Introduccion a la BIoquimica - Luis Emilio Simes

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Introducción a la Química General

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JORGE SARMIENTO EDITOR - UNIVERSITAS

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Luis Emilio Simes

Introducción a la

QUÍMICA GENERAL - 2ª. Edición 2012 -

Luis E. Simes

COLABORADORA DE EDICION

Tec. María Noelia Horomanski.

ADMINISTRACION DE CARRERA

Sra. Yesica Segreto

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JORGE SARMIENTO EDITOR - UNIVERSITAS

Obispo Trejo 1404. 2° “B”. Barrio Nueva Córdoba – Tel. (0351) 4117411-153650681- Email: [email protected]

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Diseño Interior: Diseño de Tapa: Autor: Producción Gráfica: Diagramación, diseño y dibujos:

Jorge Sarmiento Jorge Sarmiento Luis Simes Universitas Guido Breglia – Iconografía Barceló

El cuidado de la presente edición estuvo a cargo de Jorge Sarmiento ISBN: 978-987-572-063-3

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Prohibida su reproducción, almacenamiento y distribución por cualquier medio, total o parcial sin el permiso previo y por escrito de los autores y/o editor. Esta también totalmente prohibido su tratamiento informático y distribución por internet o por cualquier otra red. Se pueden reproducir párrafos citando al autor y editorial y enviando un ejemplar del material publicado a esta editorial.

Hecho el depósito que marca la ley 11.723. Impreso en Argentina

SARMIENTO E D I

T O R

Obispo Trejo 1404. 2 “B”. Bº Nueva Córdoba. (5000) Córdoba Te: 54-351-4117411 y 153650681 - Email: [email protected]

© 2012. Segunda Edición. JORGE SARMIENTO EDITOR-UNIVERSITAS.

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BIBLIOGRAFÍA COMPLEMENTARIA DOCENTE

Mahan, Bruce. Química Universitaria. Fondo Educativo Interamericano. 1968. Whiten, y otros. Química. 8ª Ed. Cengage Learning. http//latinoamerica.cengage.com Orear, Jay. Física. Ed. Limusa. México. Katime, I. Ejercicios y problemas de Química Superior. Ed. Tear Flores. Barcelona. España.

BIBLIOGRAFIA

COMPLEMENTARIA ESTUDIANTES

Serventi, Héctor Fernández. Química General e Inorgánica. El Ateneo. Buenos Aires. Rolando. A. - Jellinek, M. Química 4. A-Z Editora. Buenos Aires. Magnetti. Química General. completar Sorum C. - Boiken S.R. Como Resolver problemas de Química General. 5ª Ed. Ed. Paraninfo. Madrid. España. Morris, G. Físico Química para Biólogos. Ed. Reverté. Barcelona. España.

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INDICE

Introducción .................................................................................... ¡Error! Marcador no definido. Contenidos Conceptuales .............................................................................................................. 15 1 Nociones Básicas ....................................................................................................................... 17 Propósitos formativos ................................................................................................................ 17 Nociones Básicas ...................................................................................................................... 17 Sistema Internacional de Unidades ............................................................................................ 18 Notación Científica ................................................................................................................... 18 Resolucion De Problemas .......................................................................................................... 21 Método del Factor Unitario o Análisis Dimensional .................................................................. 21 2 Materia y Energía ....................................................................................................................... 24 Propósitos Formativos ............................................................................................................... 24 Energía y Materia ...................................................................................................................... 25 Propiedades de la materia. ......................................................................................................... 28 Sistemas Materiales ................................................................................................................... 31 Sistemas Heterogéneos .............................................................................................................. 32 Sistemas Homogéneos............................................................................................................... 35 Sistemas Inhomogéneos ............................................................................................................ 36 Estados Físicos de la Materia .................................................................................................... 37 Pasajes De Estado ..................................................................................................................... 38 Transformaciones Químicas ...................................................................................................... 39 Métodos De Separación De Fases. ............................................................................................. 47 Métodos De Fraccionamiento .................................................................................................... 51 Molécula ................................................................................................................................... 56 Átomo ....................................................................................................................................... 56 Partículas Subatómicas .............................................................................................................. 57 Número Atómico Y Número Másico ......................................................................................... 58 Modificaciones En La Estructura Atómica De Un Elemento...................................................... 59 Periodicidad De Los Elementos Químicos ................................................................................. 61 Iones ......................................................................................................................................... 64 Periodicidad Química ................................................................................................................ 67 3 Enlaces Químicos ....................................................................................................................... 73 Propósitos formativos ................................................................................................................ 73 Enlaces Químicos ...................................................................................................................... 73 Enlace Covalente: ..................................................................................................................... 74 4 Funciones de la Química Inorgánica ........................................................................................... 80 Propósitos formativos ................................................................................................................ 80 9

Combinaciones Químicas .......................................................................................................... 80 Los Números En La Ecuación Química: .................................................................................... 82 Estequiometría .......................................................................................................................... 93 5 Líquidos ..................................................................................................................................... 98 Propósitos formativos ................................................................................................................ 98 Propiedades de los Líquidos ...................................................................................................... 98 Expresión De Concentraciones ................................................................................................ 103 Unidades Químicas ................................................................................................................. 105 Presión Osmótica .................................................................................................................... 111 Medio Isotónico, Hipertónico e Hipotónico ............................................................................. 113 Equilibrio de Fases .................................................................................................................. 115 Ley De Raoult ......................................................................................................................... 118 6 Propiedades de los Gases.......................................................................................................... 123 Propósitos formativos .............................................................................................................. 123 Gases ...................................................................................................................................... 123 Los Gases Ideales .................................................................................................................... 125 Ley de Boyle - Mariotte .......................................................................................................... 125 Leyes de Charles y Gay - Lussac ............................................................................................. 127 Ley de Avogadro..................................................................................................................... 129 Ecuación General de Estado. ................................................................................................... 131 Ley de las Presiones Parciales de Dalton ................................................................................. 133 Transformaciones En Sistemas Gaseosos ................................................................................ 134 Gases Reales ........................................................................................................................... 136 7 Calorimetría ............................................................................................................................. 137 Propósitos Formativos ............................................................................................................. 137 Trabajo y Calor ....................................................................................................................... 137 Trabajo .................................................................................................................................... 138 Calor ....................................................................................................................................... 139 Termodinámica ....................................................................................................................... 140 Primera ley de la Termodinámica: Ley de conservación de la Energía ..................................... 141 Segunda ley de la Termodinámica: Incremento de la Entropía S .............................................. 142 Tercera ley de la Termodinámica: Las Entropías Absolutas ..................................................... 143 Energía Libre de Gibbs G. ....................................................................................................... 143 Ley Cero de la termodinámica. Del Equilibrio Térmico ........................................................... 143 8 Las reacciones químicas. Cinética química ............................................................................... 145 Principios Formativos ............................................................................................................. 145 Reacciones Químicas .............................................................................................................. 145 Cinética Química..................................................................................................................... 146 La Constante de Equilibrio ...................................................................................................... 149 Cálculo de la Constante de Equilibrio, KEq .............................................................................. 149 Cambios en el equilibrio: Principio de Le Chatelier ................................................................. 150 9 Electrolitos ............................................................................................................................... 155 Principios formativos .............................................................................................................. 155 Electrolitos .............................................................................................................................. 155 Hidrólisis ................................................................................................................................ 162 Sistemas Buffer ....................................................................................................................... 163 10

