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UNIVERSIDAD NACIONAL DE CATAMARCA

FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES

CURSO DE NIVELACIÓN 2016

QUÍMICA

CARRERAS

TÉCNICO QUÍMICO

PROFESORADO EN QUÍMICA

LICENCIADO EN QUÍMICA

Docente Coordinador: Lic. Susana Fiad

Docentes a Cargo del Dictado:

Prof. Susana Fiad, Prof. Elvira Lema, Prof. Anabella Quevedo

AÑO 2016

Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016

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CURSO DE INGRESO

OBJETIVOS:

Diagnosticar los conocimientos de Química Básica que el alumno ingresante posee.

Nivelar y afianzar los conocimientos de Química General e Inorgánica adquiridos en el Nivel Polimodal.

Resolver situaciones problemáticas que permitan desarrollar los contenidos de la Química propios de la escuela media con otros previstos en ingresos universitarios.

Preparar al alumno para que se inicie en el estudio avanzado de la Química.

Favorecer la Inserción del alumno en la vida Universitaria.

Estimular al alumno a emplear técnicas de estudio que faciliten la articulación en lo que respecta al aprendizaje de la Química, entre el Nivel Polimodal y el Universitario.

Nivelar los conocimientos sobre las fórmulas y nomenclatura de la Química Inorgánica adquiridos en el Nivel Polimodal e incorporar fórmulas y nomenclaturas de compuestos inorgánicos que no se desarrollan habitualmente el Nivel Polimodal y que son requeridos por los contenidos previstos en el Programa de la asignatura, Química General.

Desarrollar los procesos mentales que propendan a la construcción del conocimiento.

Desarrollar experiencias en el laboratorio.

METODOLOGÍA: se desarrollará mediante clases teórico-prácticas, clases

prácticas de aula y de laboratorio, clases de consulta, Taller, Experiencias de laboratorio y se contará con la Guía de Actividades como material impreso

CONTENIDOS:

Módulo I: Conceptos Básicos de Química Química: objeto .Método Científico. Materia. Propiedades físicas y químicas Propiedades extensivas e intensivas. Estados de la materia. Sistemas. Materiales. Métodos de separación de fases y Métodos de fraccionamiento. Sustancias simples y compuestas. El agua: importancia biológica. Propiedades del agua. Alotropía. Elementos químicos.

Módulo II: Fórmulas y Nomenclatura de la Química Inorgánica. Fórmulas químicas y compuesto. Valencia. Fórmulas estructurales. Normas de nomenclatura: aspectos generales, normas prácticas elementales. Empleo de prefijos numéricos. Esquemas generales de nomenclatura inorgánica Reacción química. Ecuación química. Combinaciones binarias oxigenadas: óxidos básicos, ácidos, superiores, inferiores, anfóteros, mixtos y neutros. Otras combinaciones binarias. Combinaciones ternarias y de orden superior: oxácidos, hidróxidos, sales: neutras, básicas, ácidas, dobles y mixtas.

BIBLIOGRAFIA:

Fiad,S, (2009)“Guía Teórico Práctica: Química y Técnicas de Estudio”


2

Fiad,S, (2006)“Guía Teórico Práctica. Química General”

Coronel de Arias, M. ; Galarza de Moreno D. (1997), “Guía de Trabajos Prácticos de la Cátedra de Laboratorio I”. Facultad de Ciencias Exactas y Naturales. UNCa.

-Brown.(1993) Química-La Ciencia Central. 5ta. Edición. Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana.

Brady-Humiston. (1993)Química Básica.Principios y Estructura. 2da. Edición.

Chang.( 1996) Química. 4ta. Edición. Editorial McGraw Hill.

Whitten-Gailey. (1992) Química General. Editorial McGraw Hill. 3era. Edición.

Angelini-Baumgartener y otros. (1995) Temas de Química General. Editorial Eudeba.

Long G- Henttz,F. (1991) Química General. Problemas y Ejercicios. 3era. Edición. Editorial Addison-Wesley Iberoamericana.

