un número de tal manera de convertir en par los

subíndices impares. Continuando por la misma rama del cuadro llegamos a los hidróxidos.

Hidróxidos:

Son compuestos que resultan de la combinación del óxido básico con el agua y responden a la

siguiente fórmula general:

M (OH)v

Donde M= metal

(OH)= grupo oxhidrilo

v= valencia del metal

Una ecuación de obtención sería por ejemplo:

Na2O + H2O 2Na(OH)

NA: Hidróxido de sodio

NM: Monohidróxido de sodio

NS: Hidróxido de sodio (I)

Para nombrarlos solo se cambia la palabra óxido por hidróxido. Al anterior se lo llama Hidróxido de

Sodio.

Otros ejemplos serán:

Au2O + H2O 2Au(OH)

NA: Hidróxido Auroso

NM: Monohidróxido de oro

NS: Hidróxido de oro (I)

Au2O3 + 3H2O 2 Au(OH)3


45

NA: Hidróxido Aúrico

NM: Trihidróxido de oro

NS: Hidróxido de oro (III)

Comenzaremos ahora a recorrer la otra rama del cuadro y hablaremos sobre los anhídridos.

Anhídridos:

Son compuestos que resultan de la combinación de los no metales con el oxigeno, y para escribir su

fórmula también se debe intercambiar valencias como en el caso de los óxidos básicos y debe usarse el

mismo criterio con respecto a la simplificación de los subíndices.

Por ejemplo:

C + O2 C2 O4

1 2

NA: Anhídrido carbónico

NM: Dióxido de carbono

NS: Oxido de Carbono (IV)

Para nombrarlos según la nomenclatura antigua (NA) se emplea la palabra anhídrido seguida del

nombre del no metal terminado en ico si tiene una sola valencia, y se usará oso e ico si tuviera dos

valencias. Para el ejemplo anterior sería anhídrido carbónico.

En la nomenclatura moderna y en la numeral Stock se siguen las mismas reglas que para los óxidos

básicos.

Otro ejemplo sería el caso del azufre. El azufre posee las valencias 2,4 y 6; pero solo forma anhídrido

con 4 y 6:

S + O2 S2O4

1 2

NA: Anhídrido sulfuroso

NM: Dióxido de azufre

NS: Oxido de azufre (III)

2 S + 3 O2 S2O6 : 2 SO3

1 3

NA: Anhídrido sulfúrico

NM: Trióxido de azufre


46

NS: Oxido de azufre (VI)

Otro caso es cuando el no metal tiene 4 valencias, como por ejemplo el cloro. En donde además de las

terminaciones oso e ico, se usan los prefijos hipo para la menor y per para la mayor a saber:

2 Cl2 + O2 2 Cl2O

NA: Anhídrido hipocloroso

NM: Monóxido de dicloro

NS: Oxido de cloro (I)

2 Cl2 + 3 O2 2 Cl2O3

NA: Anhídrido cloroso

NM: Trióxido de dicloro

NS: Oxido de cloro (III)

2 Cl2 + 5 O2 2 Cl2O5

NA: Anhídrido clórico

NM: Pentóxido de dicloro

NS: Oxido de cloro (V)

2 Cl2 + 7 O2 2 Cl2O7

NA: Anhídrido perclórico

NM: Heptóxido de dicloro

NS: Oxido de cloro (VII)

Continuamos con el cuadro y llegamos a los ácidos

Ácidos:

Son compuestos que resultan de la combinación del anhídrido con el agua y se escribe la fórmula de la

siguiente manera: primero el símbolo del hidrógeno, luego el del no metal en cuestión y por último el

del oxigeno. Luego se colocan los subíndices en cada uno de los elementos que lo forman y que

resultan de la suma de los mismos que figuran en el primer miembro de la ecuación, adoptando el

mismo criterio para que los otros compuestos con respecto a la simplificación de los subíndices. Para

nombrarlos se cambia la palabra anhídrido por la palabra ácido en la nomenclatura antigua.


47

En la nomenclatura moderna se usan prefijos para indicar los subíndices presentes en el oxígeno

seguido del nombre del no metal terminado en ato y recién “de hidrógeno” si tiene uno, y “de

hidrógeno o trihidrógeno si tienen 2 o 3 hidrógenos respectivamente”.

En la Numeral Stock se escribe el nombre del no metal terminado en ato, seguido de un paréntesis con

la valencia del mismo en números romanos y de la expresión “de hidrógeno”.

Por ejemplo:

CO2 + H2O H2CO3

NA: Ácido carbónico

NM: Trioxocarbonato de dihidrógeno

NS: Carbonato (IV) de hidrógeno

N2O3 + H2O H2N2O4: 2 HNO2 ácido nitroso

1 1 2

N2O5 + H2O H2N2O6: 2 HNO3 ácido nítrico

1 1 3

Cl2O + H2O H2Cl2O2: 2 HClO ácido hipocloroso

1 1 1

A continuación vamos a recordar los llamados CASOS ESPECIALES DE ÁCIDOS.

Debemos considerar acá al fósforo, arsénico y antimonio. Estos elementos que poseen valencias 3 y 5

forman dos anhídridos, pero cada uno de estos anhídridos puede formar ácidos según se combinen con

1,2 o 3 moléculas de agua. Para nombrarlos se utilizan prefijos meta, piro y orto, respectivamente.

Por ejemplo:

P2O3 + H2O H2P2O4: 2 HPO2 Ácido metafosforoso

1 1 2

P2O3 + 2 H2O H4P2O5: Ácido pirofosforoso

P2O3 + 3 H2O H6P2O6: H3PO3 Ácido ortofosforoso ó Fosforoso

3 1 3

P2O5 + H2O H2P2O6: 2 HPO3 Ácido metafosfórico

1 1 3

P2O5 + 2 H2O H4P2O7: Ácido pirofosfórico

P2O5 + 3 H2O H6P2O8: 2H3PO4 Ácido ortofosfórico ó Fosfórico


48

3 1 4

También se deben contemplar el caso de Silicio y Boro.

El Silicio se combina con 1 y 2 moléculas de H2O y se usan los prefijos meta y orto

respectivamente.

El Boro se combina con 1 y 3 moléculas H2O y se usan los prefijos meta y orto respectivamente.

Están invitados a realizarlo.

A veces es conveniente saber hacer la fórmula de ácido directamente (sin realizar la ecuación). Esto es

posible para todos los ácidos excepto para los casos especiales y se lo realiza de la siguiente forma:

Ejemplo 1:

Si se pide la fórmula del ácido Sulfúrico:

1. Escribo los símbolos de los elementos que lo forman: HSO

2. Pienso en la valencia con que el azufre actúa en este caso 6 (la mayor); e

inmediatamente me pregunto si es un número par; si la respuesta es afirmativa como

en este caso coloco un subíndice 2 en el H: H2SO.

3. Sumo mentalmente la valencia 6 del azufre con el número de hidrógeno o sea 2;

6 + 2 = 8

y a este resultado lo divido en 2 y obtengo así el subíndice del oxigeno en la fórmula

del ácido:

Ejemplo 2:

Si se pide la fórmula del ácido Perbrómico:

1. Procedo igual que en el ejemplo 1 escribiendo los símbolos: HBrO

2. Pienso en la valencia, en este caso 7, y como es impar el subíndice del H en el ácido

debe ser 1: HBrO

3. Sumo mentalmente la valencia del Bromo, 7, con el número 7 del ácido, o sea:

7 + 1 = 8

lo divido en 2 para obtener el subíndice del oxigeno:

Caso del Cromo:

Cromo: Cr, valencias: 2, 3 y 6

Este elemento forma compuestos de carácter básico con las valencias 2 y 3; mientras que con 6 forma

los de carácter ácido:

H2SO4

HBrO4


49

2 Cr + O2 2 Cr2O2 CrO

Óxido cromoso; monóxido de cromo; óxido de cromo (II)

4 Cr + 3 O2 2 Cr2O3

Óxido crómico; trióxido de cromo; óxido de cromo (III)

CrO + H2O Cr(OH)2

Hidróxido cromoso; dihidróxido de cromo; hidróxido de cromo (II)

Cr2O3 + 3 H2O 2 Cr(OH)3

Hidróxido crómico; trihidróxido de cromo; hidróxido de cromo (III)

Con valencia 6: Cr2O6 = CrO3 anhídrido crómico

CrO3 + H2O ------------- H2 CrO4 ácido crómico

2 moléculas de ácido crómico por acción del calor se deshidratan y forman el ácido dicrómico:

2 H 2 CrO4 ------------- H2 Cr2 O7 + H2O

Caso del Manganeso:

Con valencias 2 y 3 forman compuestos de carácter básico, con valencia 4 carácter neutro y con

valencia 6 y 7 carácter ácido.