Ecuación de Henderson - Hasselbalch ..................................................................................... 165 10 Reacciones de óxido - reducción ............................................................................................ 169 Principios Formativos ............................................................................................................. 169 Reacciones De Oxido - Reducción .......................................................................................... 169 Ecuación de Nernst ................................................................................................................. 180 11 Introducción a la Teoría atómico - molecular. Estructura Atómica .......................................... 183 Principios Formativos ............................................................................................................. 183 Introducción A La Teoria Atómico - Molecular ....................................................................... 183 Las Leyes De Faraday ............................................................................................................. 189 El Descubrimiento Del Electrón. Experiencias De Thomson ................................................... 189 Descubrimiento Del Proton. Los Rayos Canales ...................................................................... 191 Experiencia de MILLIKAN ..................................................................................................... 192 Radioactividad ........................................................................................................................ 194 Radiactividad Natural .............................................................................................................. 194 Serie Radiactiva ...................................................................................................................... 195 Experiencia De Rutherford ...................................................................................................... 198 Ondas Electromagnéticas ........................................................................................................ 199 La Luz..................................................................................................................................... 199 Láser y Máser.......................................................................................................................... 204 Mecánica Cuántica .................................................................................................................. 205 Cuerpo Negro.......................................................................................................................... 205 Efecto Fotoeléctrico Y Compton. ............................................................................................ 206 Efecto Compton. ..................................................................................................................... 207 El Atomo De Bohr .................................................................................................................. 207 Principio de Exclusión de Pauli ............................................................................................... 212 La Energía Cinética Del Electrón ............................................................................................ 212 Dualidad Onda Particula de De Broglie ................................................................................... 213 Principio de Incertidumbre de Heisemberg .............................................................................. 215 Ecuación de onda psi ψ de Schrödinger ................................................................................ 217 Discusión Born - Einstein ........................................................................................................ 219 Teoría alternativa de Bohm ..................................................................................................... 220 Núcleo Atómico ...................................................................................................................... 221 Partículas Fundamentales ........................................................................................................ 221 Cromodinámica Cuántica ........................................................................................................ 223 Antimateria ............................................................................................................................. 226 Leyes De Simetria Y Principio De Conservación..................................................................... 227 Ley De La Conservación De La Energia .................................................................................. 227 Ley De La Conservación Del Momento Angular ..................................................................... 227 Anexo ......................................................................................................................................... 231 Constantes al uso ..................................................................................................................... 231 Tabla Periódica ....................................................................................................................... 232 Constantes de disociación Ácidos a 25° C en agua .................................................................. 233 Kps; Constante Del Producto De Solubilidad. Latimer 1952 ..................................................... 234 Potenciales Normales De Oxidación En Soluciones Acuosas ................................................... 235 Anexo II - Revisión Matemática

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Anexo III - Ecuaciones

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PREFACIO A LA PRIMERA EDICION El presente material llega al lector merced al compromiso de un grupo de personas de la Comunidad Educativa del Instituto Universitario de Ciencias de la Salud. En primer término agradezco a nuestro Rector, Prof. Dr. Héctor A. Barceló, al Vicerrector, Axel Barceló y al Consejo de Administración de la Fundación H.A. Barceló, por su convicción permanente en la promoción de las actividades educativas como bien social prioritario. En ese contexto, este libro está dirigido particularmente a alumnos de la Carrera de Técnicos en Análisis Clínicos de nuestra Facultad, pero también puede resultar de utilidad en otras carreras cuando así lo requieran otras instancias académicas, en todo lo concerniente a los conocimientos básicos de la Química General. El libro propone una orientación específica hacia los aspectos iniciales de la Química General, contenidos en los programas requeridos para la formación académica del alumno, que se hace extensiva a todos quienes quieran revisar sus conocimientos sobre una disciplina imprescindible, aunque a veces antipática en la opinión generalizada cuando de química se trata. Con este fin, en muchos temas se prefirió simplificar conceptos, con la finalidad de abordar las temáticas sobre un esquema formal más simple y cognoscible. Para quienes pretendan profundizar sus conocimientos, deberán apelar a la bibliografía complementaria con un enfoque mas profundo o particularizado, especialmente cuando se trata de la utilización de las herramientas matemáticas sobre la que se desarrollan ciertos temas. El contenido del texto fue extraído de las clases teóricas de la asignatura Introducción al Laboratorio con especial encomio y entusiasmo por las ayudantes de cátedra Srtas. Anabella Schiavone, Noelia Horomanski y María Dadea, en gran parte facilitadoras de este texto. Va un especial reconocimiento al departamento de iconografía del IUCS, Sres, Guido y Omar Breglia, en la realización de los gráficos y esquemas contenidos del capítulo 2. Por otra parte debo aclarar que aquellos diseños que no alcanzaron la calidad necesaria, son atribuibles a mi inexperta intrusión en esos campos del dibujo. Es dable destacar el empeño del Editor, Ing. Jorge Sarmiento en proponer el formato general y las tapas, a partir de los esbozos iniciales, que seguramente requirieron de sí, su mayor expertis. Algún error que se pudiera haber deslizado en esta primera edición, como así también todos los aspectos perfeccionables, serán motivo de revisión por nuestra parte, agradecida receptora de todos los aportes y sugerencias que colegas y amantes de la química, nos propongan, para ajustar la mayor verosimilitud de sus contenidos al rigor de esta disciplina. Una ciencia, que ocupó de mí fascinantes horas, desde aquella ya lejana infancia,con los “experimentos y libretitas de química” hasta un dinámico presente, de automatización, modelos computacionales y nanotecnologías que preconfiguran el albor de un futuro inmenso y expectable. Luis Simes www.barcelo.edu.ar - [email protected]

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PREFACIO A LA SEGUNDA EDICION Luego de la experiencia de utilización del texto aplicado a la asignatura Introducción al Laboratorio de la Carrera de Técnico en Análisis Clínicos del Instituto Universitario de Ciencias de la Salud,Fundación H. A. Barceló durante el año 2011, ha surgido la necesidad de realizar algunas corecciones e inclusiones a los efector de adecuar la orientación de contenidos y actualizar alguno de ellos, aunque no todos los que deberían haber sido revisados. Se trata de una actividad dinámica que requiere de la máxima atención por parte de su responsable,que no se agota en la presente edición.. En esa tarea agradezco el apoyo de la Fundación H. A. Barceló, de la Técnica Noelia Horomanski y de la Sra. Yesica Segreto por su compenetración en las tareas. Como siempre, al Ing. Jorge Sarmiento, por el esmero puesto de manifiesto en la cuidada edición del material.

