SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS
Sustancias es cada una de las diversas clases de
materia que existen en la naturaleza y pueden estar formadas por una sustancia
solo (sustancia pura) o por más de una (mezcla), situación muy
frecuente en la naturaleza.
3.1. SUSTANCIAS PURAS Cada sustancia tiene unas propiedades características que sirven para identificarlas. Las propiedades características son las propiedades de las sustancias que no dependen de la cantidad ni de la forma de la sustancia
, únicamente dependen de la naturaleza de las mismas. Son propiedades características la temperatura de fusión, la densidad, la so
lubilidad, el color, la conductividad térmica, el olor… Las sustancias puras se clasifican en elementos y c
ompuestos, esto lo veremos más
adelante.
3.2.
MEZCLAS Están
formadas por la unión de diferentes sustancias puras. Cada una de las
sustancias mantienen sus propiedades y pueden separarse utilizando medios
físicos.
Las mezclas pueden ser heterogéneas cuando pueden distinguirse los componentes a simple vista, como es el
caso del granito o el agua con aceite. Si mezclamos dos o más sustancias y
aparece una mezcla heterogénea, decimos que las sustancias son inmiscibles o insolubles.
Otras mezclas, por el contrario, presentan un
aspecto uniforme, son las mezclas
homogéneas o disoluciones. Al componente mayoritario de la disolución se le
denomina disolvente y al minoritario
soluto. En el caso de la mezcla de
agua y azúcar el agua sería el disolvente y el azúcar el soluto. La cantidad de
soluto que hay en una disolución se mide mediante la concentración; una disolución saturada es aquella en la que no se
puede disolver más soluto, una concentrada es cuando está próxima a la
saturación y diluida cuando está lejos de la saturación.
3.3. TÉCNICAS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
Existen muchos procedimientos que nos permiten
separar las distintas sustancias puras de una mezcla; se basan en las
propiedades de las sustancias que la forman y son siempre métodos físicos, pues
no varían la naturaleza de los componentes.
Muchos de las técnicas no han variado mucho en su
base física, pero la tecnología actual permite aumentar mucho la eficacia y la
efectividad en la separación. Entre las diferentes técnicas destaca:
A. CENTRIFUGACIÓN. Es un método utilizado para separar sólidos de
líquidos utilizando la diferente densidad sometiendo a la mezcla a velocidades
de rotación.
B. FILTRACIÓN.
Se utiliza para separar
los componentes sólidos de un líquido en mezclas heterogéneas, haciendo
atravesar la mezcla un material (filtro) que deja pasar el líquido y retiene el
sólido.
C. DECANTACIÓN.
Se emplea para separar
mezclas heterogéneas de líquidos con diferente densidad. Se utiliza el embudo
de decantación (ver imagen) que posee una llave que cierra la boca de salida;
se deja reposar la mezcla y el líquido más denso se va al fondo, al abrir la
llave podemos sacar y separarlo del menos denso. Esta técnica se utiliza para
separar el agua del aceite.
D. CRISTALIZACIÓN. Se utiliza para separar las disoluciones de sólidos y líquidos. Se hace evaporar el líquido de forma que el sólido permanezca en el recipiente precipitando en el fondo del recipiente y
formando estructuras regulares o cristales. Se
utiliza en las salinas, para obtener sal del agua del mar.
E. DESTILACIÓN. Es un método que permite el separar dos líquidos
con diferente punto de ebullición de una mezcla homogénea. Se calienta la
mezcla en un matraz hasta que el líquido más volátil se evapora, recogiéndolo
en un tubo que se mantiene frío con agua circulante (refrigerante), de forma
que el líquido evaporado se condensa y cae en otro recipiente. Esta técnica se
emplea en la fabricación de muchas bebidas alcohólicas.
4. ESTRUCTURA
ATÓMICA
La materia está formada por partículas muy pequeñas,
que en principio se las creía indivisibles, denominados átomos. Sin
embargo, el desarrollo de técnicas eléctricas y el descubrimiento de diferentes
fenómenos como la radiactividad, demostró que los átomos tenían una estructura
interna de naturaleza eléctrica.