Teijón-García – Jiménez - Guerrero. (2000) La Química en problemas. 2da. Edición. Editorial alfaomega.

Quiñoa,E- Riguera,R. (1996). Nomenclatura y Formulación de los compuestos Inorgánicos. Unaguía de estudio y autoevaluación. Editorial McGraw Hill

ChemicalEducation Material Study.(1996) Manual de laboratorio para Química, Una ciencia Experimental. Editorial Reverté.

-Ceretti,H-Zalts,A. (2000) Experimentos en Contexto. Química. Manual de Laboratorio. 1ª. Edición. Editorial Pearson Educación.

Mills,J- Hampton,M.(1991) Microscale and macroscale experiments for General Chemistry. Editorial McGraw-Hill, Inc.

Hill;Kolb. (1999) Química para el nuevo milenio.8va. Edición. Ed.Prentice-Hall.

ANDER-EGG, EZEQUIEL (1991), El taller una alternativa para la renovación pedagógica, Editorial Magisterio del Río de la Plata.

ASTOLFI, P. (1988) El aprendizaje de conceptos científicos: aspectos epistemológicos, cognitivos y lingüisticos; Revista Enseñanza de las Ciencias, Vol. 6/N° 2, pág. 147 – 155

BELTRÁN, J. (1993), “Procesos estrategias y técnicas de aprendizaje”. Editorial Síntesis. Madrid.

BRADY, H. (1992); “Química General”, Editorial Limusa.

CERETTI , H., ZALTS, A. (2000). “Experimentos en el Contexto. Química. Manual de Laboratorio”. Pearson Educación.

DEL ROSAL, Oscar C. (1981). “La comunicación docente-disidente”. Editorial Plus Ultra.

FERRERES, V; IMBERNON, F. (1999). “Formación y actualización para la función pedagógica”. Síntesis Educación.

GARCIA HOURCADE y RODRIGUEZ de AVILA (1988) Ideas previas, esquemas alternativos, cambio conceptual y el trabajo en el aula. Revista Enseñanza de las Ciencias. Vol.6/N° 2 pág. 161 – 166.

MEDAURA, Olga. (1991). “Una didáctica para un profesor diferente”. Editorial Humanitas.

NOVAK Y GONIN, (1988). “Aprendiendo a Aprender”. Editorial Martinez Roca.


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A LOS ALUMNOS INGRESANTES A LAS CARRERAS DE QUÍMICA

Estimados alumnos:

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

el material para el desarrollo del Curso de Ingreso.

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. Por ello

la cátedra ha preparado el presente material con la finalidad de orientar al alumno en el

estudio de la materia durante esta etapa del Curso de Ingreso y favorecer la adquisición del

ritmo de estudio necesario. En la Guía se encuentran desarrollados los temas teóricos,

explicaciones detalladas para la resolución de problemas, ejemplos y actividades propuestas

de los contenidos que corresponden alCurso Introductorio y a los temas iniciales de la Química

General I, para los químicos y Química I para los de Ciencias Ambientales.

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

dedicación

La Cátedra


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

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

Método de estudio: método científico

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

Química Inorgánica Química Orgánica

Intervienen los elementos químicos pero

el carbono es poco frecuente (sólo en

Dióxido de Carbono, Monóxido de Carbono,

Acido Carbónico, Carbonatos y

Bicarbonatos).

Predominan los compuestos sencillos.

Los compuestos son solubles en

solventes polares (agua).

Los compuestos son termoestables.

Los compuestos, en general, conducen

corriente eléctrica.

Los compuestos son estables y no

inflamables.

La velocidad de reacción es rápida.

El carbono es el principal elemento. Al

combinarse con hidrógeno, oxígeno y

nitrógeno, es capaz de formar gran cantidad

de compuestos distintos.

Predominan los compuestos complejos.

Los compuestos son solubles en solventes

apolares (éter, cloroformo, benceno).