MnO óxido manganoso – monóxido de manganeso – óxido de manganeso (II)

Mn(OH)2 hidróxido manganoso – dihidróxido de manganeso – hidróxido de Mn (II)

Mn2O3 óxido mangánico – trióxido de dimanganeso – hidróxido de manganeso (III)

Mn(OH)3 dióxido de manganeso – óxido de manganeso (III)

MnO2 dióxido de manganeso – óxido de manganeso (IV)

MnO3 anhídrido manganoso – trióxido de manganeso – óxido de manganeso (VI)

H2MnO4 ácido mangánico

Mn2O7 anhídrido permangánico

HMnO4 ácido permangánico

Caso del Nitrógeno:

Nitrógeno: N. Valencias 1, 2, 3, 4 y 5.


50

Con valencia 1,2 y 4 forma óxidos neutros, con 3 y 5 óxidos ácidos.

N2O óxido nitroso, monóxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno I

NO óxido nítrico, monóxido de nitrógeno u óxido de nitrógeno II

N2O3 anhídrido nitroso, trióxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno III

N2O4 tetróxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno IV

N2O5 anhídrido nítrico, pentóxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno V

Hidruros: Son compuestos formados por hidrógeno y otro elemento. Se clasifican en:

a) Hidruros metálicos: formados por un metal, generalmente del grupo I o II de la tabla, y el H.

Ejemplo: NaH hidruro de sodio

CaH2 hidruro de calcio

b) Hidruros no metálicos: se incluyen los hidrácidos y todo compuesto formado por hidrógeno y un

no metal.

Ejemplo: NH3 hidruro de nitrógeno o amoníaco

PH3 hidruro de fósforo o fosfina

CH4 hidruro de carbono o metano

Hidrácidos: Son ácidos que no tienen oxígeno y están formados por hidrógeno y un no metal

generalmente de los grupos VII y VI A de la tabla, actuando con la menor de sus valencias. Para

nombrarlos se usa la palabra ácido seguido del nombre del elemento terminado en “hídríco”.

Ej.: H2 + Cl2 --------- 2HCl ácido clorhídrico

H2 + S --------- H2S ácido sulfhídrico

Radicales de ácidos: se llama así al grupo de átomos que quedan cuando un ácido pierde hidrógeno.

Se carga negativamente con tantas cargas como hidrógenos haya perdido A continuación se dan

algunos ejemplos y queda como tarea completar todo el cuadro:

ACIDO RADICAL

FORMULA NOMBRE FORMULA NOMBRE

H2SO4 Sulfúrico HSO4- Sulfato ácido

SO4 2- Sulfato


51

HNO3 Nítrico NO3- Nitrato

HCl Clorhídrio Cl- Cloruro

H4P2O7 Pirofosfórico H3P2O7- Pirofosfato triácido

H2P2O72- Pirofosfato diácido

H2S

H2CO3

SALES

Sales Neutras: Son compuestos que resultan de la reacción de neutralización entre los ácidos y los

hidróxidos (llamados bases). Se originan por el desplazamiento de los hidrógenos de los ácidos por

metales. Las sales se clasifican teniendo en cuenta si la sustitución de los hidrógenos por metales se

hace total o parcialmente: serán neutras cuando la sustitución es total, y ácidas si es parcial. Por ahora

nos limitaremos a las neutras. Para nombrarlas se toma el nombre del ácido del cual procede la sal y se

agregan las terminaciones según lo siguiente:

a) Los ácidos terminados en hídrico originan sales terminadas en uro.

b) Los ácidos terminados en oso originan sales terminadas en ito.

c) Los ácidos terminados en ico originan sales terminadas en ato.

En la siguiente tabla se muestran en resumen las pautas

Nombre del ácido Nombre de la sal

Hipo ---------- oso

Per ------------ ico

----------------- oso

----------------- ico

----------------- hídrico

Piro------------ ico

Orto------------ oso

Hipo ---------- ito

Per ------------ ato

----------------- ito

----------------- ato

----------------- uro

Piro------------ ato

Orto------------ ito


52

Ahora a través de un ejemplo concreto se explicarán los pasos a seguir para escribir la fórmula de una

sal. Supongamos que se nos solicitara escribir la ecuación del Sulfato Férrico:

a. Se analiza el nombre de la sal para saber de qué ácido proviene, en este caso es el ácido

sulfúrico y se escribe la fórmula según se explicó anteriormente.

SO3 + H2O H2 SO4

b. Se escribe la fórmula del hidróxido, en este caso: Fe(OH)3, que es el hidróxido férrico.

c. Se escribe la ecuación de formación de la sal sumando el ácido con el hidróxido:

H2SO4 + Fe (OH)3

d. En el segundo miembro de la ecuación, se debe escribir la fórmula de la sal de la siguiente

manera: primero el símbolo del metal, al lado y entre paréntesis lo que queda del ácido al

quitarle los hidrógenos (a este grupo se lo llama radical del ácido). Luego se debe

intercambiar valencias: la del metal pasa como subíndice al radical del ácido, y la del

radical (que está dada por el número de hidrógenos sustituidos) pasa como subíndice al

metal. Con respecto a la simplificación de estos subíndices se debe adoptar igual criterio

que en los otros compuestos.

e. Por último y como toda ecuación hay que igualarla. En el ejemplo se verán los mecanismos

para averiguar los coeficientes del ácido y del hidróxido, y luego, por tanteo, se determinará

el coeficiente del agua.

Por ejemplo:

Sulfato Férrico

ácido sulfúrico Hidróxido férrico

3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 Fe2 (SO4)3 + 6 H2O

Sales ácidas: Son aquellas que en su nombre se lee la palabra ácido y en su fórmula se encuentra

presente el Hidrógeno. Se originan a partir de ácidos con 2 o más Hidrógenos en su fórmula.

Ejemplo: Sulfato ácido Plúmbico. Para los puntos a., b. y c. Se procede igual que para sales neutras.

H2SO4 + Pb (OH)4

d. En el segundo miembro se debe escribir la fórmula de la sal de la siguiente manera: el

símbolo del metal, al lado del radical del ácido con un número de hidrógenos igual al


53

prefijo que lleva la palabra ácido en el nombre de la sal, si es ácido 1, si dice diácido 2

y si dice triácido 3. Luego se intercambian valencias entre el metal y el radical y de ahí

se procede de la misma forma que para sales neutras:

4 H2SO4 + Pb (OH)4 Pb1 (H SO4)4 + 4 H2O

Sales Básicas: Son aquellas que en su nombre se lee la palabra “básico”, y en su fórmula aparece el

grupo (OH). Se originan de hidróxidos con 2 ó más grupos oxhidrilos en su fórmula.

Ejemplo: Yodato dibásico de aluminio. Para los puntos a., b y c. se procede como en

sales neutras

HlO3 + Al (OH)3

d. En el 2º miembro se debe escribir la fórmula de la siguiente manera: el símbolo del

metal seguido de tantos grupos oxhidrilos como lo indique el prefijo de la palabra

básico en el nombre de la sal. Se encierra todo esto entre paréntesis y a continuación

se escribe el radical del ácido como en las sales neutras. De allí en adelante se sigue

como en lo explicado anteriormente.

HlO3 + Al(OH)3 Al (OH)21 (IO3)1 + H2O

Nota: El subíndice uno no es necesario escribirlo, acá se lo pone con fines aclaratorios solamente.