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CONTENIDOS CONCEPTUALES Cap. 1: Nociones básicas: Química. Unidades del Sistema Internacional de unidades (SI). Notación científica. Cifras significativas. Método del factor unitario para la resolución de problemas (análisis dimensional). Cap. 2: Estructura atómica de la materia: Energía y materia. Propiedades físicas y químicas: intensivas, extensivas. Sistemas materiales. Sistemas homogéneos y heterogéneos. Estados de la materia. Cambios de estado. Métodos de separación de fases. Métodos de fraccionamiento. Molécula. Átomo. Partículas fundamentales del átomo. Isótopos. Elementos químicos. Tabla periódica. Iones. Cap. 3: Enlaces químicos: Electrones de valencia. Símbolos de Lewis. Diferentes tipos de enlaces. Estructura de Lewis. Compuestos y enlaces. Cap. 4: Funciones de la Química Inorgánica: Funciones. Fórmulas. Equilibrio. Nomenclatura. La ecuación química. Símbolos. Tipo de reacciones: reversibles e irreversibles; Exotérmicas y endotérmicas. Cap. 5: Líquidos. Propiedades. Soluciones Ideales. Solubilidad. Expresión de las concentraciones. Cap. 6: Propiedades de los gases: Teoría cinética de los gases. Leyes: Gay Lussac; Boyle y Mariotte. Ecuación de estado de los gases ideales. Ecuación general de estado. Cap. 7: Calorimetría: Trabajo y Calor. Leyes de la termodinámica. Entalpía. Entropía. Energía Libre. Cap. 8 Las reacciones químicas. Cinética química: Velocidad de reacción. Efecto de las masas y de la temperatura. Teoría de las colisiones. Equilibrio Químico: Naturaleza del equilibrio químico. Constante de equilibrio. Principio de Le Chatelier. Cap. 9: Electrolitos: Definición. Clasificación. Electrolitos fuertes y débiles. Constante de equilibrio. Sales poco solubles. Kps. Ácidos y Bases. Bronsted Lowry. Lewis. Pares ácido - base conjugados. Buffers. Cap. 10: Reacciones de óxido - reducción: Concepto. Media reacción. Celdas Galvánicas. Equilibrio. Ecuación de Nernst. Cap. 11: Estructura atómica: Experiencias que llevaron al descubrimiento del modelo atómico actual. Electrólisis. Rayos catódicos. El electrón. Rayos canales. El protón. Rayos X y Radioactividad. Experiencia de Thomson; relacion q\m). Experiencia de Millikan (la carga del lectrón). Experiencia de Rutherford (el núcleo). Ondas electromagnéticas. Espectros y espectroscopia. Cuerpo negro. Teoría cuántica de Max Planck. Efecto fotoeléctrico. El átomo de Bohr. Estructura electrónica. Propiedades ondulatorias del electrón. Dualidad onda partícula de De Broglie. Principio de incertidumbre de Heisemberg. Ecuación de Schroedinger. Núcleo y partículas subatómicas. Quarks. Leyes de

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simetría y principio de conservación de la paridad. Fuerza de la naturaleza. El tiempo. Relatividad. Teoría de cuerdas

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1 NOCIONES BASICAS Nociones básicas: Química. Unidades del Sistema Internacional de unidades (SI). Notación científica. Cifras significativas. Método del factor unitario para la resolución de problemas (análisis dimensional).

PROPÓSITOS FORMATIVOS

Al finalizar la lectura de este capítulo, el alumno será capaz de:

     

Interpretar el rol de la química como ciencia central; Resolver ejercicios numéricos a través de los procedimientos regla de tres simple y del factor unitario; Recononcer las magnitudas utilizadas en los temas bajo estudio; Aplicar transformaciones de unidades del sistema internacional SI; Reconocer los prefijos y su valor muliplicativo entre unidades; Utilizar correctamente el sistema de notación científica.

NOCIONES BÁSICAS La Química es la ciencia que se ocupa del estudio de la materia, de su estructura, de sus propiedades y transformaciones, y de los estados y cambios energéticos involucrados en ellos.Se apoya en la matemática y en la física, y la podemos encontrar relacionada con otras disciplinas como la biología, la geología y la fisiología, conformando un conjunto epistemológico sustentado en los principios propios del método científico 1. Superada la etapa del oscurantismo característico de la Edad Media, la química, evolucionó separándose de la alquimia y asentando sus bases sobre las matemáticas y la física. Al mismo tiempo, se fue adecuando paulatinamente, al rigor del método científico. La experiencia demostró que muchas de las afirmaciones teóricas y fundamentalmente prácticas de la química, están basadas en sistemas numéricos. Esos números, están asociados a unidades que deben ser expresadas de manera certera, a los efectos de evidenciar con fidelidad la realidad que decriben, y que intentan representar (Magnitudes). En razón de las diferencias históricamente observadas entre países y culturas que utilizaban sistemas de unidades diferentes o nomenclaturas discordantes, se fueron construyendo consensos internacionales, con el fin de hacer compatibles la comunicación y la interpretación de los trabajos científicos. Así nacieron, entre otros, la IUPAC 2 y el Sistema Internacional de Unidades (SI).

1. 2.

Procedimiento sistemático para la investigación. Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. 17

SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES El sistema SI, está formado por unidades básicas y derivadas; éstas resultan de la combinación de más de una de aquellas. Nombre

Unidad

Símbolo

Longitud

metro

m

Masa

kilogramo

kg

Tiempo

segundo

s

Corriente electr.

Ampére

A

Temperatura

Kelvin

K

Intensidad Lumínica

Candela

cd

Masa sustancia

Mol

mol

De aquellas fundamentales, se obtienen las unidades derivadas, como las de superficie, velocidad, y todas las que resulten necesarias o suficientes a partir de la interrelación de diferentes magnitudes entre sí. Además, es muy común que de acuerdo con la realidad, en muchos casos sea imprescindible utilizar una gran cantidad de ceros, tanto a la derecha como a la izquierda de las cifras significativas. En estos casos, para disminuir esas cantidades, resulta conveniente utilizar la notación científica.