Los compuestos son termolábiles.

Los compuestos, en general, no conducen

corriente eléctrica.

Los compuestos son inestables e

inflamables.

La velocidad de reacción es lenta.

Podemos definir Materia como:

Las principales características de la materia son:

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.

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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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. o 1 mg. o cualquier otra cantidad de agua,

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

Esta cantidad expresada como hectopascales en el SI, solía expresarse en otros

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

de presión).

Estados de agregación de la materia


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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. 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


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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 la materia

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

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

concentración de partículas negativas y positivas casi idénticas, motivo por el cual es

prácticamente neutro y buen conductor de la corriente eléctrica.

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

a una temperatura próxima al 0K originando átomos ultracongelados que pierden

energía y movilidad, uniéndose en un superátomo que constituye este quinto estado

de la materia, actualmente en experimentación.

Cambio de estado: es el pasaje, de una porción de materia, de un estado de

agregación a otro por variación de la temperatura y/o de la presión (los cambios de

estado se verifican siguiendo leyes físicas características).


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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.

Analicemos la siguiente curva de calentamiento:

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

Volatilización Fusión Vaporización SolidificaciónLicuación 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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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.

Gráfico: Curva típica de calentamiento para un mol de una sustancia

Sistemas Materiales

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

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

materia.Para estudiar experimentalmente la composición o cualquier propiedad de la

materia, es necesario tomar y aislar una porción limitada de la misma a partir del medio

que nos rodea. Esa porción de materia se denomina Sistema Material.

Entre las propiedades que caracterizan a los Sistemas Materiales citaremos la

Extensión (capacidad para ocupar una parte del espacio) y la Inercia (incapacidad

de los cuerpos para salir del estado de reposo, para cambiar las condiciones de su

movimiento o para cesar en él, sin la aplicación o intervención de alguna fuerza).

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

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

material es midiendo (determinando) su Peso.

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

la Tierra.


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

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

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

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

kilogramo (Kg.)

Resumiendo:

Masa Peso

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

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

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

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

El instrumento que permite su medición es la BALANZA.

El instrumento que permite su medición es el dinamómetro.

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

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

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, se expresa en g/cm3 o g/ml para

líquidos y sólidos y en g/L para los gases.

δ=𝒎

𝑽

Clasificación de los Sistemas Materiales

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

Sistemas homogéneos, Sistemas heterogéneos o Sistemas Inhomogéneos

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 Simples Na, Cl2, H2, O2, S


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Homogéneos Sustancias Puras

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.

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

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

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

homogéneo "no" fraccionable.


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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: conductividad, dureza, ductibilidad, sabor, brillo,

transparencia, punto de fusión, punto de ebullición, densidad, solubilidad etc.

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.

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).

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.


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

potasio (sólido blanco) y oxígeno (gas).

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

solución acuosa conductora, el agua de la misma se convierte en dos gases,

hidrógeno y oxígeno.

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

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

igual que el oxígeno, no será convertible, por separado, en la sustancia compuesta

agua.

Sustancia pura compuesta:

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

Ejemplo: almidón, agua, amoníaco.

Sustancia pura simple:

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

corrientes. Ej.: hierro, aluminio, oxígeno.

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

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

principios del siglo XIX, algunas sustancias simples eran consideradas compuestas y

viceversa. Actualmente se han identificado alrededor de 3 millones de sustancias, en

su casi totalidad, compuestas. Sólo hay un poco más de un centenar de sustancias

simples o sustancias elementales (la mayoría naturales y algunas artificiales).El

resultado final del análisis de un sistema material, utilizando métodos físicos y

químicos, es la sustancia elemental que, por el momento podremos llamar Elemento.

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

materiales compuestos a partir de elementos.

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


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(una parte se combina con el agua para dar ácido carbónico) pero una parte queda

como dióxido de carbono gaseoso, el cual forma con la fase liquida un sistema

heterogéneo gas - líquido.