Sales Dobles: Son aquellas que presentan en su fórmula 2 metales y se las nombra con el nombre del

radical seguido del nombre de un metal, la conjunción “y” y el nombre del segundo metal o con la

palabra “doble”.

Ejemplo:

K1Na1SO4 Sulfato de Sodio y Potasio

NaCaCl1+2 Cloruro doble de Sodio y Calcio

Sales Mixtas: Son aquellas que presentan en su fórmula 2 radicales ácidos

Ejemplo:

Na2 (BrO2) (Cl)1 Cloruro Bromito de Sodio

Mg2 (PO4) (Br)1 Bromo Fosfato de Magnesio


54

Otros compuestos

Peróxidos

Este es el nombre genérico de las combinaciones de oxigeno y metal, en las que el primero presenta la

agrupación atómica (-O-O-)

Su fórmula es referible a: M2 (O2)a

Y se nombran con la palabra peróxido seguida del nombre del metal (en general alcalino o alcalino

térreo) en genitivo o adjetivado.

Ejemplos:

Peróxido de bario

Peróxido de calcio

Peróxido de cúprico

Peróxido de litio

Peróxido niqueloso

BaO2

CaO2

CuO2

Li2O2

NiO2

Otros nombres

Agua Oxigenada

Oxilita

H2O2

Na2O2

Óxidos mixtos o salinos

Se trata de un tipo de combinación oxigenada de los metales que responden a la fórmula:

M3O4

Aunque debemos señalar que no se trata de una combinación química propiamente dicha, sino que es

una forma de referirnos a la asociación de los dos óxidos de los metales que pueden actuar con más de

una valencia. Se nombran con la palabra óxido y el nombre del metal terminado en –oso e –ico,

sucesivamente.

Ejemplos:

2 PbO + PbO2 Pb3O4 Oxido plumboso plúmbico

MnO + Mn2O3 Mn3O4 Oxido manganoso mangánico

FeO + Fe2O3 Fe3O4 Oxido ferroso férrico

Número de oxidación:

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo

gana o pierde cuando forma un compuesto determinado. En la mayoría de los casos el número de


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oxidación es igual al valor absoluto de la valencia del elemento, con signo positivo o negativo. Se

suele indicar el número de oxidación arriba del símbolo del elemento.

Existen reglas que permiten calcular el número de oxidación de un átomo en un compuesto, que son

por cierto, de gran utilidad práctica. Esas reglas son:

El número de oxidación de un elemento en estado libre es cero. Ejemplos: Na°; Cl2°; O2°; etc.

El número de oxidación del hidrógeno en un compuesto es siempre +1. Ejemplos: H+1Cl ;

H2+1O ; etc; excepto en los hidruros metálicos donde es -1. Ejemplos: NaH-1 ; CaH2

-1 ; etc.

El número de oxidación del oxígeno en un compuesto es siempre -2. Ejemplos: H2O-2 ; Na2O

-2,

etc; excepto en los peróxidos donde es -1. Ejemplos: H2O2-1 ; Na2O2

-1 ; etc.

El número de oxidación de un metal en un compuesto coincide con su valencia con signo +.

Ejemplos: Na+1Cl ; K2+1O ; Mg+2SO4 ; etc.

La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos constituyentes de un

compuesto debe resultar cero. Esta regla permite conocer el número de oxidación de un

elemento cuando se conoce el de los otros y además pertie formular los compuestos

Ejemplo1: asignar el número de oxidación del nitrógeno en el nitrato de potasio.

K+1N? O3-2 el oxígeno tiene -2 pero como hay tres átomos en la fórmula entonces multiplico por 3, -2

x 3 = -6 ; El K tiene +1. En consecuencia para asignar el número de oxidación del nitrógeno procedo

así: + 1 + X + (- 6 ) = 0

+ 1 + X - 6 = 0

X = + 6 - 1

X = + 5, Entonces el nitrógeno debe tener número de oxidación + 5 para que la suma algebraica sea igual a

cero. Ejemplo 2: Calcule el número de oxidación del nitrógeno en el siguiente compuesto:

HNO2 = H+1NO2-2 - 2 x 2 + 1 + X = 0

- 4 + 1 + X = 0

- 3 + X = 0

X = + 3

Estas reglas de los números de oxidación son también utilizados para formular compuestos químicos.

Por ejemplo si queremos obtener sales a parti de los iones:

IONES Fluoruro F- Sulfato SO42- Sulfuro S2-

Calcio Ca2+ Ca2+( F)2 Ca2+( SO42) Ca2+( S2)

Férrico Fe3+ Fe3+( F)3 Fe23+( SO4

2)3 Fe23+( S2)3


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TRABAJOS PRACTICOS

DE AULA

(TPA)


57

TRABAJO PRACTICO DE AULA (TPA) N° 1: 1. A. Leer atentamente los ejemplos de la columna de la izquierda y escriba sobre la línea de puntos si corresponden a materia o energía: 1. La corriente eléctrica ………………………. 2. El sonido de un reloj ………………………. 3. La sal de mesa ………………………. 4. El humo ………………………. 5. El calor de la estufa eléctrica ………………………. 6. Un trozo de amianto ……………………….. 7. Un relámpago ……………………….. 8. La luz solar ……………………….. 9. Un trozo de vidrio ………………………… B. Indicar con una cruz cuáles de las siguientes propiedades son intensivas y cuáles extensivas: Intensivas Extensivas 1. peso ………… ………. … 2. densidad ……….. …. . ……… 3. volumen ………… ....……… 4. peso específico ………… ………….. 5. color …………. ……………. 6. punto de fusión …………. …………… 7. superficie …………. …………… 8. masa …………. ………….. C. Dada la siguiente nómina de fenómenos (cambios), indique si son físicos o químicos: Físicos Químicos 1. Un leño que arde ……….. ………… 2. Un papel humedecido con agua ………. ………… 3. Freír un huevo ……….. .……….. 4. Ebullición del agua ……….. ………… 5. Fermentación de la leche …………. ………… 6. La fusión de la nieve …………. …………. 7. Oxidación del hierro …………. …………. 8. Digestión de un alimento …………. …………. 2. Trace una línea de unión entre el ítem de la izquierda con el que corresponde a la derecha:

Las moléculas se mueven a gran velocidad

Tiene volumen propio y forma variable Estado sólido

Las distancias intermoleculares son grandes

Las moléculas se encuentran ordenadas Estado líquido

Adquiere la forma del recipiente que lo contiene

Predominan entre las moléculas las fuerza de Estado gaseoso

Atracción sobre las de repulsión. 3. Indique el nombre del cambio de estado de los siguientes cuerpos: a. de hierro sólido a líquido ……………………. b. de aire atmosférico a aire líquido …………………… c. de alcohol líquido a vapor ……………………. 4. A temperatura ambiente, el amoníaco es gas, el agua es líquido y el azúcar es sólido. ¿Cuál de estas sustancias tendrá la más fuerte atracción entre sus partículas? ¿Cuál tiene la más débil?