NOTACIÓN CIENTÍFICA En razón de la gran amplitud dimensional que abarca el universo físico, desde el mundo subatómico hasta el macrocosmos, resulta imprescindible entonces emplear un gran abanico de cifras que incluyen ceros, para poder representar adecuadamente la escalas de esa realidad. Por ello, y a los efectos de simplificar la representación de esas cantidades, se aplica la notación científica. Este sistema de notación se fundamenta en el hecho de que la numeración decimal se basa en el número 10. Por lo tanto, las siguientes cifras se pueden representar también de forma exponencial, con base 10, para no recurrir a la utilización de una excesiva cantidad de ceros. De esta manera podemos decir que: 1 x 101 1 x 102 1 x 103 1 x 104

= = = = 18

10 100 1.000 10.000

1 x 105

=

100.000

En la forma matemática representada, el exponente simboliza la cantidad de ceros, luego de la primera cifra significativa. Con el mismo razonamiento, los exponentes negativos expresan la cantidad total de ceros delante de la primera cifra significativa, stra a continuación: 1 x 10-1 1 x 10-2 1 x 10-3 1 x 10-4 1 x 10-5

= = = = =

0,1 0,01 0,001 0,0001 0,00001

En consecuencia, se puede generalizar, que una forma de representación, es de acuerdo con la expresión: a 10n

en donde “a” vale entre 1 y 9,99 y “n” representa la cantidad total cifras a la derecha de la coma.

600.000.000.000. 000.000.000.000

6 x 1023

Para los exponentes negativos: a 10 n

En donde “a” vale entre 1 y 9,99 y “n” representa la cantidad total de ceros delante de la primer cifra significativa, incluyendo el cero delante de la coma.

4 x 10-7 A manera de ejemplos, podemos observar los siguientes: 5.510

=

5,51 x 103

0,00112

=

1,12 x 10-3

205.000

=

2,05 x 105

19

10.000.000

=

1 x 107

0,0000008936

=

8,94 x 10-7

Existen exponenciales típicos que representan valores desde la escala cósmica, por ejemplo el gogol, (10100) hasta los del mundo subatómico; como la constante de Planck, en el rango de 10 -34. Por lo expuesto, y en vista de la gran diversidad de medidas que requiere un modelo científico para ser expresado, resulta conveniente aplicar un sistema de prefijos, a los efectos de asignar, de manera convencional, un método de medición. Se resumen a continuación los prefijos más comúnmente utilizados y que indican el exponencial al que hacen referencia: En la tabla se exponen los prefijos aplicables a las unidades de uso frecuente en ciencias: Factor

Prefijo

Símbolo

1018

exa

E

1015

peta

P

1012

tera

T

109

giga

G

106

mega

M

103

kilo

k

102

hecto

h

101

deca

da

10-1

deci

d

10-2

centi

c

10-3

mili

m

10-6

micro

μ

10-9

nano

n

10-12

pico

P

10-15

femto

F

10-18

atto

a

20

-12

Así, un picosegundo es 10 segundos, un femtolitro -15 9 es 10 litros, y un gigabite corresponde a 10 bites.

RESOLUCION DE PROBLEMAS.

(TAMANO TIPOGRAFIA)

La gran mayoría de los problemas que derivan de los procedimientos químicos que aquí se desarrollarán, se basan en ecuaciones lineales, lo que pone de manifiesto la proporcionalidad equivalente (directa o inversa) entre las variables relacionadas. Es por ello, que en base a esa relación, resulta conveniente utilizar el razonamiento que nos brinda el uso de la reconocida “regla de tres simple”. Por ejemplo, si quisiéramos averiguar, cuánto pesan dos moles de Cloruro de Sodio (ClNa), razonamos así: Si un mol de ClNa pesa 58,5 gramos, “2 moles pesarán “x” ”: 1 mol _________________ 58,5 gr. 2 moles _________________ x En donde x será: 2 moles . 58,5 gr x = ---------------------------- = 117 gr. 1 mol

MÉTODO DEL FACTOR UNITARIO O ANÁLISIS DIMENSIONAL Otro procedimiento útil para la resolución de problemas lo constituye el “Método del Factor Unitario”, también conocido como “análisis dimensional”. El análisis dimensional utiliza un método fraccionario, en el que se determina un factor unitario, colocando en el numerador y en el denominador valores equivalentes de ese en diferentes unidades y cuya razón valga 1. Luego multiplicamos este factor unitario por el dato que debemos resolver. La fracción contendrá las dos unidades que necesitamos inter-transformar en el numerador y una de ellas quedará simplificada con la del denominador. Ejemplo Una muestra puede orientarnos acerca del uso de este método:

21

Si se nos pidiera transformar 744 cm. a metros, buscamos una equivalencia entre ambas unidades ( m. y cm.) que nos resulte conveniente para el cálculo y cuya fracción valga 1.sabemos que un metro es igual a 100 cm., por lo que el factor unitario será:

1m 1 100cm

La incógnita deberá ir en el numerador y su equivalente en el denominador. Luego se multiplica por la consigna:

1m  744cm  7, 44m 100cm

Vemos así que se cancelan las unidades que no deseamos (en ese caso centímetros, cm.), quedando el resultado en metros, m. que son las requeridas por la consigna. El factor unitario permite entonces, en este caso, multiplicar por 0,01 y obtener las unidades correctas, en base a que la fracción representa una igualdad entre numerador y denominador. Si en otro ejemplo se nos pidiera averiguar el peso en grs. de 3,5 moles de ClNa, estableceríamos el factor unitario de manera tal que se cancelen las unidades que no se nos requiere (moles) y que deje las necesarias para resolver el problema; esto es, gramos: El factor unitario será la relación entre gramos en el numerador y moles en el denominador ( ya que buscamos gramos: 1

58,5 gr  ClNa 1 mol ClNa

Entonces, se multiplica por la consigna: 58,5 gr  ClNa  3,5mol  x 1 mol ClNa x  204,75gr.

22

Este análisis dimensional, permite rápidamente y con poco esfuerzo, establecer las relaciones unitarias entre dos sistemas, constituyendo una metodología de sencilla resolución y facil interpretación.

Ejercicios de práctica :

Mediante regla de tres simple y análisis dimensional resuleva los siguientes problemas:

1) Se sabe que la masa de un eritrocito es de 90 femtolitros y que un femtolitro es 1 x 10 -15 litros. Despreciando el covolumen,¿ cuántos litros ocuparán 5.000.000 de los mismos? 2) Sabiendo que un anillo de oro tiene un peso de 2,5 gr. , exprese su peso en libras. Una libra equivale a 4536 grs. 3) La distancia que separa la tierra de la luna es de 360.000 km. El cálculo realizado por la NASA, fue expresado en millas. ¿Cuál fue ese valor? . Nota: 1 milla equivale a 1609 km.