Los sistemas materiales heterogéneos y las soluciones dentro de los sistemas

homogéneos reciben el nombre de mezclas. Las mezclas poseen propiedades

diferentes de las que presentan las combinaciones. Sus componentes no pierden las

propiedades específicas y son separables por métodos físicos.

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

además considerar la existencia de la energía, la cual se define como la capacidad

para realizar trabajo. Por trabajo se entiende toda producción de un cambio en el

estado de un sistema, venciendo la resistencia que se opone a dicho cambio. Por

ejemplo, cuando elevamos un objeto desde su posición a nivel del suelo hasta cierta

altura, se realiza un trabajo, ya que se cambia la posición del cuerpo y para ello debe

vencerse la resistencia representada por la fuerza de gravedad. El trabajo realizado

queda entonces almacenado en el objeto bajo la forma de energía potencial, que se

hará evidente en forma de energía cinética (movimiento) si se deja caer el cuerpo a

su nivel original.

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

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

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

potencial es también: Ep = m.g.h

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

matemáticamente se la puede calcular a través de: Ec = m.v2/2 donde m es la masa

y v la velocidad con que se mueve.

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

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

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).


17

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

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

de energía puede ser convertida en otra.

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

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

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

constitución.

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

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

reacciones que transcurren con liberación de energía calórica se denominan

reacciones exotérmicas e indica que la o las sustancias reaccionantes poseen mayor

energía química potencial que el o los productos de la reacción. Esta diferencia

energética se exterioriza durante la reacción por la liberación de calor. Hay otras

reacciones en las cuales la sustancia formada posee más energía química potencial

que la o las sustancias iniciales, por cuya razón es necesario suministrar energía para

que el cambio químico se produzca (reacción endotérmica).

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

diferentes. La materia se caracterizaba por poseer masa, la energía, no. A principios

de este siglo, Einstein propuso que materia y energía son sólo manifestaciones

distintas de una misma realidad y formuló la relación existente entre la masa (m) y la

energía (E) en su famosa ecuación:

E = m x c2

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

(Prácticamente300.000 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:


18

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

Agua a 100 ºC Agua a 30 ºC

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

intercambian materia.


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

Recipiente

Aislante


Sistemas Dispersos

Este sistema está constituido por una fase dispersa (formadas por sustancias

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

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

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

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

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

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

Hay pérdida de calor. No hay

evaporación.

No se pierde calor ni temperatura.

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

sustancia, en proporciones no definidas.


19

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

dispersante. Si ambas fases son líquidas, se denomina: Emulsión; por ejemplo, la

leche: dispersión de partículas de materia grasa en medio líquido, observadas al

microscopio.

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

china: dispersión de partículas de carbón disueltas en un líquido.

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

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

emulsión coloidal, a aquella cuya fase dispersa y fase dispersante son líquidas. A las

partículas de la fase dispersa se las denominan micelas

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

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

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

espesan, quedando masas gelatinosas, denominadas geles, que se clasifican según

el medio de dispersión. Por ejemplo: Hidrogeles, Alcohogeles.

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

entre las fases:

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

hidrófoba, alcohófoba. Estos se llaman “coloides irreversibles” porque precipitan

fácilmente y una vez secos no pueden dispersarse nuevamente. Por ejemplo: Haluros

de Ag, sulfuro arsenioso.

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

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

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

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

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

características de ambos grupos, tales como los óxidos hidratados.

Esta distinta afinidad determina propiedades características para ambos soles, de

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

viscosidad son análogas a la del medio de dispersión, y en los soles liófilos, su tensión

superficial es menor que la del medio de dispersión, mientras que la viscosidad es

mucho mas elevada.


20

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.

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.

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)


21

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.