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5. De los siguientes sistemas materiales, indique de acuerdo a sus experiencias, conocimientos y observaciones, en qué estado de agregación se encuentran a temperatura ambiente: a. Nafta ………………………… b. Hierro ………………………… c. Porcelana ……………………….. d. Kerosene ………………………. e. Nitrógeno …………………….. f. Aluminio …………………….. g. Oxígeno ……………………… 6. ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes sobre los estados de agregación de la materia son correctos? a. “Un sólido cristalino puro puede ser representado como partículas muy cercanas unas de

otras, ordenadas regularmente”

b. “En un gas las partículas están más separadas entre sí con respecto a las de un líquido o

a las de un sólido”

c. “Las partículas que constituyen un gas se mueven en forma casi independiente unas de

otras y entre ellas hay espacio vacío”

7. ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? Justificar.

a. “Un sistema formado por azúcar y agua puede ser homogéneo o heterogéneo,

dependiendo de la temperatura a la cual se encuentre”

b. “Un sistema formado por varias sustancias diferentes siempre tendrá más de una fase”

c. “Un sistema formado por dos cubos de hielo en agua tiene un componente y dos fases”

d. “Son propiedades intensivas de un sistema: su punto de fusión, su densidad, su punto de

ebullición y su volumen”

e. “El punto de ebullición del agua es siempre 100°C”

8. Los puntos de fusión normales del mercurio y del etanol son -39 °C y – 117°C

respectivamente y ambos son líquidos a temperatura y presión ambientes. ¿Cuál/es de las

afirmaciones es/son correcta/s?”

a. “A-37°C el etanol y el mercurio son gases”

b. “A -100°C ambas sustancias son sólidas”

c. “A -113°C el etanol es líquido y el mercurio es sólido”

d. “A -30°C el etanol es sólido y el mercurio es líquido”

9. A una presión de 1 atmósfera, una cierta sustancia funde a -38°C y hierve a 137°C. Se

necesita realizar una experiencia con esa sustancia en estado líquido a 1 atm de presión. ¿A

cuál/es de estas temperaturas se podrá realizar la experiencia?=

a. -40°C b. 130°C c. 140°C d. -20°C

10. Clasifique a los siguientes alimentos como homogéneos y heterogéneos: Homogéneos Heterogéneos a. jugo de limón exprimido …………… …………… b. sopa de fideos …………… …………..


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c. agua potable …………… ………….. d. condimento de ensalada (aceite, vinagre y sal) …………… ………….. e. arroz con leche …………… ………….. f. ensalada de fruta …………… ………….. g. azúcar disuelta en agua …………… ………….. 11. En los siguientes casos, diga cuáles son elementos, cuáles compuestos y cuáles son mezclas: Elementos Compuestos Mezclas a. Zn …………… ………. ……… b. NaCl ………….. ..……… …….. c. H2O y kBr ………… ………… …….. d. Al …… ……… ……….. …….. e. N2 , O2 y CO2 …………… ……….. ……. f. H2SO4 …………. ………….. …….. 12. Clasifique cada uno de los siguientes ejemplos como: elemento, compuesto o mezcla: Elemento Compuesto Mezcla a. aire ………… …………. ……… b. plata ……….. …………. ……… c. agua de mar ………. …………. ……… d. azúcar ……….. …………. ……… e. azufre ……….. …………. ……… f. monóxido de carbono ………… ………….. 13. Una muestra de una solución de agua y sal ocupa un volumen de 50 ml y tiene una masa de 54,8 g. Calcular la densidad en g/L 14. Se dispone de dos muestras de igual masa. Sabiendo que la densidad de la muestra A es 0,130 g/cm3 y la densidad de la muestra B es 0,420 g/cm3, determinar cuál muestra tiene un volumen mayor. 15. La densidad del agua líquida a 4°C y 1 atm es 1g/cm3, en estado gaseoso, a 100°C y 1atm, la densidad tiene un valor de 5,88 10-4g/cm3. Explicar a qué se debe tal diferencia. 16. ¿Cuál/es de las diferencias siguientes es/son correctas? Justificar: a. “La sal de mesa y el vino son sustancias simples” b. “El agua es una sustancia simple”

c. “El oxígeno es una sustancia compuesta”

d. “Una solución es una mezcla homogénea de al menos dos sustancias” 17. Un sistema está formado por 30 g de azufre en polvo, 15 g de limaduras de hierro y 10 g de sal y 5 g de agua. a. ¿Se trata de un sistema homogéneo o heterogéneo? Señalar número de fase y de

componentes.

b. Calcular la composición centesimal del sistema.

18. Una solución acuosa, cuya masa es 250 g, contiene 5% de azúcar y 12,2% de sal. Calcular las masas de azúcar, sal y agua presentes en la solución. 19. Se dispone de 550 g de una solución de etanol y agua que contiene 10% de etanol. Se agregan al sistema dos cubos de hielo (6 g de cada uno) y un trozo de alambre de cobre (densidad: 8,92g/cm3) cuyo volumen es de 600mm3. a. Determinar cuántas sustancias constituyen el sistema final. ¿Cuáles de ellas son simples

y cuáles compuestas?

b. Calcular la composición centesimal del sistema final.


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20. Escribir las fórmulas de las moléculas formadas por a. 1 átomo de azufre y 3 átomos de oxígeno b. 1 átomo de hidrógeno, 1 átomo de bromo y 4 átomos de oxígeno c. 4 átomos de cloro y 1 átomo de silicio d. 2 átomos de potasio, 2 átomos de cromo, 7 átomos de oxígeno e. 1 átomo de calcio, 1 átomo de carbono, 3 átomos de oxígeno 21. Expresar las siguientes magnitudes en notación científica a) 3200 m b) 0,00007 s c) 555,3 cm2 d) 60200000000000000 litros e) 178000000 ml

22. señalar los números que corresponden la siguiente notación científica:

a. 1x10-2

b. 1x105

c. 5,1x10-7

d. 3,19x108 23. Realizar las siguientes conversiones de unidades, expresarlas en notación científica e indicar el

nombre de la magnitud a que se hace referencia:

Ejercicio Conversión Nombre de la magnitud 32 cm a mm ……………… ………………………………. 0,004g a mg ……………… ……………………………… 20m3 a mm3 ……………… ……………………………… 1,4L a ml ……………… ………………………………. 0,0057 ml a l ……………… ………………………………. 12,6 Km a m ……………… ………………………………. 78,9 hl a cl ……………… ………………………………. 120m2 a mm2 ……………… ………………………………. 0,34km2 a ……………… ………………………………. 34Mm a pm ……………… ………………………………. 120 L a nl ……………… ………………………………. 0,000121s a μs ……………… ………………………………. 1,23Tg a g ……………… ……………………………….

TRABAJO PRACTICO DE AULA (TPA) N° 2:

1. En la siguiente lista, coloque los símbolos correspondientes a cada elemento e indique si son metales o no metales: Aluminio ……………… Cesio …………… Yodo …………….. Argón ………………… Cloro ………….... Litio ……………… Arsénico …………… Cobalto …………… Magnesio …………. Azufre ……………… Cobre …………… Mercurio ………….. Bario ……………… Estroncio ………… Neón ………………. Berilio …………… Flúor ……………… Níquel ……………. Bismuto ……………… Fósforo ………… Nitrógeno …………… Boro ……………… Helio ………….. Oro ………………. Cadmio ……………… Hierro …………. Oxígeno …………. Carbono ………………. Hidrógeno …………. Plata ……………. Platino ……………… Plomo …………… Potasio ………….. Silicio …………….. Sodio …………….. Titanio ……………


61

Calcio ……………… Zinc ……………… Uranio …………. 2. A En la siguiente tabla, indique el nombre del no metal correspondiente a su símbolo químico: H ………………….. F ………………….. O ………………… He …………………. Cl …………………… S ……………….. Ne ………………… Br ………………….. Se ……………….. Ar …………………. I ………………….. Te ……………….. Kr …………………… At …………………… C …………….. Xe …………………. P ……………………. Si ……………… Rn ………………… As …………………. B ……………… B. Escriba cuatro elementos cuyos nombres empiecen con la letra A: 1. ………………………………….. 2. ………………………………….. 3. ………………………………. 4. ………………………………..

