Química general

- 1 -
Introducción a la Química General

2
JORGE SARMIENTO EDITOR - UNIVERSITAS

4
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

5
JORGE SARMIENTO EDITOR - UNIVERSITAS
Obispo Trejo 1404. 2° “B”. Barrio Nueva Córdoba – Tel. (0351) 4117411-153650681- Email: universitaslibros@yahoo.com.ar

6
Diseño Interior: Jorge Sarmiento
Diseño de Tapa: Jorge Sarmiento
Autor: Luis Simes
Producción Gráfica: Universitas
Diagramación, diseño y dibujos: Guido Breglia – Iconografía Barceló
El cuidado de la presente edición estuvo a cargo de
Jorge Sarmiento
ISBN: 978-987-572-063-3 CAMBIA?
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 total-
mente 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 ejem-
plar del material publicado a esta editorial.
Hecho el depósito que marca la ley 11.723.
Impreso en Argentina
S O
ARMIENT
E D I T O R
Obispo Trejo 1404. 2 “B”. Bº Nueva Córdoba. (5000) Córdoba
Te: 54-351-4117411 y 153650681 - Email: universitaslibros@yahoo.com.ar
© 2012. Segunda Edición. JORGE SARMIENTO EDITOR-UNIVERSITAS.

8
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. Ma-
drid. España.
Morris, G. Físico Química para Biólogos. Ed. Reverté. Barcelona. España.

9
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
Enlaces Químicos...................................................................................................................... 73
Enlace Covalente: ..................................................................................................................... 74
4 Funciones de la Química Inorgánica........................................................................................... 80

10
Combinaciones Químicas.......................................................................................................... 80
Los Números En La Ecuación Química:.................................................................................... 82
Estequiometría .......................................................................................................................... 93
5 Líquidos..................................................................................................................................... 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

11
Ecuación de Henderson - Hasselbalch ..................................................................................... 165
10 Reacciones de óxido - reducción ............................................................................................ 169
Reacciones De Oxido - Reducción .......................................................................................... 169
Ecuación de Nernst ................................................................................................................. 180
11 Introducción a la Teoría atómico - molecular. Estructura Atómica.......................................... 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

13
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 nues-
tro Rector, Prof. Dr. Héctor A. Barceló, al Vicerrector, Axel Barceló y al Consejo de Administra-
ción de la Fundación H.A. Barceló, por su convicción permanente en la promoción de las activida-
des 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, con-
tenidos 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, especial-
mente 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 es-
pecial 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 tam-
bién todos los aspectos perfeccionables, serán motivo de revisión por nuestra parte, agradecida re-
ceptora 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 nanotecnolo-
gías que preconfiguran el albor de un futuro inmenso y expectable.
Luis Simes
www.barcelo.edu.ar - tac@barcelo.edu.ar

14
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 Sa-
lud,Fundación H. A. Barceló durante el año 2011, ha surgido la necesidad de realizar algunas co-
recciones 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 Sar-
miento, por el esmero puesto de manifiesto en la cuidada edición del material.

15
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: inten-
sivas, extensivas. Sistemas materiales. Sistemas homogéneos y heterogéneos. Estados de la materia.
Cambios de estado. Métodos de separación de fases. Métodos de fraccionamiento. Molécula. Áto-
mo. 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 endo-
térmicas.
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 Mariot-
te. Ecuación de estado de los gases ideales. Ecuación general de estado.
Cap. 7: Calorimetría: Trabajo y Calor. Leyes de la termodinámica. Entalpía. Entropía. Energía Li-
bre.
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 equili-
brio. Sales poco solubles. Kps. Ácidos y Bases. Bronsted Lowry. Lewis. Pares ácido - base conju-
gados. Buffers.
Cap. 10: Reacciones de óxido - reducción: Concepto. Media reacción. Celdas Galvánicas. Equili-
brio. Ecuación de Nernst.
Cap. 11: Estructura atómica: Experiencias que llevaron al descubrimiento del modelo atómico ac-
tual. Electrólisis. Rayos catódicos. El electrón. Rayos canales. El protón. Rayos X y Radioactividad.
Experiencia de Thomson; relacion qm). 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. Pro-
piedades ondulatorias del electrón. Dualidad onda partícula de De Broglie. Principio de incertidum-
bre de Heisemberg. Ecuación de Schroedinger. Núcleo y partículas subatómicas. Quarks. Leyes de