4.1. PARTÍCULAS ATÓMICAS:
MODELO ATÓMICO Ernest Rutherford estableció un modelo atómico en
1911, este modelo ha sido muy corregido posteriormente por la moderna mecánica
cuántica, pero es la base de la idea más extendida sobre la estructura atómica.
El modelo considera que el átomo estaba dividido en
dos partes muy diferenciadas: núcleo y corteza. En el núcleo se
encuentran los protones (con carga positiva) y los neutrones (sin
carga), constituyendo la mayor parte de la masa de todo el átomo. En la corteza
se encuentran los electrones orbitando alrededor del núcleo, los
electrones tienen carga negativa y de igual magnitud que el protón y poseen una
masa mil veces más pequeña que la de los protones y neutrones.
Los átomos de los diferentes elementos se
diferencian en el número de protones que tienen en su núcleo, a este número se
le denomina número atómico y se representa por la letra Z. Los átomos de
los distintos elementos se caracterizan por este número, así el átomo de
oxígeno tiene 8 protones (Z=8) y hidrógeno 1 (Z=1)
Los 118 átomos conocidos se colocan ordenados por su
Z en la tabla periódica. Como el átomo es neutro (carga total nula), Z
indica también únicamente en el caso de átomos neutros el número de electrones,
ya que las cargas positivas de los protones se neutralizan con las negativas de
los electrones.
La masa del átomo depende del número de protones y
neutrones que lo formen, a la suma del número de estas partículas se denomina número
másico (A). A =
protones + neutrones
Para simbolizar un elemento se utiliza la siguiente
notación, donde X es el símbolo del elemento:
4.2. LA DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES
Los electrones se disponen en capas o niveles de
energía llamados orbitales alrededor del núcleo. La capa más externa del
átomo es la que determina las propiedades químicas del elemento, a los
electrones de esta capa se les denomina electrones de valencia. Si esta
última capa está completa el átomo tiene mucha estabilidad y no forma enlaces,
es lo que ocurre a los gases nobles.
Aunque un átomo gana o pierde electrones no cambia
su naturaleza (ni A ni Z), pero sí su carga eléctrica que deja de ser neutra y
se convierte en un ion; si cambiase el número de protones (Z) cambia la
naturaleza del átomo y se convertiría en un átomo de otro elemento.
4.3. ISÓTOPOS Si un átomo gana o pierde neutrones, no cambia Z
pero sí lo hace A; cuando tenemos átomos con igual número atómico pero
diferente número másico, los denominamos isótopos.
El carbono (Z=6) se presenta en la naturaleza en
forma de tres isótopos distintos: el 12C con 6 protones y 6
neutrones (A=12), el 13C con 6 protones y 7 neutrones (A=13), y el 14C
con 6 protones y 8 neutrones (A=14). Los tres son isótopos, tienen el mismo
número de protones (6) y diferente número de neutrones (6, 7 ó 8).
4.4. MASA ATÓMICA La masa es una magnitud característica de los
distintos elementos; como esta masa es muy pequeña, se utiliza normalmente la unidad
de masa atómica, o uma, cuyo símbolo es la u.
1 u = 1,66 10-27 kg
Las masas atómicas de los elementos es un dato que
se encuentra en las Tablas Periódicas y es la media ponderada de la masa de sus
isótopos, esto es, teniendo en cuenta su frecuencia en la naturaleza, esta es
la razón de que estos valores sean decimales, aunque frecuentemente se
redondean a los valores enteros más próximos.
5. ELEMENTOS,
MOLÉCULAS Y COMPUESTOS
Un elemento es una sustancia pura formada por
átomos iguales, el hierro únicamente está formado por átomos de hierro, por lo
que es un elemento. Un compuesto es una sustancia pura formada por
distintos elementos químicos y combinados entre sí en una relación numérica
sencilla y constante; el cloruro de sodio (sal común) está formada por dos
elementos diferentes (cloro y sodio), por lo que es un compuesto.