4. a. Clasifique los siguientes óxidos e indique la nomenclatura: Clasificación Nomenclatura a. Cl2O ……….. ……………. …………………………… b. SnO ………… …………………………………………… c. Cu2O ………….. ……………………………………………….. d. FeO ………….. ………………………………………………… e. I2O5 ………….. ………………………………………………… f. Mn2O7 ………….. ……………. ………………………………….. g. Fe2O3 ………….. ……………. .…………………………………. h. I2O7 ………….. ……………. …………………………………. i. CO2 ………….. ………………………………………………… b. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: a. Óxido aúrico i. Anhídrido clórico b. Óxido estánnico j. Pentóxido de dinitrógeno c. Dióxido de azufre k. Óxido de potasio d. Anhídrido carbónico l. Dióxido de plomo e. Anhídrido nitroso m. Óxido cuproso e. Heptóxido de dimanganeso n. Óxido de cadmio f. Dióxido de silicio o. Trióxido de azufre 8. Óxido de hierro (III) p. Óxido de bromo (V) g. Anhídrido yódico q. Óxido de aluminio h. Óxido de plata r. Anhídrido fosfórico c. Indique la nomenclatura tradicional o antigua de los siguientes hidróxidos: a. Al (OH)3 ……………………………………………………….. b. Fe(OH)2 ……………………………………………………… c. KOH ……………………………………………………… d. Cr(OH)4 ……………………………………………………. e. NH4OH ……………………………………………………. f. Au(OH) …………………………………………………… g. Mn(OH)2 ……………………………………………………. h. Ni(OH)3 …………………………………………………… i. Cu(OH) …………………………………………………… j.Pb(OH)4 ……………………………………………………


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5. Dadas las siguientes fórmulas, clasifique e indique su nomenclatura: Clasificación Nomenclatura a. CdO …………………………. ………………………….. b. SrO …………………………… …………………………. c. SiO2 ……………………………. …………………………. d. HCl ……………………………. ………………………….. e. Sn(OH)4 …………………………….. ………………………….. f. HIO4 ……………………………….. ………………………….. g. Br2O5 ……………………………….. ………………………….. h. HgO ……………………………….. ………………………….. i. AgOH ………………………………… …………………………… j. HNO3 …………………………………. …………………………… k. ZnO ………………………………….. ……………………………. l. PbO2 …………………………………. ……………………………. m. H3PO4 …………………………………… ……………………………. n. Mn(OH)2 …………………………………… …………………………… o. H2S …………………………………… …………………………… 6. Dados los siguientes óxidos, diga cuáles son óxidos ácidos y cuáles óxidos básicos. Indique su nomenclatura: Clasificación Nomenclatura a. K2O …………….. …………………………………….. b. N2O5 …………….. …………………………………….. c. PbO2 …………….. …………………………………….. d. ZnO …………….. ……………………………………… e. I2O7 …………….. …………………………………….. f. SO2 …………….. ……………………………………. g. Cl2O …………….. ……………………………………. h. CdO …………….. …………………………………… i. NiO …………….. …………………………………… j. CO2 ……………. …………………………………… 7. Realice la reacción de formación de los siguientes ácidos: 1. Ácido hipocloroso 2. Ácido sulfuroso 3. Ácido fosfórico 4. Ácido nítrico 5. Ácido yodoso 6. Ácido bromhídrico 7. Ácido sulfúrico 8. Ácido perclórico 9. Ácido arsénico 10. Ácido bórico 8. Indique la nomenclatura de los siguientes compuestos: Nomenclatura 1. Cl2O3 …………………………………………………………….. 2. CrO3 ……………………………………………………………. 3. Na2O ……………………………………………………………. 4. P2O5 …………………………………………………………… 5. Au2O3 …………………………………………………………… 6. SnO2 …………………………………………………………… 7. MnO2 ……………………………………………………………


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8. Au2O ……………………………………………………………. 9. N2O3 ……………………………………………………………. 10. PbO …………………………………………………………….. 11.SO3 …………………………………………………………….. 12. Hg2O …………………………………………………………….. 13. CO2 …………………………………………………………….. 14. I2O5 …………………………………………………………….. 15. Co2O3 ……………………………………………………………. 9. Complete con fórmulas y nombres los reactivos y/o los productos (según corresponda) de las siguientes reacciones: 1. Óxido de plata + agua → 2. Hidrógeno + cloro → 3. Trióxido de azufre + agua → 4. Ácido brómico + hidróxido niquélico → 5. Dióxido de carbono + agua → 6. Silicio + oxígeno → 7. Nitrógeno + hidrógeno → 8. Ácido carbónico + hidróxido de bario → 9. Óxido ferroso + agua → 10. Anhídrido nítrico + agua → 10. Escriba las ecuaciones químicas de formación de las siguientes sales: 1. Nitrito de bario 2. Pirofosfato de potasio 3. Perclorato cúprico 4. Sulfuro mercurioso 5. Arseniato férrico 6. Carbonato estánnico 7. Bromato de litio 11. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos: 1. Sulfito de calcio 26. Óxido de cromo (III) 2. Fosfato de plata 27. Sulfato de zinc 3. Dióxido de carbono 28. Óxido de calcio 4. Anhídrido nitroso 29. Sulfuro de bario 5. Bromuro férrico 30. Hidruro de litio 6. Péroxido de sodio 31. Hidróxido de níquel (III) 7. Óxido mercúrico 32. Sulfuro férrico 8. Nitrato de zinc 33. Ácido hipocloroso 9. Metafosfato de litio 34. Carbonato plumboso 10. Dióxido de manganeso 35. Cloruro férrico 11. Hidróxido cúprico 36. Ácido clorhídrico 12. Nitrito de potasio 37. Fosfato de aluminio 13. Sulfato cobaltoso 38. Dióxido de azufre 14. Ácido bórico 39. Fluoruro de calcio 15. Óxido de estaño (IV) 40. Ácido sulfúrico 16. Carbonato de magnesio 41. Hidróxido de amonio 17. Yoduro de potasio 42.fosfina 18. Piroantimoniato de sodio 43. Óxido de manganeso (III) 19. Amoníaco 44. Ácido yódico 20 Agua oxigenada 45. Pirofosfato de sodio 21. Sulfito de litio 46. Clorato de plata


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22. Cromato de potasio 47. Bromuro de magnesio 23. Permanganato de potasio 48. Cloruro de sodio 24. Nitrito de aluminio 49. Anhídrido sulfúrico 25. Metaborato de sodio 50. Ácido nítrico 12. Indique la nomenclatura de los siguientes compuestos: 1. Fe2O3 ………………………………….. 26. K2Cr2O7 ………………………….. 2. HF ………………………………….. 27. SbH3 ……………………………. 3. AgNO3 …………………………………. 28. H4As2O7 …………………………… 4. NaClO …………………………………. 29. NaIO3 …………………………… 5. Al2(SO4)3 ……………………………… 30. LiH …………………………… 6. KBrO3 ……………………………… 31. NH3 ……………………………. 7. Cu2O …………………………….. 32. Sr(ClO3)2 ………………………… 8. Na2CO3 ……………………………… 33. KSbO3 ………………………… 9. Ca3(PO4)2 ……………………………. 34. SnO …………………………. 10. K2S ……………………………. 35. HNO3 ………………………….. 11. SrCl2 ……………………………. 36. CaSO3 ………………………….. 12. SO2 ……………………………… 37. ZnS …………………………… 13. HgI2 ………………………………. 38. NO …………………………… 14. CuSO4 …………………………….. 39. BaO2 …………………………… 15. CdS ……………………………… 40. K2CO3 …………………………… 16. H2CrO4 ……………………………… 41. BiCl3 ……………………………. 17. CaH2 ……………………………… 42. As2S3 …………………………… 18. N2O5 ……………………………… 43. KOH …………………………… 19. Cl2O7 ………………………………. 44. Mn(OH)2 ………………………… 20. Na2SO3 ……………………………… …45. H2O ………………………….. 21. MnO ……………………………… 46. Zn(NO3)2 ………………………… 22. H2S ……………………………….. 47. As2O5 ………………………… 23. SnCl4 ………………………………. 48. (NH4)2SO4 ………………………. 24. Al(OH)3 ……………………………… 49. FeO …………………………….. 25. Pb(SO4)2 ……………………………… 50. KClO4 ……………………………..