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2 MATERIA Y ENERGIA Estructura atómica de la materia: Energía y materia. Propiedades físicas y químicas: intensivas, extensivas. Sistemas materiales. Sistemas homogéneos y heterogéneos. Estados de la materia. Cambios de estado. Métodos de separación de fases. Métodos de fraccionamiento. Molécula. Átomo. Partículas fundamentales del átomo. Isótopos. Elementos químicos. Tabla periódica. Iones.

PROPÓSITOS FORMATIVOS Al concluir la lectura del capítulo el alumno será capaz de:         

   

1

Interpretar correctamente los conceptos de materia y energía; Reconocer las propiedades intensivas y extensivas de la materia; Interpretar las características de los fenómenos físicos y químicos; Caracterizar las propiedades de los sistemas materiales; Identificar sistemas homogéneos y heterogéneos y sus métodos de separación y fraccionamiento; Identificar los componentes de SM1 y diferenciar las caracterísitcas de sus componentes; Distinguir entre los tres estados de la materia; Diferenciar las características macroscópicas y microscópicas de los tres estados de la materia; Identificar nominalmente los cambios de estado y el cambio de sus propiedades, como así tambien la influencia de la temperatura y la presión en esas transformaciones; Reconocer las caracterísitcas atómicas, propiedades períodicas y números de masa atómicas absolutas y relativas; Asignar correctamente los números atómicos y de masa a los elementos químicos; Determinar en base a ello el número de partículas elementales; Identificar elementos Isótopicos, isóbaros e isoelectrónicos.

SM: Sistema Material. 24

ENERGÍA Y MATERIA Se denomina energía a la capacidad de producir trabajo 2 o calor; y, su interrelación con la materia se evidencia a través de la fórmula de Einstein 3: E  m  c2

En donde “E” representa energía, “m” masa y “c” la velocidad de la luz. Se oserva en la fórmula que la materia y la energía se encuentran relacionadas a través del valor de la velocidad de la luz (en este caso elevada al cuadrado). Conociendo que la velocidad de la luz es de aproximadamente 289.000 km/seg, podemos denotar que un gramo de materia es capaz de producir un valor extraordinario de energía, fundamento de las bombas de fisión atómica: al transformar la materia radiactiva, en energía se produce una extraordinaria liberación de energía (explosión). Por otra parte, denominamos materia a todo aquello que posee masa y por lo tanto presenta peso y ocupa un volumen en el espacio, siendo lo constituyente de todo lo concreto conocido en nuestro mundo cotidiano. Entonces, las principales características de la materia son: 

ponderable (posee masa),



extensa (ocupa un lugar en el espacio),



impenetrable (no pueden dos cuerpos ocupar las mismas coordenadas),



divisible (se puede reducir a porciones menores).

A excepción de que la materia es exclusiva del mundo cotidiano, las demás características las comparte con la antimateria y poco se sabe aún de la materia oscura; además posee partículas de masa 0, como los fotones y posiblemente los neutrinos 4 también. La antimateria está formada de partículas con cargas eléctricas opuestas a las de las partículas ordinarias. Por ejemplo, un protón tiene una carga positiva, y el electrón carga negativa, en la materia ordinaria. En cambio, un positrón (o antielectrón) tiene carga positiva, y un antiprotón, negativa. Estos constituyen la antimateria.

2. 3. 4.

Ejercer una fuerza en una distancia. Con la famosa fórmula de Einstein, se calcula la cantidad de energía liberada o absorbida por un sistema material. Se considera que los neutrinos tienen masa 0, aunque algunas experiencias recientes (2009) parecen sugerir la existencia de alguna masa en interacciones particulares. 25

Para visualizar la diferencia entre los dos conceptos podemos resumirlos así: Materia

Antimateria

Constituyente

Átomo

Anti átomo

Núcleo

Positivo: Protón

Negativo: Anti Protón

Orbitales

Negativo: Electrones

Positivo: Positrones

Si bien en el capítulo de estructura atómica trataremos el tema, vamos a anticipar que actualmente se reconocen cuatro fuerzas fundamentales en el universo:  gravedad,  electromagnetismo,  fuerza nuclear fuerte, y  fuerza nuclear débil. Y que las Partículas fundamentales que conforman la materia, son clasificadas en dos grupos:

1. Fermiones : son las partículas que conforman la materia conocida. Estan formadas por quarks y leptones 2. Bosones: son las partículas que se comportan como mediadores de las fuerzas: A. Gravitones en la fuerza de gravedad B. Fotones en el electromagnetismo C. Gluones en la fuerza nuclear fuerte D. Bosones W y Z en la interacción nuclear débil Un gran desafío para los físicos lo constituye la unificación de esas fuerzas. Ya para Einstein, había sido un emprendimiento que no se pudo concluir. La primera unificación se observó entre el magnetismo y la electicidad, en el electromagnetismo, con sólidas vinculaciones físico matemáticas. Por el momento, se sigue tras la búsqueda de una unificación general no obtenida aún. Materia y Energía Oscuras El hombre siempre ha tejido conjeturas sobre el origen del universo, pero también lo hace, mas inquieto aún, sobre su probable final. Se sabe que el universo está en constante expansión, a partir de las mediciones de la radiación de fondo cósmico y de los desplazamientos hacia el rojo por efecto doppler. Una teoría afirmaba que se seguiría expandiendo por siempre, hasta concluir en un universo frío, inerte y muy poco denso. La otra posición, expresaba que se llegaría a un punto de expan26

sión máxima, a partir de la cual, el universo dejaría de expandirse, para comenzar a contraerse. En este modelo el universo concluiría concentrándose en un punto de máxima densidad, una singularidad llamada, a contraposición del big bang, big crash, una especie de implosión universal absoluta. Lo determinante, capaz de diferenciar entre una posición o la otra radicaba en la cantidad de materia que posee el universo, ya que esa cantidad establece las fuerzas de atracción gravitacionales. 

Si la materia estaba por debajo de una cantidad n, serían estas fuerzas insuficientes para detener la expansión, y en consecuencia se cumpliría la primer teoría.



Por el contrario, si la cantidad de materia superaba ese valor teórico n, el universo terminaría contrayéndose. Por eso, era crucial cuantificar la masa del universo, a lo que se abocaron los estudios de una gran cantidad de equipos de cosmólogos. Resultaba muy difícil determinar la masa total, n. Hasta que apareció una nueva clase de materia desconocida hasta entonces: la materia oscura. Esta materia no emite ningún tipo de radiación, se ignora como es su estructura y composición, pero se estima su presencia de manera indirecta por la acción que ejerce sobre la materia ordinaria, y sobre la luz, actuando de lente gravitacional. Existe solamente a nivel del macrocosmos, está regida por energía ANTIgravitatoria que contribuye, por acción de esa fuerza, a la expansión del universo y su cantidad es determinante sobre el comportamiento expansivo del universo, y el destino final de éste.