16
simetría y principio de conservación de la paridad. Fuerza de la naturaleza. El tiempo. Relatividad.
Teoría de cuerdas

17
1
NOCIONES BASICAS
Nociones básicas: Química. Unidades del Sistema Internacional de unidades
(SI). Notación científica. Cifras significativas. Método del factor unitario pa-
ra 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 biolo-
gía, la geología y la fisiología, conformando un conjunto epistemológico sustentado en los princi-
pios propios del método científico1
.
Superada la etapa del oscurantismo característico de la Edad Media, la química, evolucionó sepa-
rándose 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 (Magni-
tudes). 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. Procedimiento sistemático para la investigación.
2. Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

18
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 imprescin-
dible utilizar una gran cantidad de ceros, tanto a la derecha como a la izquierda de las cifras signifi-
cativas. En estos casos, para disminuir esas cantidades, resulta conveniente utilizar la notación cien-
tífica.
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 inclu-
yen 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
= 10
1 x 102
= 100
1 x 103
= 1.000
1 x 104
= 10.000

19
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
= 0,1
1 x 10-2
= 0,01
1 x 10-3
= 0,001
1 x 10-4
= 0,0001
1 x 10-5
= 0,00001
En consecuencia, se puede generalizar, que una forma de representación, es de acuerdo con la ex-
presión:
10n
a 
en donde “a” vale entre 1 y 9,99 y “n” representa la cantidad total cifras a la derecha de la coma.
6 x 1023
600.000.000.000.
000.000.000.000
Para los exponentes negativos:
10 n
a 

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

20
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 go-
gol, (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 mane-
ra 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

21
Así, un picosegundo es 10
-12
segundos, un femtolitro
es 10
-15
litros, y un gigabite corresponde a 10
9
bites.
RESOLUCION DE PROBLEMAS. (TAMANO TIPOGRAFIA)
La gran mayoría de los problemas que derivan de los procedimientos químicos que aquí se desarro-
llarán, 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), razo-
namos 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 Unita-
rio”, 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:

22
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:
1
1
100
m
cm

La incógnita deberá ir en el numerador y
su equivalente en el denominador.
Luego se multiplica por la consigna:
1
744 7,44
100
m
cm m
cm
 
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 correc-
tas, 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:
58,5
1
1
gr ClNa
mol ClNa


Entonces, se multiplica por la consigna:
58,5
3,5
1
gr ClNa
mol x
mol ClNa

 
204,75 .
x gr


23
Este análisis dimensional, permite rápidamente y con poco esfuerzo, establecer las relaciones unita-
rias 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
li-
tros. 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.

24
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 sepa-
ración 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:
 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 ele-
mentos químicos;
 Determinar en base a ello el número de partículas elementales;
 Identificar elementos Isótopicos, isóbaros e isoelectrónicos.
1
SM: Sistema Material.

25
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
:
2
E m c
 
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 pro-
ducir un valor extraordinario de energía, fundamento de las bombas de fisión atómica: al transfor-
mar la materia radiactiva, en energía se produce una extraordinaria liberación de energía (explo-
sión).
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 com-
parte 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 ordi-
narias. 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. Ejercer una fuerza en una distancia.
3. Con la famosa fórmula de Einstein, se calcula la cantidad de energía liberada o absorbida por un sistema mate-
rial.
4. Se considera que los neutrinos tienen masa 0, aunque algunas experiencias recientes (2009) parecen sugerir la
existencia de alguna masa en interacciones particulares.

26
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 ac-
tualmente 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 gru-
pos:
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 mag-
netismo 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 in-
quieto 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 univer-
so frío, inerte y muy poco denso. La otra posición, expresaba que se llegaría a un punto de expan-

27
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 singulari-
dad llamada, a contraposición del big bang, big crash, una especie de implosión universal absolu-
ta.
Lo determinante, capaz de diferenciar entre una posición o la otra radicaba en la cantidad de mate-
ria 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. Re-
sultaba 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 es-
tima su presencia de manera indirecta por la acción que ejerce sobre la materia ordi-
naria, 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 conoci-
miento 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 relati-
vistas 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 restante6
. Dentro de las
teorías de supersimetría, se encuentra la propuesta de la exitencia de partículas semejantes a los
bosones W y Z , denominadas WIMP7
, 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
7
Weakly interacting massive particles.