65

TRABAJOS PRACTICOS DE LABORATORIO

(TPL)


66

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO (TPL) N° 1

RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO Y DE PICTOGRAMAS

MATERIAL DE LABORATORIO

A. Reconocer el material de laboratorio que tiene sobre la mesada. Dibujar e indicar el nombre de

cada uno

B. Complete el siguiente crucigrama sobre el material de laboratorio, según el uso de material:

1 2 3

4

5 6

7

8 9

HORIZONTALES 2. Sirve para sostener el papel en el filtrado 3. Se utiliza como fuente de calor 5. Se utiliza para calentar sustancias, medir volúmenes sin demasiada precisión 6. Se emplea para apoyar los tubos de ensayo 8. ………de vidrio, para agitar, mezclar, disolver 9. Sirve para transvasar pequeños volúmenes de líquidos de un recipiente a otro VERTICALES 1 .Se coloca sobre el trípode para apoyar los materiales que deben someterse al calor y protegerlos del fuego directo permitiendo que el calor se distribuya en forma homogénea. 2. (tubo de……) Se utilizan para realizar ensayos con pequeñas cantidades de liquido 4. Sirve para medir masas 7. Papel que se usa para filtrar.

C. Marque con una X la respuesta correcta:

C.1. ¿Cómo mediría 2,5 ml de agua?

a. Con una pipeta graduada de 5 ml de capacidad

b. Con una probeta de 30 ml de capacidad


67

c. Con una pipeta de 5ml de doble enrace

C.2. Para medir la masa de un objeto sólido emplearía:

a. Un vidrio de reloj

b. Una probeta

c. Un erlenmeyer

C.3. Para sujetar un embudo utilizaría:

a. Agarradera

b. Aro metálico

c. Trípode

C.4. El material aforado mide:

a. Varios volúmenes

b. Sólo un volumen

c. Ninguna es correcta

C.5. Se necesita fundir un sólido a altas temperaturas, qué utilizaría:

a. Un vaso de precipitado

b. Un vidrio de reloj

c. Cápsula de porcelana

C.6. Se necesitar medir 5 ml de ácido con una pipeta, cómo pipetearía?:

a. Utilizando la boca

b. Utilizando el dedo índice de la mano

c. Utilizando una propipeta

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO: PICTOGRAMAS SOBRE SEGURIDAD

Es conveniente conocer los datos de peligrosidad de reactivos de disolventes que de forma resumida se recogen en los siguientes pictogramas. Completar el siguiente cuadro referente a algunos pictogramas que puede encontrar en el laboratorio indicando además, su significado, precauciones y ejemplos

Símbolo

Significado

Peligro

Precaución

Ejemplo de sustancias


68

Sustancias que por inhalación, ingestión o penetración cutánea pueden entrañar riesgos para la salud

Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano


69

Sustancias que por inhalación, ingestión o penetración cutánea pueden entrañar graves riesgos para la salud

Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano y en caso de malestar acudir al médico

Producen efectos nocivos de poca trascendencia

Evitar contacto e inhalación de vapores

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO (TPL) N° 2.

DENSIDAD DE SÓLIDOS Y LIQUIDOS

La densidad (δ) de un cuerpo se define como la masa (m) por unidad de volumen (V).

Para un cuerpo homogéneo (es decir, aquel para el cual sus propiedades son iguales en todas sus

partes), la densidad es una característica de la sustancia de la que el mismo está compuesto. La

densidad es una típica magnitud intensiva, es decir, una magnitud que no depende de la cantidad de

materia que compone al cuerpo, sino sólo de su composición.

Otros ejemplos de magnitudes intensivas son la temperatura, la presión, etc. A diferencia de las

magnitudes intensivas, las magnitudes extensivas son aquellas que varían en forma proporcional a la

cantidad de materia que constituyen el cuerpo. A esta última categoría corresponden la masa, el peso,

el volumen, el número de moléculas, etc. Cada sustancia pura tiene una densidad que es característica

de la misma. Por ejemplo, todos los objetos de oro puro tienen la misma densidad (δ Au = 19.3 g/cm3),

lo mismo ocurre con el aluminio (δ Al = 2.7g/cm3), el hierro (δ Fe = 7.8 g/cm3), el agua a una dada

temperatura (δ H2O = 1.0 g/cm3, a 20° C). Esto significa que la densidad es una propiedad muy útil para

saber en forma fácil y rápida de que está hecho un objeto.

Tabla de densidades de algunas sustancia

SUSTANCIA DENSIDAD(g/ml)

Aluminio 2.698

Plomo 11.34

http://labquimica.files.wordpress.com/2010/04/clip_image002.gif




70

Cinc 7.133

Cobre 8.94

Hierro 7.87

Estaño 7.30

Bronce 8.90

PROCEDIMIENTO:

A. MEDICIÓN DE DENSIDAD DE SÓLIDOS:

1. Determinar la masa de los siguientes metales: Fe, Cu, Pb, Sn, utilizando una balanza electrónica y

registrar dicho valor (lo llamaremos m), en la tabla.

2. Colocar agua en una probeta, de tamaño adecuado, hasta la mitad de su capacidad y medir el

volumen inicial de líquido (lo llamaremos Vi). Para medir el volumen con la probeta considerar el

siguiente esquema:

3. Sumergir con cuidado, inclinando la probeta, la pieza metálica dentro del líquido y volver a medir el

volumen final (lo llamaremos Vf).

4. Medir la temperatura del agua con un termómetro.

5. Calcular la densidad del sólido según la siguiente expresión:

6. Buscar en tablas el valor de densidad del metal (lo llamaremos δt)

7. Calcular el error absoluto de la medida. Aplicar la siguiente fórmula:

8. Calcular el error relativo porcentual cometido en la determinación:

9. Volcar los resultados en la tabla siguiente: Sustancia Masa(m) Vi(ml) Vf(ml) temperatura Densidad(g/ml) Densidad

de tabla

Error

Absoluto

Error

Porcentual

Fe

Cu

Pb

http://labquimica.files.wordpress.com/2010/04/clip_image010.jpg

http://labquimica.files.wordpress.com/2010/04/clip_image012.jpg






71

Zn

B. MEDICIÓN DE DENSIDAD DE LÍQUIDOS Y MEZCLAS DE LÍQUIDOS:

Las disoluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación.

La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Bastantes

propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente de la concentración. Se va a proceder a

determinar la densidad de distintas soluciones acuosas.

PROCEDIMIENTO 1

a. Pesar una probeta de 100 ml vacía en una balanza electrónica, anotar ese valor (mVACIO).

b. Colocar en la probeta, con cuidado de no derramar nada, 100 ml de la solución acuosa de NaCl (sal

de mesa) correspondiente. Anotar el valor (mLLENO)

c. Calcular la densidad de la solución según la siguiente fórmula:

d. Medir la temperatura.

e. Volcar los datos en la siguiente tabla:

Concentración

de

NaCl (%)

Densidad(g/ml)

5 %

10%

15%

20%

Temperatura:…….

¿Qué ocurre con la densidad a medida que aumenta la concentración de sal?

…………………………………………………………………………………………………………

Realizar un gráfico de la densidad en función de la concentración de NaCl. Coloque en el eje “x” la

concentración del NaCl, y en el eje “y”, la densidad de la solución. Adjunte el gráfico realizado a la

presente guía.

PROCEDIMIENTO 2

a. Repetir el procedimiento anterior, pero empleando soluciones de alcohol etílico o etanol en agua de

distintas concentraciones.

b. Medir la temperatura del líquido.

c. Repetir el experimento utilizando alcohol etílico puro.

d. Volcar los resultados en la tabla siguiente.

Concentración de

etanol (%)

Densidad

(g/mL)




72

0 (puro)

20 %

40 %

60 %

80 %

100%

Temperatura:…………

e. Realizar un gráfico de la densidad en función de la concentración de etanol. Coloque en el eje “x” la

concentración del etanol, y en el eje “y”, la densidad de la solución. Adjunte el gráfico realizado a la

presente guía.

¿Qué se observa en el gráfico?

C. Densidad de líquidos usando densímetros:

a. Opere según instrucciones del profesor para determinar nuevamente la densidad del agua y del

alcohol etílico.

b. Anote los resultados en el cuadro.

Líquidos Densidad(g/ml)

Agua

Alcohol



73

TRABAJO PRÁCTICODE LABLORATORIO (TPL) N° 3

SISTEMAS MATERIALES. SEPARACION DE FASES

INTRODUCCIÓN

Las sustancias puras se caracterizan porque tienen una composición fija y no pueden separarse por métodos

físicos en otras sustancias más simples. Un sistema material es una mezcla de dos o más sustancias puras, de

composición variable y en el que sus componentes pueden separarse por métodos físicos.