Una molécula es la unión de dos o más átomos
iguales o distintos, así por ejemplo el oxígeno se presenta en la naturaleza
como O2, por lo que es una molécula (formada por dos átomos de
oxígeno unidos) y además un elemento (constituida por igual tipo de átomos). El
amoniaco (NH3) es una molécula (unión de cuatro átomos) y un
compuesto (átomos de diferente especie).
5.1. NOMBRE Y SÍMBOLO DE LOS ELEMENTOS Hoy se conocen más de 115 elementos, de los cuales
90 se encuentran en la naturaleza y el resto se han obtenido en el laboratorio.
Muchos de sus nombres derivan del latín o griego, aunque los más nuevos tienen
nombres de lugares (Am americio Z=95) o de científicos importantes (Rf
rutherfordio Z=104).
Cada elemento se representa por una (mayúscula) o
dos letras (la primera mayúscula y la segunda minúscula) y que se emplean como
abreviatura del nombre (K potasio, Ca calcio)
5.2. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Todos los elementos conocidos están ordenados en una
tabla periódica formada por 18 columnas (grupos) y 7 filas (periodos) en orden
creciente de números atómicos. El grupo 18 son los de los gases nobles
(elementos que no forman enlaces), el grupo es el de los alcalinos y el 2 el de
los alcalinotérreos. Los elementos se pueden clasificar en:
1. Metales: situados a la izquierda de la tabla, elementos que
poseen brillo metálico, conducen la corriente eléctrica y el calor y son
dúctiles y maleables.
2. No metales: situados a la derecha de la tabla (más el
hidrógeno) junto a los gases nobles; son malos conductores de la corriente
eléctrica.
Un elemento cuanto más a la izquierda de la tabla y
más abajo más metálico será, y viceversa cuanto más a la derecha y más arriba
(con excepción de los gases nobles) menos metálico será (el O, el F y el Cl son
los menos metálicos), o lo que es lo mismo, más electronegativo será
(capacidad del átomo para captar electrones y formar aniones).
5.3. EL ENLACE QUÍMICO Los átomos se unen mediante los electrones más
externos de la corteza atómica para conseguir una mayor estabilidad, como los
gases nobles que tienen su capa de valencia completa. Según como sea la unión
entre los átomos, tenemos tres tipos de enlace:
Ø ENLACE IÓNICO: ocurre entre átomos metálicos y no metálicos. El
metal cede electrones de su capa de valencia quedando cargado positivamente, el
no metal capta los electrones quedando cargado negativamente. Ambos iones, con
cargas opuestas, se atraen y forman el enlace. Estos compuestos forman los
cristales iónicos. Un ejemplo es la sal común (cloro y sodio)
Ø ENLACE COVALENTE: se unen átomos no metálicos que necesitan captar
electrones para conseguir la configuración de gas nobles, para ello los
distintos átomos comparten los electrones. Un ejemplo de ello es la molécula de
oxígenos O2 y la de agua H2O, pero también el diamante.
Ø ENLACE METÁLICO: se establece entre átomos metálicos que necesitan
desprenderse de sus electrones de valencia y que pasan a formar parte del
contenido de todo el metal a modo de nube de electrones que envuelve a los
cationes positivos. Esta hace que los metales conducen muy bien la corriente
eléctrica y sean dúctiles y maleables.
5.4. NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
Las
moléculas de las sustancias puras se representan mediante fórmulas que nos
indican los átomos que forman esa sustancia y el número de átomos de cada
especie que participan. Así por ejemplo en la molécula de amoniaco NH3
los átomos que participan son uno de nitrógeno (el uno no se escribe) y tres de
hidrógeno. Por lo tanto, una fórmula es una representación simbólica y
proporciona la relación numérica de los átomos o de los iones de los elementos
químicos que constituyen la sustancia o el compuesto.