Big Rip, Expansión indefinida y fría, o



Big Crash en una singularidad

No sólo se acepta actualmente la presencia en el universo de una gran cantidad de materia oscura, sino que también se reconoce la existencia de otro tipo de energía: la energía oscura. La expansión del universo se está acelerando y esto se debería a la acción repulsiva de la energía oscura. La masa tiende a atraerse por acción de la gravedad, pero esta energía aumenta la expansión, por lo que en la actualidad prevalece la idea de que el universo debería terminar en un big crash. ¿Será el big crash un acontecimiento previo a un subsiguiente big bang?. Los estudios siguen, pero para el conocimiento de la materia y energía, aparecieron especies hasta no hace muchos años desconocidas: la materia y energía oscuras. La energía oscura sería la responsable de la expansión acelerada del Universo, operando como una fuerza que es expansiva, en contraste con la teoría gravitatoria de Newton que regula, como ya se viera, la atracción entre los cuerpos físicos. Además, respaldando las teorías de Einstein, la energía oscura se comporta como una constante cosmológica, introducida en las ecuaciones relativistas 5. En la actualidad se propone desde la teoría y las obsevaciones de galaxias y supernovas, que la energía oscura actua sobre el 74% del Universo, mientras que la materia oscura prevalecería en el otro 22% y lo que denominamos como materia, involucaría el porcentaje restante 6. Dentro de las teorías de supersimetría, se encuentra la propuesta de la exitencia de partículas semejantes a los bosones W y Z , denominadas WIMP 7, partículas de gran masa, que interactúan débilmente. Como

5

Monthly Notices of the Royal Astronomical Society Magazine.Chris Blake. Universidad de Tecnología Swinburne en Melbourne, Australia.

6

Jet Propulssion Laboratory. NASA . www.jpl.nasa.gov Weakly interacting massive particles.

7

27

este tipo de partículas actuan mediante la fuerza nuclear débil, pero no son sensibles al electromagnetismo, por lo cual resultan invisibles a la detección. Por esto podrías ser constituyentes de la materia oscura. Estas partículas sonsensibles a las interacciones nucleares débiles, a la gravedad y a algún tipo de interacción particular de la materia oscura, llamadas interacciones oscuras.. Otro tipo de partículas denominadas superWIMPs, semejantes, responderían a la gravedad y a las interacciones oscuras pero no a la fuerza nuclear débil. Mientras que el encuentro materia – antimateria, se aniquilarían, el encuentro materia – materia oscura tenderían a separarse. En consecuencia, la energía oscura y la fuerza gravitacional muestran un comportamiento opuesto. Mientras en el universo temprano se hab ría manifestado un componente prevaleciente de la grvitación, al expandirse lo suficiente, estas fuerzas habrían perdido su prevalencia, y la energía oscura pasó a comandar el proceso expansivo. Si esto fuera así, entonces, el final del universo sería un espacio frío y vacío. En definitiva, la materia ordinaria es la que nos rodea, y la que nos constituye, es capaz de impresionar nuestros sentidos o instrumentos, conformando todas las sustancias conocidas en el mundo cotidiano y en sus diferentes estados. La materia oscura no se incluye en esta definición.

PROPIEDADES DE LA MATERIA. La materia presenta diferentes propiedades que permiten identificar a cada sustancia. Estas propiedades pueden clasificarse, inicialmente en: 

Propiedades Extensivas



Propiedades Intensivas

Las propiedades intensivas son los indicadores que determinan la identidad de la “materia”.

Las propiedades extensivas son aquellas que dependen de la cantidad de materia y no de la identidad de las sustancias, como lo son el volumen, el peso, la forma, la superficie, etc. Mientras tanto, las propiedades intensivas, no dependen de la cantidad , sino que se relacionan con el tipo particular de materia considerada; son características de cada tipo de sustancia, por lo cual resultan útiles para identificación. Son ejemplos de propiedades intensivas, entre otras: la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, el peso específico, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, la conductividad térmica, los espectros de emisión y absorción, etc. Si consideramos, por ejemplo, el punto de ebullición resulta evidente que éste no varía con la cantidad de materia:

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Si colocamos un litro de la sustancia agua en un recipiente,a la presión de una atmósfera, observamos que hierve a 100 º C. Si en otro recipiente colocamos cinco litros de sustancia agua, se observa que también hierve a 100 °C. La diferencia estriba en que en el segundo caso será necesario entregar 5 veces más energía calórica al sistema, pero la temperatura de ebullición será la misma (100 °C a una atmósfera de presión). Otra de las propiedades intensivas es la densidad de una sustancia; ésta es la razón entre la masa y el volumen que ocupa, y aunque ambas por separado son de carácter extensivo, podemos observar que al colocar una en función de la otra, se establece una proporcionalidad que determina que su razón 8 devuelva un valor constante, evidenciando que la densidad es una propiedad intensiva La densidad de 100 ml. de etanol es de 0,79 g/ml. Si se toma la densidad a 500 ml de etanol también se obtendrá 0,79 g/ml. como resultado, por tratarse de una propiedad intensiva, es decir, independiente de la masa. Cuerpo Se denomina cuerpo a una determinada porción de materia formada por una o más sustancias, que presenta límites y formas definidas. Cualquier objeto es un cuerpo, como ser, una pirámide hecha con la sustancia “piedra”, una esfera conformada por la sustancia “madera”, un cilindro de “plomo”, una silla de “plástico”. A veces, alcanza definiciones más complejas y evolucionadas, como el cuerpo humano, el cuerpo de un animal, un planeta, una pc, un robot o un satélite artificial. Por estar un cuerpo formado de sustancias que ocupan un espacio en el universo, en razón de la condición de impenetrabilidad de todo cuerpo físico, ese espacio no puede ser ocupado por otro, al mismo tiempo. Los cuerpos poseen masa, y la masa de un cuerpo se correlaciona con el peso, a través de la influencia de la gravedad 9, es decir que el peso es la fuerza (atracción) que ejerce un cuerpo sobre la masa de otro. Los cuerpos se atraen entre sí por acción de la fuerza de gravedad. La tierra atrae a los cuerpos que se encuentran en su cercanía y en razón de su tamaño relativo, se semeja una “caída” de los demás cuerpos sobre su superficie, de “arriba hacia abajo”, como la Manzana de Newton. Aún cuando el manzano se encuentre en el hemisferio sur, vemos en el mundo ordinario que la manzana “cae” hacia abajo, cuando en realidad se trata de la atracción entre dos cuerpos (uno de gran masa: la tierra, otro de pequeña masa: la manzana).

8. 9.