28
este tipo de partículas actuan mediante la fuerza nuclear débil, pero no son sensibles al electromag-
netismo, por lo cual resultan invisibles a la detección. Por esto podrías ser constituyentes de la ma-
teria 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 interaccio-
nes 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 grvita-
ción, 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 es-
pacio frío y vacío.
En definitiva, la materia ordinaria es la que nos rodea, y la que nos constituye, es capaz de impre-
sionar 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 propie-
dades pueden clasificarse, inicialmente en:
 Propiedades Extensivas
 Propiedades Intensivas
Las propiedades
intensivas son los
indicadores que
determinan la identidad
de la ateria .
Las propiedades extensivas son aquellas que dependen de la cantidad de materia y no de la identi-
dad 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 can-
tidad de materia:

29
Si colocamos un litro de la sustancia agua en un recipiente,a la pre-
sión 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 se-
gundo 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 in-
fluencia 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 tie-
rra, otro de pequeña masa: la manzana).
8. Es decir dividir una en la otra.
9. Peso = Masa x Aceleración de Gravedad

30
De acuerdo con las leyes físicas, todos los cuerpos ejercen atracción gravitatoria entre sí. Dos cuer-
pos, A y B, se van a atraer con una fuerza directamente proporcional a sus masas e inversamente
proporcional a su distancia elevada al cuadrado:
2
mA mB
F
d


Do de A es la asa del
cuerpo A, B es la asa
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 sus-
tancia 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 propieda-
des físico–químicas (intensivas).
Todas las sustancias están sometidas a transformaciones que pueden ser físicas, químicas o en algu-
nos casos, nucleares.
Una transformación física es un proceso durante el cual una sustancia cambia sus condiciones físi-
cas, 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?

31
En una transformación nuclear, no hay modificaciones químicas de la molécula (combinación,
descomposición, isomerización por ejemplo por intervenciones a nivel electrónico), sino transfor-
maciones 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 esca-
par, 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.

32
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 enton-
ces de un sistema TRIfásico.
Entonces:
Sistema heterogéneo es aquel que presenta distintas propiedades intensi-
vas 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).

33
Otros sistemas heterogéneos son, por ejemplo,
muestras de agua con benceno, arena con lima-
duras 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.
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.
Cada fase constituyente
del sistema heterogéneo,
es un sistema homogéneo
en sí mismo con idénticas
propiedades en todos sus
puntos.
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 cua-
tro: 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 defi-
nidas y sin que se produzca una interacción química entre ellos, decimos que constituyen una mez-

34
cla. La fase que está en mayor cantidad10
, 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 hete-
rogénea, 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 herramien-
tas ópticas como la lupa, el microscopio óptico o el ultramicroscopio. Son las denominadas
mezclas heterogéneas microscópicas. Los sistemas dispersos son heterogéneos y están for-
mados 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 micelas11
. Los sistemas coloida-
les 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:
 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.
10. Y que determina el estado físico de la mezcla.
11. Mayoritariamente son polianiones

35
Estos sistemas presentan efecto Tyndal12
.
B) No diferenciables: ni aún con el ultramicroscopio se pueden observar las distintas fases consti-
tuyentes. 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 mole-
culares, 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 resul-
tan semejantes. En el primer caso se trata de una sola sustancia (agua) y en el segundo, de dos sus-
tancias (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 homo-
géneo constituido por una sustancia pura. En el caso del agua, se trata de una sustancia pura com-
puesta, 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.