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

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

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


22

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 +

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:

Sistemas dispersos

Dispersiones

Soluciones verdaderas

Groseras

Finas

Coloidales

Emulsiones

Suspensiones


23

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

Tamaño de partícula

(micrones - - )

Visibilidad

Diálisis Filtración Ultrafiltrac. Ejemplos

Dispersión

grosera

p > 50 Ojo _ _ _ Agua y arena

Dispersión

fina

50 > p > 0,1 Microscopio

_ + O _

_ Emulsiones: leche, crema. Suspensiones: Tinta china

Dispersión

coloidal

0,1 > p > 0,001 Ultramicroscopio

_ + _ Gelatina Agar

Solución

verdadera

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

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

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

Métodos de Separación

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

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

Métodos de Separación de Fases.

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.


24

Fig1.a. Esquema de un equipo de destilación simple

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

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

interior y el agua, a menor temperatura, desciende por el tubo exterior. De esta manera

se logra la condensación completa de los vapores destilados, fig.1c.

.

Fig 1.c. Foto de un refrigerante

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:


25

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

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

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

distintas solubilidades a diferentes temperaturas. La máxima cantidad de gramos de

una sustancia que se disuelve en 100gramos de agua es lo que llamamos

corrientemente solubilidad. Este método consiste en disolver el sistema en el solvente

hirviendo y luego, dejar enfriar. De esta forma el componente menos soluble cristaliza

y sus cristales se separan por filtración. Ej. Una mezcla de sal en agua se coloca en

un recipiente y se somete a evaporación. El agua se evapora y queda un residuo

cristalino.

Fig. 3 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.


26

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 mezclas complejas. El método está basado en la retención selectiva,

cuyo objetivo es separar los distintos componentes de la mezcla, permitiendo

identificar la cantidad de dicha sustancia, separar los componentes de la mezcla, para

obtenerlos más puros y medir la proporción de los componentes de la mezcla.

Los componentes de una mezcla pueden presentar una diferente tendencia a

permanecer en cualquiera de las fases involucradas. Mientras más veces los

componentes viajen de una fase a la otra (partición) se obtendrá una mejor

separación. Las técnicas cromatográficas se basan en la aplicación de la mezcla en

un punto (Punto de Inyección o Aplicación) seguido de la influencia de la fase móvil.

Se utiliza para separar componentes de soluciones cuando se dispone de pequeñas

cantidades o cuando la cantidad de sustancias disueltas es elevada. La separación se

produce al competir por las sustancias disueltas una fase fija o estacionaria y una fase

móvil que se desplaza a través de la primera. Algunos ejemplos son: separación de

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

cationes de distintos metales.

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

por el papel, “arrastra” aquellos componentes más solubles en él, dejándolos a mayor


27

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.

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.


28

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

gravedad. La fase de mayor peso específico se deposita en el fondo del recipiente y

la otra sobrenada, facilitando la separación Ejemplo: eristrosedimentación

(sedimentación y separación de los componentes de la sangre, al separar el agua del

aceite, la clara de la yema, etc.

Decantación de un sólido y un líquido y de dos líquidos

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

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

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

glóbulos rojos de la sangre (Hematocrito).

Filtración: Separa líquidos de sólidos dejando pasar al líquido por un poro cuyo

tamaño no permite el pasaje sólido. Se utiliza embudo y papel de filtro. Embudo

Ejemplo: yerba y agua.

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

volverlo a doblar dejando un espacio de más o menos medio centímetro entre las dos


29

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.

UNIDADES DE MEDICIÓN

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

en lo que respecta a unidades, propuso una revisión y modernización del sistema

métrico llamada Sistema Internacional de Unidades (SI). En el siguiente cuadro se

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

básicas.

Cantidad 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.

Prefijo Símbolo Significado Ejemplo

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

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


32

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

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

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

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

Fórmulas y Nomenclatura de la Química Inorgánica


33

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

subíndices el número de átomos de cada elemento que la forman. Así, el ácido nítrico se

representa por:

HNO3la 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.

¡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


34

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

nombreen 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).

Potasio, K (kalium).

Hierro, Fe (ferrum)

Plata, Ag (argentum).

Estaño, Sn (stannm).