Las mezclas o sistemas materiales se clasifican en heterogéneas cuando constan de dos o más fases y sus

componentes pueden identificarse a simple vista o con ayuda de un microscopio. Las homogéneas son las

llamadas comúnmente soluciones, en las que se observa una sola fase en la que todas las propiedades químicas y

físicas son idénticas.

Fase: es cada uno de los sistemas homogéneos que componen un sistema heterogéneo, separados por superficies

de discontinuidad, denominadas interfases. Un sistema heterogéneo puede ser bifásico, trifásico, tetrafásico, etc.

Por ejemplo, supongamos tener un sistema material formado por agua, arena, aceite, 2 clavos de hierro y 2

cubos de hielo: es un sistema heterogéneo formado por 5 fases (hielo, aceite, agua, hierro, arena) y 4

componentes

( agua, aceite, hierro y arena)

Para la separación de mezclas en el laboratorio se emplean distintos métodos que dependen de las características

de la mezcla a separar. Así, para mezclas homogéneas puede emplearse destilación, evaporación, cromatografía,

extracción o cristalización. Para sistemas heterogéneos puede usarse decantación, imantación, tamización,

filtración, sublimación, centrifugación o disolución seguida de filtración. En esta secuencia de actividades los

alumnos deberán seleccionar el método más adecuado para separar las mezclas dadas en el laboratorio.

EXPERIENCIA Nº 1:

a. Colocar en un vaso de ppdo. unos gramos de arena y sulfato cúprico triturado. Mezclar bien

con la varilla. Observar el sistema obtenido.

Sistema………….. Fases……… Componentes……………

b. Agregar unos mI de agua destilada, calentar suavemente y agitar con la varilla hasta

disolver todo el sulfato cúprico. Método de separación:………………………………

c. Retirar el mechero y dejar reposar el sistema. Observar.

S………… F………C………Separa el sistema. Método de separación………………

d. Colocar el líquido en una capsula de porcelana o cristalizador sobre tela metálica y calentar

hasta ebullición el tiempo necesario hasta que el volumen se reduzca, dejar enfriar.

Observar.

S…………………….F…………………..C………………………….

Método de separación………………………………………………..

EXPERIENCIA Nº 2:

a. Mezclar en un vaso de ppdo. arena seca con una pequeña cantidad de yodo. Observar el

sistema obtenido.

S…………….F……………C…………………

b. Colocar el vaso sobre tela metálica y taparlo con el balón de 250 ml lleno con agua.

c. Calentar suavemente hasta que se observen vapores violáceos del yodo. Observar la base

del balón.

Método de separación:…………………………………………………

EXPERIENCIA Nº 3:

a. Colocar agua destilada en una ampolla de decantación y agregar una pizca de permanganato

de potasio.


74

S……….F……….C………..

b. Adicionar un solvente hasta completar la mitad del volumen de la ampolla. Agitar

enérgicamente y luego dejar en reposo.

S…………………F…………………C………………

c. Observar. Una vez que reaparecen las dos capas líquidas, proceder a la separación,

utilizando vasos de pp.

d. Método de separación…………………………………………

EXPERIENCIA Nº 4:

a. Mezclar azufre-hierro dada sobre una hoja de papel. S……..F……..C…….

b. Pasar por debajo del papel un imán. Repetir hasta separar la mayor cantidad posible de

hierro. Método de separación:…………………………………………………………

c. Colocar una pequeña porción de la mezcla (con poca cantidad de hierro), en un tubo de

ensayo y agregar 5 cm3 de kerosene y agitar.

d. Calentar cuidadosamente a baño maría durante dos minutos, sosteniendo el tubo con pinza

de madera. Decantar el hierro, y recoger el líquido en dos tubos de ensayo pequeño. Enfriar

uno de ellos en forma brusca sumergiéndolo en baño de agua-hielo y el otro a temperatura

ambiente. Observar los cristales de azufre y comparar.

EXPERIENCIA Nº 5:

Separación de los componentes de la tinta de un bolígrafo por cromatografía

en papel(CP)

El ensayo de cromotografía en papel es una técnica de laboratorio para separar las sustancias

que forman una mezcla. En esta experiencia la usaremos para observar los distintos pigmentos

que forman una tinta color negro.

El solvente (agua) asciende por el cono, llega al papel de filtro y comienza a extenderse

alrededor del orificio en forma radial arrastrando los distintos pigmentos que forman la tinta

negra.

Como no todas las moléculas que forman los pigmentos son iguales ni el tamaño ni en

composición química, son arrastradas por el solvente con distinta velocidad y al cabo de un

momento se puede observar la formación de círculos de colores, correspondiente a los distintos

pigmentos que se han mezclado para fabricar la tinta.

PROCEDIMIENTO:

a. Agregar en el vaso de plástico agua hasta la mitad

b. Tomar un trozo de papel de filtro y dibujar con el marcador negro una circunferencia

alrededor del orificio central.

c. Con el papel de filtro más pequeño armar un cono e introducir la punta por el orificio del

trozo de la circunferencia dibujada, tratando que quede ajustado

d. Colocar el conjunto sobre la boca del vaso de café, de manera que la parte inferior del cono

quede sumergida en el líquido y observar qué sucede cuando el agua alcanza la

circunferencia (Este asciende por el cono y al llegar al orificio se distribuye radialmente

arrastrando los distintos pigmentos que forman la tinta color negro)

e. Recortar 3 rectángulos de papel cromatográfico de 1 cm de ancho por 15 cm de largo.

f. Pintar con lápiz una línea base a un centímetro de distancia del borde inferior.

g. Con un aguja, colocar una pequeña gota con la tinta de un bolígrafo en cada línea base y

deja secar.


75

h. Enumerar 2 tubos de ensayo y colocarlos en la gradilla. A cada uno colocar 2 ml de los

siguientes disolventes: acetona y etanol. Colocar un papel cromatográfico por cada

disolvente, como se muestra en la siguiente figura:

i. Dejar que el disolvente suba a través del papel cromatográfico por capilaridad

arrastrando parte de la tinta según avanza. Una vez que se haya completado la subida

del disolvente (parar a 1 cm del final) se habrá obtenido una separación de los

diferentes colorantes que forman parte de la tinta del bolígrafo.

j. ¿Podemos afirmar que la tinta es una mezcla? ¿Por qué?

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO (TPL) Nº 4.

SITEMAS COLOIDES

En la experiencia de laboratorio se plantearon 3 sistemas diferentes para representar los tipos de

mezclas posibles de acuerdo con el tamaño de partículas involucradas. Soluciones verdaderas

(homogéneas), suspensiones (mezclas heterogéneas) y por último suspensiones coloidales también

denominada dispersiones coloidales.

En una Solución Verdadera, también llamado sistema homogéneo, las

partículas de soluto consisten en moléculas o iones individuales, imposibles de

distinguir a simple vista. Inclusive no pueden verse con la ayuda de una lupa o

un microscopio. El diámetro de las partículas de una solución es inferior a 1 nm

y por tanto, las soluciones no presentan el efecto Tyndall. Las soluciones no

sedimentan, sus componentes no pueden separarse mediante el procedimiento

mecánico de sedimentación. Las soluciones atraviesan los filtros y, por tanto, no

es posible separar sus componentes mediante filtración.

Una Suspensión, también llamado sistema heterogéneo, posee una composición

no uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes. Está

formada por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas en forma

desigual.

Los componentes de una mezcla heterogénea pueden separarse fácilmente. Se

considera una suspensión cuando el tamaño de las partículas de la fase dispersa

es mayor a 1000 nm (1 micrón). Las partículas se depositan con el tiempo. Al

separarse, quedan las dos fases bien diferenciadas. Aquí no ocurre efecto

Tyndall, debido a que las partículas son los suficientemente grandes para

decantar, las fases se

separan.

