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UNIVERSIDAD NACIONAL DE CATAMARCA

FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES

QUÍMICA GENERAL I

CARRERAS

TECNICO QUIMICO

PROFESORADO EN QUIMICA

LICENCIADO EN QUIMICA

Prof. Titular: Prof. Susana Fiad

Prof. Adjunto: Prof. Elvira Lema

Ayte: Prof. Anabella Quevedo

AÑO 2017

Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Carreras: Técnico, Profesorado y Licenciatura en Química Cátedra: Química General I Año: 2017

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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.

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,

actividades de ejercitación y propuestas, 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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Tema 1: Conceptos Básicos Química: objeto .Método Científico. Materia. Propiedades físicas y químicas Propiedades extensivas e intensivas. Estados de la materia. Cambios de estado. Sistemas Materiales: clasificación. Fase. Componente. Sistemas homogéneos: solución y sustancia pura. Sistemas heterogéneos. Métodos de separación de fases y Métodos de fraccionamiento. Sustancias simples y compuestas. El agua: importancia biológica. Propiedades del agua. Ciclo del agua. Alotropía. Variedades alotrópicas. Elementos químicos: clasificación y símbolos.

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:

La Ciencia Química istemas Materiales

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.


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Las principales características de la materia son:

Es ponderable (posee masa)

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

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.


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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

Los estados físicos o de agregación de las sustancias, conocidos hasta hoy, son:

sólido, líquido, gaseoso, plasma y cubo de hielo cuántico.

Los estados de la materia que se encuentran en la naturaleza son sólidos, líquidos y

gaseosos, y 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 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.

En la naturaleza a la materia la encontramos en los siguientes estados:

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.


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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 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.


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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.

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.

Volatilización Fusión Vaporización Solidificación Licuación o Condensación Sublimación

SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO o VAPOR

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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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

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.


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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).


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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.

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.

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

la Tierra.

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


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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.

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 Sustancias Puras

Simples Na, Cl2, H2, O2, S


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Homogéneos 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).

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).


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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

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.

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

homogéneo "no" fraccionable.


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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

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


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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)

Según su composición química:

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

carbono).

http://definicion.de/ebullicion/


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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


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Elemento. El camino inverso, el de la síntesis química, nos permite llegar a obtener

sistemas materiales compuestos a partir de elementos.

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


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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.

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


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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:

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

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

Hay pérdida de calor. No hay

evaporación.


19


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.

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.

No se pierde calor ni temperatura.

Sistema disperso o mezcla es todo sistema material formado por más de una sustancia,

en proporciones no definidas.


20

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

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.


21

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

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.

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)


22

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 +


23

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

Sistemas dispersos

Dispersiones

Soluciones verdaderas

Groseras

Finas

Coloidales

Emulsiones

Suspensiones


24

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.

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 el líquido del sólido de una solución. 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


25

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

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

que requiere de un dispositivo adicional llamado corrientemente columna de

fraccionamiento:

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.


26

Fig. 3 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


27

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

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.


28

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.

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).


29

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 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.

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.


30

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

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


31

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 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


32

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

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


33

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.

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.

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


34

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

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.


35

Cantidad Básica Nombre de la Unidad Símbolo

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

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

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


36

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 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.

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:


37

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

Resolución:

50 m3 . (100𝑐𝑚)3

(1𝑚)3 =

50𝑚3.1000000𝑐𝑚3

1𝑚3= 50000000 cm3

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

Resolución:

1,42𝑔

𝑐𝑚3x1𝑘𝑔

1000𝑔x

(100𝑐𝑚)3

(1𝑚)3 =1,42𝑔

𝑐𝑚3x1𝑘𝑔

1000𝑔x

1000000 𝑐𝑚3

1𝑚3 =1420kg/m3


38

Introducción Teórica:

Para comprender los fenómenos químicos que es necesario saber interpretar los, 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: "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

Fórmulas y Nomenclatura de la Química Inorgánica


39

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

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

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

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).

Plata, Ag (argentum).

Estaño, Sn (stannm).

Oro, Au (aurum).

Mercurio, Hg (hidragiros).

Azufre, S (sulphurium).


40

Potasio, K (kalium).

Hierro, Fe (ferrum)

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 oxigeno 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:

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)

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


41

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.

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

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

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


42

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

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

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

escribían y nombraban las sales:


43

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:

M1O2

Donde


44

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


45

NA: Oxido Aúrico

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


46

NM: Monohidróxido de oro

NS: Hidróxido de oro (I)

Au2O3 + 3H2O 2 Au(OH)3

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


47

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

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)


48

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.

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.


49

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

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


50

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:

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

H2SO4

HBrO4


51

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.