36
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 sis-
tema 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 natu-
raleza 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 ho-
mogénea, pero la mezcla gaseosa se va modificando al variar la distancia desde la superficie, ha-
ciéndose menos densa.
Los sistemas con gradiente de concentración,o precipitación gradual constituyen otro claro ejem-
plo de estos sistemas.
Clasificacion

37
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 incompresi-
bles, 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 atrac-
ción y de repulsión entre ellas y la energía cinética de sus moléculas. Para cada estado, se resumen
sus características en la tabla siguiente:
Estado.
Características.
SÓLIDO. LÍQUIDO. GASEOSO.
Distancia entre las
partículas.
Cercanas. En un
estado de orden
regular.
Intermedias.
No se encuentran en
un estado de orden
regular.
Alejadas. Tienen
mucha movilidad.
Relación entre
Fuerzas de atracción
(Fa) y de repulcsión
(Fr)
Fa >> Fr Fa ~ Fa Fa << Fr
Respuesta a la
Compresión
Incompresible. Muy poco
compresible.
Compresible.
Forma. Propia. De acuerdo al
recipiente con
superficie plana.
Ocupa el
recipiente.
Expansible.
El punto crítico o triple, es la temperatura y la presión en las que una sustancia coexiste en los tres
estados físicos. Si las condiciones de la sustancia están por debajo del punto triple será un gas, y si
está por encima del mismo, será un vapor. Un vapor puede pasar a líquido al subir sólo la presión,
en cambio un gas no lo puede hacer. Primero debe disminuir su temperatura y posteriormente au-
mentar su presión.
P
LIQUIDO
SOLIDO punto triple
.
.
GAS VAPOR
....
T

38
PASAJES DE ESTADO
Los pasajes de estado se producen al variar las condiciones de presión y temperatura del sistema. Al
aumentar la temperatura, y/o disminuir la presión, la tendencia será hacia el aumento del desorden.
Al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética de las partículas y con ello su movilidad, lo
que favorece su separación y un pasaje hacia un estado mas liberado: sólido a líquido, líquido a ga-
seoso; lo mismo ocurre al disminuir la presión. Se produce una separación entre las partículas, dis-
minuyen las fuerzas de atracción y el sistema tiende a desodenarse.
Los pasajes de estado se denominan, de
 Sólido a Líquido: Fusión (1)
 Sólido a Gaseoso: Volatilización (2)
 Líquido a Sólido: Solidificación (3)
 Líquido a Gaseoso: Vaporización - Evaporación - Ebullición (4)
 Gaseoso a Sólido: Sublimación (5)
 Gaseoso a Líquido: Condensación, Licuación o licuefacción (6)
Estos cambios se obtienen mediante cambios de presión y temperatura.
Pasaje de estado Temperatura - presión
1 - 2 - 4 Aumento de temperatura y/o disminución de presión.
3 - 5 - 6 Disminución de temperatura y/o aumento de presión.
En este punto resulta conveniente establecer una aclaración referida a las alternativas que se obser-
van en el proceso evaporación - ebullición (4). Esto obedece a la diferencia existente entre vapor y
gas, que si bien vulgarmente podrían ser confundidos por tratarse del mismo estado de agregación.
Como ya viéramos, un gas es el que se encuentra en ese estado por encima del punto crítico y el
vapor es el que se mantiene por debajo del mismo. Esta diferencia radica en el comportamiento de
las sustancias en relación a la presión del sistema. En el caso del gas, resulta necesario modificar la
presión. Antes de su pasaje a líquido, es necesario aumentar la presión y luego modificar el estado
de agregación, mientras que en el caso del vapor, el pasaje se puede realizar, sólo modificando su
temperatura.