Es decir dividir una en la otra. Peso = Masa x Aceleración de Gravedad 29

De acuerdo con las leyes físicas, todos los cuerpos ejercen atracción gravitatoria entre sí. Dos cuerpos, A y B, se van a atraer con una fuerza directamente proporcional a sus masas e inversamente proporcional a su distancia elevada al cuadrado:

F

mA  mB d2

Donde “mA” es la masa del cuerpo A, “mB” es la masa del cuerpo B y “d” la distancia entre ambos elevada al cuadrado.

Sustancia Sustancia es el tipo de materia que constituye un cuerpo, con una composición constante o definida y con propiedades distintivas (Como ya vimos, una barra de la sustancia aluminio, un cilindro de la sustancia acero, un cubo de sustancia madera, una barra de la sustancia hielo, una barrita de la sustancia chocolate, sustancia agua destilada contenida en un vaso, alcohol absoluto encerrado en su botella, etc.). La forma del cuerpo es una barra, o en el caso de un líquido, el del recipiente que lo contiene, pero la sustancia resulta diferente en cada caso en virtud de presentar distintas propiedades físico–químicas (intensivas). Todas las sustancias están sometidas a transformaciones que pueden ser físicas, químicas o en algunos casos, nucleares. Una transformación física es un proceso durante el cual una sustancia cambia sus condiciones físicas, como la forma, el volumen, el estado de movimiento o estado de agregación, pero conserva su composición química, por lo que en definitiva, sigue siendo la misma sustancia y manteniendo sus propiedades intensivas. En una transformación o reacción química, en cambio, una sustancia se convierte en otra u otras diferentes. Fenómeno Físico la evaporación del agua, la dilatación térmica del cobre (no se modifica la sustancia: el agua sigue siendo agua, en otro estado, y el cobre mantiene su identidad y sólo modificó su volumen).

Fenómenos químicos: transformación de vino en vinagre, fermentación del azúcar, oxidación del hierro, etc.

Y ¿ Dónde encajan las reacciones nucleares?

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En una transformación nuclear, no hay modificaciones químicas de la molécula (combinación, descomposición, isomerización por ejemplo por intervenciones a nivel electrónico), sino transformaciones en el núcleo, por lo que los cambios no recaen en el átomo o molécula en sí. Estos fenómenos no se verifican en los laboratorios, químicos habituales, sino que corresponden a los centros de investigación nuclear, por lo que no son motivo de estudio del campo disciplinar de la química; su estudio corresponde a la física nuclear.

SISTEMAS MATERIALES Se denomina Sistema Material (SM) a toda porción del universo que posee masa y que es aislada para su estudio. Todo lo que rodea al sistema material, y del cual éste puede recibir influencia directa, se denomina “ambiente”. Si se pretende estudiar un alambre de cobre, sumergido en un beacker con agua, el alambre y el agua, serán los objetos de estudio (sistema material) y, lo que los rodea generándoles condiciones particulares (baño maría) será el medio ambiente. I. De acuerdo a la relación que el sistema material establece con su ambiente, se pueden objetivar tres situaciones: 

El sistema material y el medio intercambian materia y energía: SISTEMA ABIERTO.



El sistema material intercambia sólo energía, pero no materia: SISTEMA CERRADO.



El sistema material no intercambia ni materia ni energía con el ambiente: SISTEMA AISLADO o ADIABÁTICO.

En un sistema abierto, el Sistema Material puede intercambiar materia y energía libremente con el medio. Un recipiente con agua en ebullición y sin tapa corresponde a un sistema de éste tipo: escapa materia en forma de vapor, y energía en forma de calor hacia el medio. Si al recipiente del ejemplo anterior se lo dota de una tapa, de manera que el vapor no pueda escapar, se transformará en un sistema cerrado: el calor escapará a través de las paredes del recipiente (intercambio de energía con el medio), pero la materia no saldrá.

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En el caso que se conforme alrededor del recipiente cerrado una capa aislante, como la de un termo, el sistema alcanzará a contener, además de la materia, a la energía. Esto constituye un claro ejemplo de un sistema ADIABATICO. No obstante, cabe hacer la salvedad de que no existe un sistema adiabático perfecto en el mundo ordinario, tratándose más bien de una definición teórica, ya que con el tiempo, la energía finalmente termina por escapar, por perfecto que pueda parecer el sistema aislante. II. En base a su aspecto, los sistemas materiales se pueden clasificar en: 

Sistemas Heterogéneos: Sistemas formados por más de una fase.



Sistemas Homogéneos: Sistemas formados por una sola fase.



Sistemas Inhomogéneos: Una sola fase con propiedades graduales.

SISTEMAS HETEROGENEOS Las propiedades intensivas del sistema son variables Si analizamos un sistema constituido por agua y aceite en un vaso, comprobaremos que presenta una capa de aceite en la zona superior y otra de agua, debajo de aquella. Aire Aceite Agua Si no consideramos al aire, podemos decir que el sistema que vemos arriba, está formado por una fase agua y una fase aceite. El sistema en su conjunto presenta disparidad de propiedades ya que es evidente que el agua y el aceite presentan características diferentes. Decimos en ese caso que el sistema es BIFASICO, ya que está formado por dos fases: fase agua y fase aceite, con una clara delimitación entre ellos, llamada interfase. Si se considera el aire en el sistema, hablaríamos entonces de un sistema TRIfásico. Entonces: Sistema heterogéneo es aquel que presenta distintas propiedades intensivas en por lo menos dos de sus puntos, con una delimitación definida entre ellos, llamada interfase. Decimos además que los sistemas heterogéneos están formados por más de una fase ( son polifásicos).

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Otros sistemas heterogéneos son, por ejemplo, muestras de agua con benceno, arena con limaduras de hierro, el granito, el mármol, etc. Las fases pueden presentar cualquiera de los tres estados físicos, y estar formadas por uno o más componentes.

Cada fase constituyente del sistema heterogéneo, es un sistema homogéneo en sí mismo con idénticas propiedades en todos sus puntos.

Están separadas entre sí por superficies netas y definidas, por ejemplo un sistema heterogéneo de tres fases puede ser agua, hielo y vapor de agua (la misma sustancia “agua” en tres estados diferentes). Ese sistema tiene tres fases (agua líquida, vapor de agua y hielo), y un solo componente: agua.

Componente: cada una de las sustancias que componen un sistema

Si nuestro sistema estuviera formado por agua salada, un trozo de madera y gas hidrógeno, tendría tres fases (fase agua salada, fase madera y fase hidrógeno), pero en vez de un componente, hay cuatro: sustancia agua, sustancia sal, sustancia madera y sustancia hidrógeno.

Mezclas Cuando dos o más sustancias se reúnen en un sistema disperso, en proporciones variables y no definidas y sin que se produzca una interacción química entre ellos, decimos que constituyen una mez-

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cla. La fase que está en mayor cantidad 10, se llama fase dispersante, y la que se encuentra en menor proporción, fase dispersa. Las mezclas se clasifican en dos grandes grupos: 

Dispersiones: son sistemas heterogéneos.