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


52

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

a) Hidruros metálicos: formados por un metal, generalmente del grupo I o 11 de la tabla

periódica 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 oxigeno 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

HNO3 Nítrico NO3- Nitrato

HCl Clorhídrio Cl- Cloruro


53

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


54

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.


55

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 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.


56

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

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


57

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 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


58

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


59

TRABAJOS PRACTICOS

DE AULA

(TPA)


60

Trabajo practico N°1 1) Teniendo en cuenta las modificaciones que sufren los siguientes sistemas,

clasifíquelos como cambios físicos o químicos: a) Oxidación de una varilla de hierro. b) Congelamiento de una masa de agua. c) Corte de una lámina de vidrio. d) Cocción de un alimento e) Digestión de un alimento. f) Secado de una placa de cemento

2) Indique cuáles de las siguientes características corresponden al estado gaseoso.

a) Tiene volumen propio y adopta la forma del recipiente que lo contiene. b) No tiene forma propia y es incompresible. c) Tiene fluidez y es compresible

3) Demuestre cuando una propiedad es intensiva o extensiva empleando métodos

gráficos. Para lograrlo. a) Calcule la masa de diferentes cubos de plata sabiendo que la densidad de la

plata a 20°C es 10,5g/cm3.

Volumen del cubo de plata (cm3)

Masa del cubo de plata (g)

1

2

3

4

5

b) Grafique densidad (eje Y) en función de la masa (ejeX), usando papel milimetrado, d=f(m).

c) Grafique el volumen en función de la masa usando papel milimetrado, v=f(m). d) ¿Qué conclusiones extrae de los gráficos?. ¿Qué c e) Tipo de propiedades son la densidad y el volumen?.

4) Subraye con una línea todas las propiedades físicas y con dos líneas a las

transformaciones químicas que se refieren en el siguiente enunciado:

“La temperatura del terreno es un factor importante para la maduración

de las naranjas, porque ella afecta la evaporación del agua y la humedad

del aire circundante” .

5) Identifique si las siguientes propiedades son extensivas (PE) o intensivas (PI):

a. La temperatura a la cual se derrite el hielo; b. El color del cloruro de níquel c. La energía producida cuando se quema 1 mol de gas metano d. El costo de 1 m de lona


61

e. La dureza del diamante f. el color de la miel g. La masa de una torta h. La densidad de del alcohol 6) Los puntos de fusión y ebullición de una sustancia son respectivamente -20ºC y

70ºC. Indicar cuál es su probable estado de agregación a:

a) 0ºC

b) 100ºC

c) -30ºC 7) Indicar como aislaría los componentes de los siguientes sistemas:

a) Agua y arena

b) Telgopor y mármol en trozos

c) Agua salada y aceite

d) Limaduras de hierro, clavos de cobre, clavos de aluminio y arena

e) Vidrio molido, naftalina en polvo y corcho 8) Calcule la densidad de una esfera de 1500 mg que tiene un radio de 0,21 cm.

NOTA: el volumen de una esfera es 𝑉=4/3𝜋𝑅3. 9) Una masa de hierro de 19,65 g se coloca en una probeta con 25 ml de agua y el

nivel asciende a 27,5 ml. ¿Cuál será la densidad del hierro?

10) Marcar la opción correcta. Una solución es:

a-Un sistema material polifásico

b-Un sistema material no fraccionable

c-Un sistema material que por descomposición da dos o más sustancias simples

d-Un sistema material homogéneo fraccionable

e-Un sistema material que por descomposición da dos o más sustancias compuestas

11) Marcar la opción incorrecta

a-El movimiento de las moléculas, átomos o iones está restringido en un sólido

b-En los gases predominan las fuerzas de repulsión sobre las de atracción, debido a la Energía cinética de las partículas

c-En los sólidos amorfos las partículas están ordenadas regularmente

d-En los gases la distancia intermolecular es muy grande e-Los gases no poseen volumen propio 12) Marcar la opción correcta. Un sistema material formado por agua líquida, hielo,

arena y limaduras de hierro


62

a-Tiene 4 fases y cuatro componentes

b-Tiene 3 fases y cuatro componentes

c-Tiene 3 fases y tres componentes

d-Tiene 4 fases y tres componentes

e-Ninguna es correcta

13) 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 m2

1,23Kg a g

100mm a Km

0,0048 ml a µl

1,2Gm a m

4000µg a g

4000µg a Kg

34Mm a pm

120 L a nl

0,000121s a µs

1,23Tg a g

14) Encuentre el volumen ocupado por 6,7g de:

a) Helio cuya densidad es 0,000016 g/cm3

b) Benceno cuya densidad es 0,88 g/cm3

c) Oro cuya densidad es 19,05 g/cm3

15) Expresar las siguientes magnitudes en notación científica:


63

a) 3200 m

b) 0,00007 s

c) 555,3 cm2

d) 60200000000000000 litros

16) Complete el siguiente cuadro:

a) 1x10-2

b) 0,00023

c) 1x10-5

d) 000059

e) 178000000

f) 5,1x10-7

g) 3,19x108

17) Dadas las siguientes propiedades de la materia:

I) Tiene moléculas con gran movilidad y libertad de movimientos II) Es muy compresible III) Tiene distancias intermoleculares grandes IV) Tiene volumen propio pero no forma V) Tiene moléculas en posiciones fijas Indique la opción correcta: a) Solo I, II y IV corresponden a propiedades del estado gaseoso. b) Solo V corresponde a una propiedad del estado sólido. c) Solo III corresponde a una propiedad del estado líquido. d) Solo IV y V corresponden a propiedades del estado sólido.

18) Para un sistema que está formado por 8 g de limaduras de hierro, 5 g de azufre en polvo, 30 g de sal fina y 150 ml de agua:

a) Dibújelo b) Clasifíquelo c) Indique número de fases y cuales son d) Indique número de componentes y cuales son. e) Calcule su composición centesimal f) Indique los métodos para separarlo

19) Calcule la composición centesimal en peso del aire, sabiendo que 5 g contienen: 3,78g de nitrógeno, 1,1525 g de oxígeno; 0,0025 g de dióxido de carbono y 0,065 g de argón. ¿Cómo se clasifica el sistema aire y por qué?. 20) Para un sistema que está formado por 23 ml de alcohol y 150 ml de agua (d H2O 1g/ml; d alcohol 078g/ml) a) Dibújelo b) Clasifíquelo


64

c) Indique número de fases y cuales son d) Indique número de componentes y cuales son. e) Calcule su composición centesimal f) Indique los métodos para separarlo

21) Lea las siguientes descripciones del elemento bromo e indique cuales de las propiedades son físicas y cuales son químicas. El bromo es un líquido marrón rojizo que hierve a 58,9 °C y se congela a –7.2 °C. La densidad del líquido a 20°C es de 3,12 g/mL. El líquido corroe metales fácilmente, y reacciona rápidamente con aluminio metálico para formar bromuro de aluminio. 22) a) El diámetro de un átomo de bromo es de 2,3 x 10-8 cm. Exprese esta distancia en picómetros. b) Los océanos contienen aproximadamente 1,35 x 109 km3 de agua exprese este volumen en litros. c) Una persona sana tiene alrededor de 200 mg de colesterol en 100 mL de sangre. Si el volumen total de sangre en un persona es de 5 L ¿cuántos gramos de colesterol total contiene la sangre de este individuo?. 23) Un recipiente cilíndrico con radio r y altura h tiene un volumen de V=πr2h. a) Calcule el volumen en centímetros cúbicos de un cilindro con radio de 16,5 cm y una altura de 22,3 cm. b) Calcule el volumen en metros cúbicos de un cilindro de 6,3 pies de altura y 2 pies de diámetro,(1 pie=29,3cm). c) Calcule la masa en kilogramos de un volumen de mercurio igual al volumen del cilindro sabiendo que la densidad del mercurio es de 13,6 g/cm3.


65

Trabajo Práctico de Aula TPA N°2

1) Completar con nombre y clase a los compuestos binarios de la siguiente tabla:

Formula Nombre Clase

K2O

MgO

PbO2

P2O5

HgO

NO

SiO2

Co2O3

Cl2O7

CoO

SnO

MnO2

I2O

CrO

N2O

MnO3

K2O2

H2Se

HI

NH3

SiH4

SnCl4

Al2S3

FeBr2

NaCl

NaCl

CuF2

2) Formular y clasificar los compuestos binarios de la siguiente tabla:

Nomenclatura Formula Clase

óxido de mercurio(I)

anhídrido hipobromoso

Dióxido de platino

óxido de niquel(II)

anhídrido nítrico

óxido manganoso

monóxido de bario

trióxido de di cromo

óxido de bromo(V)

óxido de yodo(VII)

anhídrido sulfúrico

Tetroxido de di nitrógeno


66

Peróxido de calcio

Monóxido de nitrógeno

Cloruro de fósforo (III)

Fluoruro de calcio

Nitruro de manganeso (II)

Fluoruro cromico

Hidruro de hierro (III)

Sulfuro de cesio

Hidruro platínico

Dihidruro de cobalto

Ácido sulfhidrico

3) Clasifique y nombre los siguientes compuestos:

Cu (OH)2

Pb(SO4)2

NaOH

Ni(OH)3

HgOH

Na2 SO4

Hg (NO3)2

MnCO3

Fe (NO2 )3

K2Cr2O7

H2SO4

HIO

HClO3

HPO3.