39
Otra de las diferencias importantes que podemos establecer entre dos de los estados que se nombran
en el punto (4) se puntualiza en el siguiente cuadro:
Ebullición. Evaporación.
¿Qué produce? Cambio de estado, de líquido a sólido.
¿Dónde ocurre? En toda la masa del
líquido.
En la superficie del lí-
quido.
Por otro lado, cada sustancia pura tiene su punto de fusión como así también su punto de ebullición,
específicos para cambiar de estado.Son, como ya se viera, propiedades intensivas, características de
cada sustancia
Punto de ebullición.
Es la temperatura en que la
presión de vapor del líquido
equilibra a la presión exterior.
Punto de fusión.
Es la temperatura en la cual la
presión de vapor del sólido
equilibra a la presión de vapor
del líquido.
TRANSFORMACIONES QUÍMICAS
Hasta aquí vimos transformaciones de orden físico. En cambio, los fenómenos o transformaciones
químicas, que involucran modificaciones a nivel atómico y molecular. Se denominan reacciones
químicas. Las reacciones químicas son fenómenos que se representan mediante reacciones quími-
cas.
En toda reacción química hay reactivos o sustancias reaccionantes (aquellas cuyas masas disminu-
yen a medida que la reacción ocurre) y producto de la reacción (aquellos cuyas masas se forman y
aumentan a medida que la reacción progresa).
La representación simbólica de una reacción química constituye, como se expresara, la ecuación
química:
A + B  C + D
Reactivos Productos
Clasificación de las reacciones químicas
Las reacciones químicas admiten varias clasificaciones; nosotros nos centraremos aquí específica-
mente en aquellas que se refieren a su modalidad de desplazamiento. Si el desplazamiento es total,
los reactantes se agotan y representan las reacciones irreversibles o totales; las que conservan reac-
tantes y se desplazan en los dos sentidos, son reacciones reversibles.
A) Reacciones Totales

40
Estas reacciones son aquellas en las cuales los reactivos se agotan, transformándose totalmente en
productos. Se identifican por una flecha única de izquierda a derecha. Por ejemplo:
HCl + Na OH  Na Cl + H2O
Reactivos Productos
Una vez producida la transformación, no se puede repetir el fenómeno sobre la misma sustancia
inicial. Es decir, los reactivos ya no existen más como tales y se han transformado totalmente en
otra u otras sustancias cuyas propiedades intensivas son diferentes a las de las sustancias originales,
y no se invierte el sentido de la reacción.
B) Reacciones reversibles o limitadas
Son reacciones en las que una vez formados los productos, éstos reaccionan entre sí, reconstituyen-
do los reactivos. Se simbolizan con línea o flecha dobles, que indican los dos caminos permitidos a
la reacción.
H2 CO3 ===== CO3 H-
+ H+
En este caso, se llega a un punto de la reacción en el cual los productos reoriginan a los reactantes,
estableciendo un estado de equilibrio, durante el cual la cantidad de moléculas de productos que se
forman, es igual al número de moléculas de reactantes que se forman. Se ha llegado a un punto de
equilibrio, e el que la dinámica de la reacción continúa.
Características de las transformaciones químicas:
1. Las especies químicas involucradas en una transformación química (reactivos o productos)
presentan una composición definida y una relación constante. Esto las diferencia de las mez-
clas donde los componentes pueden presentar proporciones variables.
2. Durante las transformaciones químicas ocurre un intercambio de energía con el medio.
Intercambio de energía en las reacciones químicas
Mientras ocurre una reacción química se produce un intercambio de energía con el medio (general-
mente en forma de calor, aunque a veces pueden ser luz o electricidad de los mediadores energéti-
cos).
Sobre la base de estos cambios las reacciones químicas se clasifican en:
 Exergónicas: la reacción ocurre con desprendimiento de energía. Son reacciones espontáneas.
A  B + Energía
 Endergónicas: la reacción ocurre con aporte de energía desde el medio externo. Son reacciones
NO espontáneas.
A + Energía  B
En el caso particular de que la energía interviniente, sea calorífica, las reacciones adquieren las cali-
ficaciones de:
1. Reacciones exotérmicas: cuando liberan calor al desarrollarse