Soluciones: son sistemas homogéneos.

Y de acuerdo con su aspecto, las mezclas pueden ser: A)

Diferenciables: 

Macroscópicamente: Se aprecian a simple vista; por ejemplo, el granito es una mezcla heterogénea, en el que se pueden distinguir las sustancias cuarzo, feldespato y mica. Cada fase presenta distintas propiedades correspondientes a cada sustancia, por lo que se las considera mezclas heterogéneas macroscópicas.



Microscópicamente: Para poder observar las diferentes fases, se debe recurrir a herramientas ópticas como la lupa, el microscopio óptico o el ultramicroscopio. Son las denominadas mezclas heterogéneas microscópicas. Los sistemas dispersos son heterogéneos y están formados por partículas pequeñas de una sustancia (fase dispersa) distribuida uniformemente en el seno de otra sustancia (fase dispersante). Dispersión

Fase Dispersante

Fase Dispersa

Tinta china

Agua

Negro de humo

Niebla

Aire

Agua

Arcilla en agua

Agua

Arcilla

Sistemas Coloidales. Son sistemas heterogéneos cuya fase dispersa posee partículas sólo visibles al ultramicroscopio. Estas partículas de la fase dispersa se denominan micelas 11. Los sistemas coloidales son importantes por sus propiedades físico - químicas y biológicas. Tienen incidencia activa en los sistemas biológicos, merced a sus actividades eléctricas, mecánicas y ópticas. Son ejemplos de sistemas coloidales: la gelatina, el agar, la clara de huevo en agua, el citoplasma de una célula. Los sistemas coloidales pueden hallarse en dos estados:

10. 11.



Estado micelar sol: se forma cuando las micelas están dispersas en importante cantidad de dispersante.



Estado micelar gel: se produce cuando,la fase dispersante está en menor cantidad que en sol. Las micelas interaccionan entre sí como consecuencia de la precipitación, coagulación o desecación que produce el acercamiento de esas micelas entre sí.

Y que determina el estado físico de la mezcla. Mayoritariamente son polianiones 34

Estos sistemas presentan efecto Tyndal12. B)

No diferenciables: ni aún con el ultramicroscopio se pueden observar las distintas fases constituyentes. Límite: 10 -7 cm. Esto corresponde al caso de las soluciones, en las cuales el soluto, disuelto en el solvente, no puede ser observado por ningún instrumento. La clasificación las incluye dentro de los sistemas homogéneos.

SISTEMAS HOMOGENEOS Un sistema homogéneo se presenta con iguales propiedades intensivas en todos sus puntos por lo que podemos decir que presenta una sola fase. Esta fase, contiene propiedades idénticas en todos los puntos del sistema. En un sistema homogéneo puede haber sustancias puras o mezclas homogéneas que se presentan en una sola fase. Una sustancia es pura cuando posee un solo tipo de moléculas: agua pura, alcohol absoluto, benceno, ácido nítrico, etc. En estos casos, son sustancias puras moleculares, ya que sus partículas están formadas por más de un tipo de átomo. El cobre, hidrógeno, plata, hierro, son sustancias puras, pero en este caso elementales, ya que están formados por un sólo tipo de átomos.

Un vaso de agua salada es monofásico, ya que presenta una sola fase. El agua salada no muestra diferencias entre un punto y otro (observándolo a simple vista o con el ultramicroscopio). Si la solución se sobresatura se puede encontrar un gradiente paulatino de concentración.

Un recipiente con agua, es un sistema homogéneo. Si al agua, le agregamos sal, ésta se disuelve y constituye agua salada, también homogénea, con una sola fase. Todos los puntos del sistema resultan semejantes. En el primer caso se trata de una sola sustancia (agua) y en el segundo, de dos sustancias (agua y sal). En el primero hablamos de sustancia pura y en el segundo de solución. Si en lugar de agua, observamos un recipiente con mercurio, también estamos frente a un sistema homogéneo constituido por una sustancia pura. En el caso del agua, se trata de una sustancia pura compuesta, ya que su molécula posee átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; el mercurio en cambio, es homogéneo y sustancia pura simple, ya que posee exclusivamente átomos de mercurio .

Agua pura

agua salada

mercurio

En síntesis, se puede expresar que cuando el sistema material es homogéneo a simple vista, con microscopio óptico y aún con ultramicroscopio (se observa una sola fase), puedrá ser:

12.

Dispersión de un rayo de luz que atraviesa la muestra. 35

A:

sustancia pura simple; una sola sustancia – átomos iguales - (Mercurio)

B:

sustancia pura compuesta – moléculas iguales – (Agua)

C:

solución: más de un tipo de moléculas (Agua salada) Importante: Que un sistema contenga más de un componente NO significa que sea un sistema heterogéneo.Así lo vimos por ejemplo con el agua salada que forma una solución formada por agua y sal (dos componentes) pero sin dejar de ser un sistema homogéneo, es decir de una sola fase.

SISTEMAS INHOMOGENEOS Se trata de aquellos sistemas materiales que presentan una modificación gradual y paulatina de sus propiedades, bajo la distribución de un gradiente. A simple vista pueden considerarse como de naturaleza homogénea, pero al estudiar esas propiedades, se puede apreciar un cambio gradual en sus características. Un ejemplo de estos sistemas lo constituye la atmósfera: a simple vista parece homogénea, pero la mezcla gaseosa se va modificando al variar la distancia desde la superficie, haciéndose menos densa. Los sistemas con gradiente de concentración,o precipitación gradual constituyen otro claro ejemplo de estos sistemas. Clasificacion

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ESTADOS FISICOS DE LA MATERIA Las sistemas que hemos estudiado se pueden presentar en tres estados físicos diferentes: SOLIDO, LIQUIDO Y GASEOSO. Se puede generalizar que los sólidos poseen forma propia, no son compresibles ni expandibles; los líquidos son fluidos que adoptan la forma del recipiente que los contienen, y son incompresibles, mientras que los gases son expandibles por lo que no poseen forma propia. Esto es lo que nos permite identifiacar habitualmente el estado físico de las cosas. Estas características obedecen a las condiciones moleculares de las sustancias, como la cercanía entre partículas, las fuerzas de atracción y de repulsión entre ellas y la energía cinética de sus moléculas. Para cada estado, se resumen sus características en la tabla siguiente: Estado.

SÓLIDO.

LÍQUIDO.

GASEOSO.

Cercanas. En un estado de orden regular.

Intermedias. No se encuentran en un estado de orden regular.

Alejadas. Tienen mucha movilidad.

Características. Distancia entre las partículas.

Relación entre Fuerzas de atracción (Fa) y de repulcsión (Fr)

Respuesta a la Compresión Forma.

Fa >> Fr

Fa ~ Fa

Fa