La formulación
es el conjunto de normas que regulan las representaciones de las diferentes
sustancias puras y la nomenclatura
es el modo de nombrarlos. Hay tres modos de nomenclatura de un compuesto:
tradicional, Stock y la de la IUPAC (Unión internacional de Química Pura y
Aplicada); aquí se va a utilizar la última al ser la más sencilla.
Para escribir una fórmula se debe conocer la
proporción en que se combinan los átomos, para ello debemos conocer su valencia
que nos indica su capacidad de combinación; sin embargo, en la nomenclatura de
la IUPAC no es necesario conocerla.
5.5. NOMENCLATURA DE LA IUPAC
5.5.1. Prefijos
numéricos
La nomenclatura de la IUPAC también se la denomina
nomenclatura sistemática, en ella no es necesario conocer las valencias de los
átomos, pues se utilizan prefijos numéricos que indican el número de átomos de
cada elemento que intervienen. Los prefijos son: mono- (1, muchas veces no se
nombra), di- (2), tri- (3), tetra- (4), penta- (5), y así sucesivamente.
5.5.2. Compuestos
monarios
Son compuestos formados únicamente por un tipo de elemento. Se formulan poniendo únicamente el símbolo del elemento, y se nombran con el nombre del mismo:
Fe hierro
Ca calcio
Ag plata
Existen excepciones que corresponden a los halógenos, al oxígeno, nitrógeno e hidrógeno, pues en la naturaleza aparecen como especies diatómicas. Así:
Oxígeno es O2
Cloro es Cl2
Hidrógeno es H2
Iodo es I2 Nitrógeno es N2
En el caso de referirnos a las especies monoatómicas en estas excepciones debemos añadir la palabra átomico, así:
F2 es flúor y F es flúor atómico;
O2 es oxígeno y O es oxígeno atómico
5.5.3. Compuestos
binarios: SALES BINARIAS
Se forman por la unión de un metal (elementos de la
izquierda y centro de la Tabla Periódica) con un no metal (elementos de la
derecha de la Tabla Periódica), con excepción del O y del H. El H aunque se
encuentre en la zona izquierda de la tabla es un no metal.
Se formulan escribiendo el símbolo del metal con el
número de átomos que aparecen del mismo en el compuesto seguido del símbolo del
no metal seguido del número de átomos de no metal. Si el número es 1 no se
escribe.
Se nombran al revés de cómo se formulan. En primer lugar se nombra el no metal (el que se formula el último) con la terminación –uro y con un prefijo numérico que indica el número de no metales (di, tri, etc) si es mono no se suele indicar. A continuación, la preposición de y el nombre del metal con los prefijos numéricos correspondientes.
FeF2 difloruro de hierro,
AgCl cloruro de plata,
CrBr3 tribromuro
de cromo
Algunos no metales, al añadirles la terminación –uro
cambian ligeramente el nombre utilizando la raíz latina de la que proceden,
como es el caso del S (sulfuro), N (nitruro) o P (fosfuro), así:
Al S3 trisulfuro de aluminio,
Li3N nitruro de trilitio,
Ca3P2 difosfuro de tricalcio
5.5.4. Compuestos
binarios: ÓXIDOS
Son combinaciones del oxígeno con otro átomo, sea
metal o no. Se formulan escribiendo el símbolo del no metal con el número de
átomos presentes, el símbolo del oxígeno y el subíndice numérico que indica el
número de oxígenos.
Se nombran con la palabra óxido anteponiendo el prefijo numérico que indica el número de O, a
continuación, la preposición de, y
finalmente el nombre del otro átomo con el prefijo numérico que indica el
número de átomos.
Ni2O3 trióxido de diníquel;
CO2 dióxido de carbono;
NaO óxido de sodio;
GaO3
trióxido de galio
En el caso tan frecuente del CO, sí se nombra sin
obviar el prefijo mono, se nombra:
monóxido de carbono.