Oro, Au (aurum).

Mercurio, Hg (hidragiros).

Azufre, S (sulphurium).

Antimonio, Sb (stibium)

Litio, Li (litium).

Los elementos de la vida

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

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

son componentes de los seres vivos Esto confirma la idea de que la vida se ha desarrollado

sobre unos elementos concretos que poseen unas propiedades físico-químicas idóneas acordes

con los procesos químicos que se desarrollan en los seres vivos.

Se denominan elementos biogénicos o bioelementos a aquellos elementos químicos que

forman parte de los seres vivos. Atendiendo a su abundancia (no importancia) se pueden

agrupar en tres categorías:

Según su abundancia se pueden clasificar en tres grupos.

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

representan un 99.3 % del total de los átomos del cuerpo humano, de estos cuatro los

más abundantes son el hidrogeno y el 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.


35

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)

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

Litio

Sodio

1

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

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

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


36

K

Ag

Potasio

Plata

Hg

Cu

Mercurio

Cobre

1 , 2

Ca

Sr

Ba

Be

Mg

Zn

Cd

Calcio

Estroncio

Bario

Berilio

Magnesio

Zinc

Cadmio

2

Au Oro 1, 3

Al Aluminio 3

Fe

Co

Ni

Hierro

Cobalto

Níquel

2, 3

Sn

Pt

Pb

Estaño

Platino

Plomo

2, 4

Cr Cromo 2, 3, 6

Mn Manganeso 2,3,4,6,7

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 Nitrógeno 3, 5


37

P

As

Sb

Fósforo

Arsénico

Antimonio

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:


38

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

M representa a un metal

O representa al oxígeno

1valencia del oxígeno

2 valencia del metal

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

4 Na + O2 2 Na2 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 Na2O

NA: Oxido de sodio

NM: Monóxido de disodio

NS: Oxido de sodio (I)


39

En el caso de un metal con dos valencias:

4 Au + O2 2 Au2O

NA: Oxido auroso

NM: Monóxido de dioro

NS: Oxido de oro (I)

4 Au + O2 2 Au2O3

NA: Oxido Aúrico

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


40

NS: Hidróxido de sodio (I)

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

Hidróxido de Sodio.

Otros ejemplos serán:

Au2O + H2O 2Au(OH)

NA: Hidróxido Auroso

NM: Monohidróxido de oro

NS: Hidróxido de oro (I)

Au2O3 + 3H2O 2Au(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.


41

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

óxidos básicos.

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

anhídrido con 4 y 6:

S + O2 S2O4

1 2

NA: Anhídrido sulfuroso

NM: Dióxido de azufre

NS: Oxido de azufre (III)

2 S + 3 O2 S2O6 : 2 SO3

1 3

NA: Anhídrido sulfúrico

NM: Trióxido de azufre

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


42

NM: Pentóxido de dicloro

NS: Oxido de cloro (V)

2 Cl2 + 7 O2 2 Cl2O7

NA: Anhídrido perclórico

NM: Heptóxido de dicloro

NS: Oxido de cloro (VII)

Continuamos con el cuadro y llegamos a los ácidos

Ácidos:

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

fórmula de la siguiente manera: primero el símbolo del hidrógeno, luego el del no metal en

cuestión y por último el del oxigeno. Luego se colocan los subíndices en cada uno de los

elementos que lo forman y que resultan de la suma de los mismos que figuran en el primer

miembro de la ecuación, adoptando el mismo criterio para que los otros compuestos con

respecto a la simplificación de los subíndices. Para nombrarlos se cambia la palabra anhídrido

por la palabra ácido en la nomenclatura antigua.

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


43

N2O5 + H2O H2N2O6: 2 HNO3 ácido nítrico

1 1 3

Cl2O + H2O H2Cl2O2: 2 HClO ácido hipocloroso

1 1 1

A continuación vamos a recordar los llamados casos especiales de ácidos.