41
2. Reacciones endotérmicas: cuando requieren calor para producirse
Tipos de reacciones químicas
De acuerdo con los procesos que se manifiesten en las reacciones químicas, éstas se pueden clasifi-
car en:
Reacciones de síntesis: procesos en los que dos o más sustancias se combinan para dar un solo pro-
ducto:
A + B  C
N2 + 3 H2  2NH3
Ca O + Si O2  Ca Si O3
Reacciones de descomposición: procesos en los que se obtienen dos o más sustancias a partir de un
compuesto determinado:
A  B + C
CaCO3  CaO + CO2
2 KClO3  2KCl + 3 O2
Reacciones de desplazamiento: procesos en los que un elemento sustituye a otro en un compuesto:
A + BC  AB + C
Cu + 2 NO3  Cu (NO3) + 2
Zn+ 2 Cl  ZnCl2 + H2
Reacciones de doble desplazamiento: procesos en los que se produce una doble sustitución, entre-
cruzadas Entre estas reacciones están las de neutralización:
ácido + base  sal + agua
AB + CD  AC + BD
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Reacciones de combustión: estos procesos pertenecen a un grupo más amplio, las reacciones de
oxidación.
En las reacciones vistas hasta aquí, cada elemento conservaba su número de oxidación, asimilable a
su valencia. Es decir que desde su valor como reactante, hasta su valor como producto, no se verifi-
caba cambio de valencia en ningún elemento. En cambio, la combustión es una oxidación, que ocu-
rre rápidamente, con emisión de calor y luz. El tipo de combustión está determinado por la abun-
dancia de oxígeno, necesario para producir la reacción. Cuando el oxígeno es abundante, el produc-
to final es dióxido de carbono, si el oxígeno no es abundante, la producción es de monóxido de car-
bono y ante la escasez de oxígeno, el producto será carbono (carbonización)
CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O (si hay oxígeno suficiente)
CH4 + 1 ½ O2  CO + 2 H2O (si no hay suficiente oxígeno)

42
CH4 + O2  2 C + 2 H2O (si el oxígeno es muy escaso)
Leyes Gravimétricas y de las combinaciones gaseosas
Se conocen con este nombre las leyes que gobiernan las reacciones químicas y permiten deducir la
relación entre las masas con que se relacionan los elementos para formar compuestos, o viceversa, y
de las relaciones de los compuestos entre sí.
Mencionaremos:
1- Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa.
1¨Ley de Einstein o de la conservación de la masa / energía
2- Ley de Proust o de las proporciones definidas.
3- Ley de Dalton o de las proporciones múltiples.
4- Ley de Richter o de los pesos equivalentes.
1) Lavoisier  Ley de conservación de las masas:
Lavoisier, trabajando con distintos elementos y sustancias concluyó que “la suma de la masa de los
reactantes es igual a la suma de la masa de los productos,” es decir que los elementos y la masa no
se crean ni destruyen, sólo se transforman. En efecto, si visualizamos los ejemplos, nos damos
cuenta que se produce un reacomodamiento o reordenamiento de los elementos constituyente, que
se reagrupan, pero no modifican masas.
Ej:
A + B  AB
10 20 30
CO2 + H2O  H2 CO3
44 18 62
La masa de todo sistema material aislado permanece constante cualesquiera sean las transformacio-
nes físicas y químicas que se produzcan en el mismo.
La validez de la ley de Lavoisier está restringida a los sistemas materiales aislados, es decir, impo-
sibilitados de intercambiar materia con el exterior.
1´) Ley de Conservación de la masa/ energía:
Cuando Lavoisier realizó sus experiencias, trabajó con un sistema de balanzas, por lo que se refería
exclusivamente a las masas. Cuando Einstein estableció la interconversión entre masa y energía, a
través de la fórmula:
E = mc2

43
se amplió el concepto de la ley de conservación de la masa, ya que la energía también se encontraba
involucrada en el sistema.
“En todo sistema adiabático, el valor de la masa-energía de los reac-
tantes, es igual a la masa- energía de los productos”.
En la vida ordinaria, y para el valor de sensibilidad instrumental, la pérdida o ganancia de la energía
es irrelevante. Sólo resulta de aplicación en las reacciones de tipo nuclear, emisiones radiactivas,
etc.
El valor masa + energía de los reactantes es igual a la masa +
la energía de los productos
2) Ley de las Proporciones constantes de Proust
Esta ley, desarrollada por el químico francés Louis J. Proust a finales del siglo XVIII, expresa que
en un compuesto químico, la relación de masa de dos elementos que lo forman, es siempre constan-
te.
A / B = Constante
Por ejemplo:
CO2 O C Rel O/C
44 gr 32 gr 12 gr 2,67
88 gr 64 gr 24 gr 2,67
440 gr 320 gr 120 gr 2,67
11 gr 8 gr 3 gr 2,67