5.5.5. Compuestos
binarios: HIDRUROS
Son compuestos formados por hidrógeno y un átomo de
metal o un no metal. Sus propiedades son muy diferentes, la formulación cambia
la posición del H en la misma, por lo que vamos a verlos por separado.
Hidruros
metálicos: son los formados
por H y un metal. En la fórmula se escribe primero el símbolo del metal y a continuación el H con el número
correspondiente. Se nombran con el prefijo numérico que indica el número de H,
la palabra hidruro, la preposición de y finalmente el nombre del metal.
Hidruros
no metálicos: son los formados
por H y un no metal. En la fórmula se escribe primero el H con el subíndice
numérico y a continuación el no metal. Se nombran con el nombre del no metal
con la terminación –uro, la preposición de
y el prefijo numérico que se antepone el nombre hidrógeno.
LiH hidruro de litio
H2S sulfuro de dihidrógeno
HCl cloruro de hidrógeno
CaH2 dihidruro
de calcio
Observa que siempre se nombran al revés de cómo se
formulan.
Algunos hidruros no metálicos tienen nombres especiales que se siguen usando, entre otros están:
H2O agua
NH3 amoniaco
CH4 metano
BH3 borano
6. LAS
REACCIONES QUÍMICAS
Los cambios que modifican las propiedades de una
sustancia transformándola en otra nueva se conocen como una reacción química. A
las sustancias que sufren la modificación se las llama reactivos y las
sustancias que se producen se denomina productos. Así, por ejemplo, si
el hierro reacciona con azufre para formar sulfuro de hierro, se dice que el
azufre y el hierro son los reactivos y el sulfuro de azufre es el producto.
6.1. ECUACIONES QUÍMICAS se representan en las llamadas ecuaciones
químicas, donde se escriben las fórmulas de los reactivos separadas por
signos +, una flecha que indique el sentido de la reacción y finalmente los
productos separadas también por signos más. Una ecuación química es una
representación cualitativa de las sustancias que intervienen en la reacción
REACTIVOS PRODUCTOS
S + Fe FeS
H2 + O2 H2O
6.2. AJUSTE DE LAS
REACCIONES QUÍMICAS En toda reacción química se conserva la masa, esto
es, el número total de átomos de cada
especie que hay en los reactivos tiene que ser igual al número de átomos de la
misma especie en los productos. En una reacción química los enlaces
entre átomos cambian, pero no los átomos, por eso se debe mantener el número de
átomos de cada tipo antes y después de la rección química.
Una ecuación química debe estar, por lo tanto,
ajustada, para ello no se pueden nunca modificar las fórmulas, pero sí se
pueden añadir delante de las fórmulas de los compuestos unos números llamados coeficientes
numéricos o estequiométricos, de modo que el número de átomos de cada
especie no varía en el transcurso de la reacción. De esta manera se indica
también el aspecto cuantitativo, o lo que es lo mismo, la cantidad de
sustancias de cada tipo que participan en la reacción.
2 H2 + O2 2 H2O
En la reacción anterior, hay 4 H en los reactivos y
4 en los productos; hay dos O en los reactivos y dos en los productos; de tal
forma que la proporción de la reacción es que dos moléculas (o moles) de
hidrógeno reaccionan con una de oxígeno (o un mol) para dar dos
moléculas (o moles) de agua.
6.3. EL MOL El mol es unidad fundamental del Sistema
Internacional de Unidades que mide la cantidad de sustancia de un compuesto que
tiene el mismo número de entidades elementales (moléculas o átomos) como átomos
que hay en 12 gramos de Carbono 12. El número de cantidades elementales
(átomos, moléculas, iones…) que hay en un mol de sustancia es constante y no
depende del tipo de sustancia; este número es el número de Avogadro (NA)
y que equivale a: 1 mol de cualquier sustancia = 6,022 1023 unidades
elementales
Así por ejemplo 1 mol de Na son 6,022 1023
átomos de Na y un mol de H2O son 6,022 1023 moléculas de
agua. El mol permite asociar el número de unidades elementales que intervienen
en una reacción de forma independiente a la masa de los componentes.