H2CO4

CaSO4

Al2(SiO3)3

CoCl2

Na2CO3

Ca3(PO4)2

KHCO3

4) Escriba la ecuación deformación de los siguientes compuestos:

i. acido clórico

ii. acido sulfuroso

iii. acido sulfhídrico

iv. acido pirofosfórico

v. hidruro de litio

vi. fosfato de calcio


67

vii. oxido plúmbico

viii. hidróxido de zinc

ix. acido clorhídrico

x. ácido perbrómico

xi. acido metasiliciso

xii. yoduro ferroso

xiii. hipoclorito de sodio

xiv. nitrato de plata

xv. anhídrido periódico

xvi. sulfito ácido de calcio

xvii. bromato básico mercúrico

xviii. permanganato de potasio

xix. dicromato crómico

5) Realice la disociación de los siguientes compuestos y escriba su nombre

H2SO4

AgNO3

Cu(OH)2

Fe(CO3)3

CaF2

HCl

NaCl

K2Cr2O7

H4P2O7


68

6) Dadas las siguientes reacciones, indicar los nombres de los compuestos formados.

Escribir las correspondientes ecuaciones y ajustarlas

Trióxido de Dinitrógeno + Agua

Óxido de Manganeso (II) + Agua

Amoníaco + Agua

Trióxido de Difósforo + 3 Agua

Pentóxido de Difósforo + 3 Agua

Monóxido de Dicloro + Agua

Heptóxido de Dicloro + Agua

Óxido de Zinc + Agua

7) En las siguientes reacciones de neutralización indicar el nombre de la sal formada Escribir

las correspondientes ecuaciones y ajustarlas

Ácido Nitroso + Hidróxido de Sodio

Cloruro de Hidrógeno + Hidróxido de Amonio

Ácido Sulfhídrico + Hidróxido de Plomo (II)

Ácido Clórico + Hidróxido de Hierro (III)

Ácido Perclórico + Hidróxido de Hierro (II)

Ácido Sulfuroso + Hidróxido de Calcio

Ácido Nítrico + Hidróxido de Cobre (II)

8) Escriba las sales que resulten de combinar los aniones con los cationes dados:

IONES Fluoruro Sulfato Sulfito Sulfuro Fosfato Carbonato

Calcio

Férrico

Ferroso

Plúmbico

Amonio


69

TRABAJOS PRACTICOS

DE LABORATORIO

(TPL)


70

TRABAJO PRÁCTICO N° 1

RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO Y DE

PICTOGRAMAS

MATERIAL DE LABORATORIO

1. Reconocer el material de laboratorio que tiene sobre la mesada

2. 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.


71

3. ¿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

c. Con una pipeta de 5ml de doble enrace

4. Para medir la masa de un objeto sólido emplearía:

a. Un vidrio de reloj

b. Una probeta

c. Un erlenmeyer

5. Para sujetar un embudo utilizaría:

a. Agarradera

b. Aro metálico

c. Trípode

6. El material aforado mide:

a. Varios volúmenes

b. Sólo un volumen

c. Ninguna es correcta

7. Se necesita fundir un sólido a altas temperaturas, qué utilizaría:

a. Un vaso de precipitado

b. Un vidrio de reloj

c. Cápsula de porcelana

8. Se necesitar medir 5 ml de ácido con una pipeta, cómo pipetaría?:

a. Utilizando la boca

b. Utilizando el dedo índice de la mano

c. Utilizando una propipeta

9.

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


72

Sustancias que por inhalación, ingestión o penetración cutánea pueden entrañar

Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano


73

riesgos para la salud

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 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.

http://labquimica.files.wordpress.com/2010/04/clip_image002.gif


74

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

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, Zn, 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).



http://labquimica.files.wordpress.com/2010/04/clip_image010.jpg


75

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

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

Densidad(g/ml)

http://labquimica.files.wordpress.com/2010/04/clip_image012.jpg







76

NaCl (%)

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)

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.



77

¿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



78

TRABAJO PRÁCTICO 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 80 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………

d. Agitar y separar el sistema. Método de

separación:……………………………………………………

e. 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…………………


79

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. S……….F……….C………..

b. Adicionar 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. Método de

separación…………………………………………

EXPERIENCIA Nº 4:

a. Extender la mezcla de 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 lo separado (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)

Una 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.


80

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.

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?

http://i1357.photobucket.com/albums/q742/Experiemntal_Equipo_6/Screenshot2013-02-10atSunday10February2013113457AM_zps24ac16f6.png


81

TRABAJO PRÁCTICO DE LABORATORIO Nº 4.

TEMA: 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

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


82

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 tres tubos de ensayo y colocar en cada uno respectivamente:

Tubo A: Sal

Tubo B: Clara de Huevo

Tubo C: Arena

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

quÍmica general i - exactas.unca.edu.arexactas.unca.edu.ar/ingres/2017/05-quim-p-quim.pdf ·...

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