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

3 y 5 forman dos anhídridos, pero cada uno de estos anhídridos puede formar ácidos según se

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

orto, respectivamente.

Por ejemplo:

P2O3 + H2O H2P2O4: 2 HPO2Ácidometafosforoso

1 1 2

P2O3 + 2 H2O H4P2O5: Ácidopirofosforoso

P2O3 + 3 H2O H6P2O6: H3PO3Ácidoortofosforosoó Fosforoso

3 1 3

P2O5 + H2O H2P2O6: 2 HPO3Ácidometafosfórico

1 1 3

P2O5 + 2 H2O H4P2O7: Ácido pirofosfórico

P2O5 + 3 H2O H6P2O8: 2H3PO4Ácidoortofosfóricoó 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:


44

Ejemplo 1:

Si se pide la fórmula del ácido Sulfúrico:

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

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

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

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

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

2;

6 + 2 = 8

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

fórmula del ácido:

Ejemplo 2:

Si se pide la fórmula del ácido Perbrómico:

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

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

ácido debe ser 1: HBrO

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

7 + 1 = 8

lo divido en 2 para obtener el subíndice del oxigeno:

Caso del Cromo:

Cromo: Cr, valencias: 2, 3 y 6

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

6 forma los de carácter ácido:

2 Cr + O2 2 Cr2O2CrO

Óxidocromoso; 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

H2SO4

HBrO4


45

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

Cr2O3 + 3 H2O 2 Cr(OH)3

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

Con valencia 6: Cr2O6 = CrO3 anhídrido crómico

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

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

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

Caso del Manganeso:

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

con valencia 6 y 7 carácter ácido.

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

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

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

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

MnO2 dióxido de manganeso – óxido de manganeso (IV)

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

H2MnO4 ácido mangánico

Mn2O7 anhídrido permangánico

HMnO4 ácido permangánico

Caso del Nitrógeno:

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

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

N2O4tetróxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno IV


46

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

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

a) Hidruros metálicos: formados por un metal, generalmente del grupo I o 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


47

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


48

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

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

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

ácido sulfúrico y se escribe la fórmula según se explicó anteriormente.

SO3 + H2O H2 SO4

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

férrico.

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

H2SO4+ Fe (OH)3

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

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

queda del ácido al quitarle los hidrógenos (a este grupo se lo llama radical del ácido).

Luego se debe intercambiar valencias: la del metal pasa como subíndice al radical

del ácido, y la del radical (que está dada por el número de hidrógenos sustituidos)

pasa como subíndice al metal. Con respecto a la simplificación de estos subíndices

se debe adoptar igual criterio que en los otros compuestos.

e. Por último y como toda ecuación hay que igualarla. En el ejemplo se verán los

mecanismos para averiguar los coeficientes del ácido y del hidróxido, y luego, por

tanteo, se determinará el coeficiente del agua.

Por ejemplo:

Sulfato Férrico

ácido sulfúrico Hidróxido férrico

3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 Fe2 (SO4)3 + 6 H2O

Sales ácidas:Son aquellas que en su nombre se lee la palabra ácido y en su fórmula se encuentra

presente el Hidrógeno. Se originan a partir de ácidos con 2 o más Hidrógenos en su fórmula

Ejemplo: Sulfato ácido Plúmbico. Para los puntos a., b. y c. Se procede igual que

para sales neutras.


49

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)3Al (OH)21 (IO3)1 + H2O

Nota: El subíndice uno no es necesario escribirlo, acá se lo pone con fines aclaratorios

solamente.

Sales Dobles: Son aquellas que presentan en su fórmula 2 metales y se las nombra con el

nombre del radical seguido del nombre de un metal, la conjunción “y” y el nombre del segundo

metal o con la palabra “doble”.

Ejemplo:

K1Na1SO4 Sulfato de Sodio y Potasio


50

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

Oxidos 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


51

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

quÍmica - exactas.unca.edu.arexactas.unca.edu.ar/ingres/2016/quim-2016.pdf · los estados de la...

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