La relación entre el mol y gramos (unidad de masa)
es: Mol = gramos / Masa atómica o molecular
Las masas atómicas de cada átomo vienen en la Tabla Periódica y las masas moleculares se pueden calcular conociendo la fórmula del compuesto.
Ejemplos:
|
Determina el número de moles que son 28 gramos de
nitrógeno atómico |
|
La masa atómica del nitrógeno es de
aproximadamente 14 u (ver en la tabla), por lo que: Mol = gramos/masa atómica, luego moles = 28/14 = 2
El resultado son 2 moles de nitrógeno
atómico |
|
Determina el número de gramos que son 5 moles de
fósforo |
|
La masa atómica del fósforo (P) es de 31 u, por lo
que: Mol = gramos/masa atómica, por lo
tanto5 = gramos/31 El 31 que está dividiendo pasa multiplicando al
otro lado y: 5·31 =gramos, por lo tanto, salen 155 gramos de P |
|
Calcula los moles que son 180 gramos de agua |
|
La masa molecular (el agua es una molécula) no
aparece en la Tabla Periódica. Si podemos ver la masa atómica que del H (1 u)
y la del O (16 u), átomos que forman parte de la molécula de agua. Como hay dos hidrógenos y un oxígeno en la
molécula (H2O) se puede calcular la masa de la molécula de agua de
la siguiente manera: Masa molecular del agua = número de átomos de H
por su masa atómica + número de átomos de O por su masa atómica Por lo tanto Masa molecular = 2 · 1 + 1 · 16 = 18 u Moles = gramos de agua/masa molecular del
agua Moles = 180/18 = 10 moles de agua |
6.4. ALGUNOS TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Según sea el tipo de reacción se pueden considerar
diferentes clases de reacciones químicas:
2 H2 + O2 2 H2O
2 H2O 2 H2 + O2
2HCl
+ Ca (OH)2 CaCl2 + H2O
Ácido
+ base Sal +
agua
Para saber si una sustancia es ácido o base se emplea la escala de pH. Un pH entre 1 y 7 el medio es ácido; un pH entre 7 y 14 se dice que es básico; u pH = 7 es neutro.
7. EJERCICIOS
1. Indica el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos:
2. Un elemento tiene Z=46 y A=108:
a) ¿Cuántos protones tiene? b) ¿Cuántos neutrones tiene? c) ¿Cuántos electrones si es neutro?
3. Un elemento tiene 2protones y 3neutrones
a) ¿Cuál es su número atómico? b) ¿Cuál es su número másico?
4. Completa la siguiente tabla:
5. Utilizando las masas atómicas que vienen en la
tabla periódica (redondea al entero más próximo, en el caso del Cl utiliza
35,5) calcula las masas moleculares de los siguientes compuestos:
a) MgO
b) CH4
c) Cl2O5
d) H2SO4
e)
NaBr
6. Responde a las siguientes cuestiones:
a) ¿cuántos moles son 9 gramos de agua?
b) ¿Cuántos gramos son 5 moles de boro?
c) ¿Cuántos
moles son 230 gramos de sodio?
d) ¿Cuántos gramos son 10 moles de H2SO4?
e) ¿Cuántos moles son 5 gramos de KOH?
7. Observando las ecuaciones químicas siguientes
responde:
a) Sea la reacción C + H2 CH4
¿Qué tipo de reacción es? ¿Está ajustada? ¿por qué?
b) Tenemos la reacción
C3H8 + 7 O2 3 CO2 + 4 H2O
¿Qué tipo de reacción es?
¿Está ajustada? ¿por qué?
c) Dada la reacción
HCl + NaOH NaCl + H2O
¿Qué tipo de reacción es? ¿Está ajustada? ¿por qué?
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