Arena y agua

http://i1357.photobucket.com/albums/q742/Experiemntal_Equipo_6/Screenshot2013-02-10atSunday10February2013113457AM_zps24ac16f6.png


76

Las Dispersiones Coloidales, son un sistema formado por dos o más fases, una

continua normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas,

generalmente sólidas. La fase dispersa es la que se halla en menor proporción y

el tamaño de partícula se encuentra entre 1 y 1000 nm. Normalmente la fase

continua es líquida, pero pueden encontrarse coloides cuyos componentes se

encuentran en otros estados de agregación. Las dispersiones coloidales estables,

no decantan, por lo que una vez formadas, presentan efecto Tyndall, ya que las

moléculas o partículas de la fase dispersa, producen la dispersión del rayo de

luz.

Arcilla y agua

PROCEDIMIENTO:

1. Tomar cuatro tubos de ensayo y colocar en cada uno respectivamente:

Tubo A: Sal

Tubo B: Clara de Huevo

Tubo C: Arena

Tubo D: arcilla

2. A cada tubo agregar con pipeta 4ml de agua y agitar. Esperar un minuto.

3. Observar y anotar que ve a simple vista. (¿el soluto se disuelve?¿hay precipitado? ¿Es homogéneo o

heterogéneo? ¿Cuál piensa que puede ser solución?)

4. Verificar las propiedades de cada uno:

A. EfectoTindall:

A.1. Definir el efecto Tindall.

A.2. Hacer pasar un haz de luz a través de cada uno de los tubos de ensayo. ¿Qué observa en cada uno?

B. Filtrabilidad:

B.1. Hacer pasar cada una de las mezclas por un filtro.

B.2. Esquematizar el equipo de filtración.

B.3. Anotar qué observa. ¿Cuál de las mezclas se pudo separar el soluto del solvente?

5.¿ Cuál de los tubos es coloide, suspensión o solución?. Explicar. Completar el siguiente cuadro:

Propiedad Solución Coloide Suspensión

Tamaño de

partícula 0.1-1.0 nm 1-100 nm > 100 nm

Homogeneidad

Sedimentación en

filtro común

Filtrabilidad

Efecto Tindall.

Ejemplos


77

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO (TPL) Nº 5

FORMACION DE ÓXIDOS, HIDROXIDOS y ÁCIDOS. DESCOMPOSICIÓN DE ÓXIDOS

BÁSICOS.

Objetivos:

Propiciar la formación de óxidos básicos y óxidos ácidos, formación de hidróxidos y

descomposición de óxidos básicos en forma experimental.

Expresar las reacciones experimentales en las ecuaciones químicas correspondientes

Verificar la acidez y/o basicidad de los productos.

INTRODUCCION:

Se denominan OXIDOS a la combinación de un metal o de un no metal con oxígeno

molecular. Se obtienen ÓXIDOS BÁSICOS de la combinación de un metal con oxigeno y ÓXIDOS

ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS, de la combinación de un no metal con oxigeno.

Se puede formar luego un HIDRÓXIDO Por la adición de agua al óxido básico y un ÁCIDO

por la adición de agua a un óxido ácido u anhídrido

El carácter ácido y/o básico de las soluciones obtenidas se puede verificar con el uso de papel

de tornasol, indicador ácido-base. Su uso se fundamenta en el hecho que el indicador es una sustancia

colorida capaz de existir en forma de ácido o base, esto es, las dos forma son de diferente color. En el

caso del tornasol, cambia de color cerca de un pH igual a 7, siendo de color ROJO a un pH menor o

igual a 5 (ácido) y AZUL a un pH igual o mayor a 8 (Básico).

Otro indicador muy utilizado es la fenolftaleína, incoloro, que en presencia de un medio básico

se torna de COLOR ROSA y en medio ácido permanece INCOLORO.

MATERIAL:

- Dos frascos con tapa, uno perforado. - Cuchara de combustión.

- Pinza de metal - Embudo.

- Papel de filtro. - Gradilla con 6 tubos de ensayo.

- Mechero.

SUSTANCIAS:

- Cinta de magnesio - Azufre en polvo.

- Agua destilada. - Papel tornasol rojo y azul.

- Solución de fenolftaleína. - Oxido mercúrico

PROCEDIMIENTO:

Experimento 1: Obtención de un óxido básico y del correspondiente hidróxido.

a) Disponga el frasco destapado y en sus proximidades un mechero encendido. Tome con la pinza

por un extremo una cinta de magnesio de unos 4 cm enroscada. Observe las características de

este metal. Acerque su extremo libre a la llama y cuando comienza la combustión sin pérdida

de tiempo introdúzcala en el frasco manteniéndola a la altura del primer tercio inferior todo el

tiempo necesario para lograr su total combinación con el oxígeno. Observe los caracteres del

compuesto formado.

b) Introduzca en el frasco donde tuvo lugar la combustión del magnesio, unos 10 ml de agua

destilada (previamente asegúrese que sea neutra), y proceda a agitar intensamente para que

entre en contacto con el óxido depositado en el fondo y paredes de dicho recipiente. Luego

pase este líquido por papel de filtro de modo que el filtrado se distribuya entre tres tubos de

ensayo que numerará con 1, 2 y 3; utilizando en esta operación un embudo de vidrio que irán

colocando sucesivamente en dichos tubos. A continuación proceda como sigue:


78

- En tubo 1: Coloque un trozo de papel de tornasol azul.

- En tubo 2: Coloque un trozo de papel de tornasol rojo.

- En tubo 3: Agregue unas gotas de fenolftaleína.

Experimento 2: Obtención de óxido ácido y del correspondiente oxácido.

a) Prepare el otro frasco, encienda el mechero y coloque azufre en polvo en una cuchara de

combustión. Acérquela a la llama y cuando se inicia la combustión introdúzcala rápidamente en

el recipiente tapándolo con la tapa perforada de modo que el mango de la cuchara pase por

dicha perforación y pueda ser sostenido del exterior mientras dure la combustión del azufre.

Observe el fenómeno y trate de caracterizar al nuevo producto formado. Terminada la reacción

debe reemplazarse la tapa perforada por otra que asegure un cierre hermético.

b) En el frasco que contiene el producto de la oxidación del azufre introduzca con cuidado 20 ml

de agua destilada (neutra) tratando que escape la menor cantidad posible de gas. Tape de

inmediato y agite intensamente para que líquido y gas entren íntimamente en contacto.

Recoja en tres tubos de ensayo numerados con 1, 2 y 3.

- En tubo 1: Coloque un trozo de papel de tornasol azul.

- En tubo 2: Coloque un trozo de papel de tornasol rojo.

- En tubo 3: Agregue unas gotas de fenolftaleína.

Observe lo que pasa en cada tubo, compare las experiencias y saque sus conclusiones.

Experimento 3: Descomposición de un óxido básico.

a) Tome con una pinza de madera un tubo de ensayos por su extremo. Introduzca unos pocos

gramos de óxido mercúrico dentro del tubo de ensayos. Observe las características de este

compuesto. Acerque el fondo del tubo a la llama, observe y anote los cambios producidos en el

compuesto y la aparición de gotitas de mercurio en las paredes del tubo de ensayos.

Retire el tubo de ensayos de la llama, déjelo enfriar y observe los cambios que se producen dentro

del mismo.

ELABORACIÓN DEL INFORME: El informe debe contener la siguiente información:

1- Características más notables del magnesio.

2- Ecuación química correspondiente a la combustión del magnesio.

3- Reacción que se produce cuando el óxido de magnesio entra en contacto con el agua y

características del producto

4- Ecuación correspondiente a la formación del Mg(OH)2. Qué pasa en cada tubo y como

interpretas este comportamiento?

5- La ecuación que interpreta la reacción con que iniciamos el experimento 2 y

descripción del producto formado en esta reacción.

6- Cómo se identifican los óxidos ácidos

7- La ecuación correspondiente a la última reacción, qué sucede en cada tubo y como se

interpreta este comportamiento

8- Identificar si la reacción es reversible o irreversible.

cuaderno de cátedra ingreso 2020exactas.unca.edu.ar/ingres/2020/05-quim-p-quim.pdf ·...

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