44
Es decir, que al tomar distintas cantidades de una misma sustancia, la relación de masas de sus ele-
mentos, es una constante.
Al trabajar con agua, se obtuvieron los siguientes resultados:
Muestra Masa de H Mase de O
1 4 gramos 32 gramos
2 2,5 gramos 20 gramos
3 0,8 gramos 6,4 gramos
Para establecer la relación de masas entre los elementos constituyentes en cada muestra, se efectúan
las siguientes relaciones, con el fin de corroborar la ley:
Muestra 1:
Masa O 32
------------- = ----- = 8
Masa H 4
Muestra 2:
Masa O 20
------------- = ------ = 8
Masa H 2,5
Muestra 3:
Masa O 6,4
------------- = ------ = 8
Masa H 0,8
El valor encontrado en cada relación (igual a 8), representa la cantidad de veces en que el oxígeno
se combina con la unidad de hidrógeno en cada muestra, o en cualquier otra muestra de agua que
observemos, en términos generales, 8n/n = 8.
Con estos valores resulta posible establecer que la relación de masas entre los elementos componen-
tes de una misma sustancia, es constante.
Esta regularidad subrayada por Proust, se puede enunciar así:
La relación entre las masas de los elementos que forman un
compuesto determinado es constante.
3) Ley de las Proporciones variables de Dalton
Dalton, a principios del siglo XIX, continuo la línea de Proust, pero orientó su análisis, no ya a ele-
mentos dentro del mismo compuesto, sino a dos elemento en diferentes compuestos.

45
Dalton determinó que cuando dos elementos se combinan para formar mas de un compuesto, al
permanecer constante uno de ellos en la segunda sustancia, la relación de masas de ambos, origina
números enteros y pequeños.
Como ejemplo,
Sustancia A, Dióxido de Carbono: CO2
Sustancia B, Monóxido de Carbono: CO
Manteniendo constante la masa de Carbono (C= 12), se verifica que la relación de masas del oxi-
geno en el compuesto A (32 gramos), con respecto a la masa en el compuesto B (16 gramos), pro-
duce una relación = 2;
C O2
CO2 12 32
CO 12 16
32/ 16 = 2
Otro ejemplo puede contribuir a una mejor comprensión de esta ley:
Sustancia A, Óxido Plumboso: PbO
Sustancia B, Óxido Plúmbico: PbO2
Pb O
PbO2 207 32
PbO 207 16
Si permanece constante la masa de uno ellos (Pb = 207), la relación de masas del otro elemento
entre sí, da un número entero y pequeño (en este caso 2) lo que se refleja en la fórmula y es con-
gruente con la realidad física de los compuestos.
Esta relación 2 a 1 es común, aunque pueden encontrarse otros valores de relación como por ejem-
plo: 2/3, 5/2, 3/1, etc. Esos valores están relacionados con los subíndices de los elementos en el
compuesto considerado.
4) Ley de las Proporciones Múltiples de Richter.
32/16=2

46
En la misma secuencia de trabajo que sus predecesores, Richter comparó los valores gravimétricos
entre componentes de diferentes sustancias.
Expresó que: “cuando dos elementos se combinan con un tercero lo hacen en una relación de ma-
sas que utilizarían para combinarse entre sí”. Es lo que denominamos Equivalente químico.
Si el elemento A se combina con el elemento B, y el elemento B con el C, mantendrán la propor-
ción cuando se combinen A con C.
Por ejemplo, Cuando se combinan hidrógeno con azufre, y azufre con calcio, lo hacen en una pro-
porción que usarán cuando se combine el hidrógeno (del primer compuesto) con calcio (del segun-
do), para formar el tercero.
A - B : SH2 ::: 32 gr. 2 gr.
B - C : CaS ::: 40 gr. 32 gr.
A - C : H2Ca ::: 2 gr. 40 gr.
Es decir, si 32 gr de S se combinan con 2 gr. de hidrógeno para formar SH2, y 32 gr de S se utilizan
para combinarse con 40 gr de calcio, para formas CaS, cuando se forme H2Ca, se utilizarán 2 y 40
grs. respectivamente.
En síntesis, en esta ley se verifica que cuando A se combina con B, y B con C, se utilizarán las
mismas masas cuando A se con combine con C.
S H Ca Compuesto
32 2 AB
32 40 BC
2 40 AC
Gráficamente, podemos representar éstas relaciones:
Un ejemplo de aplicación:

47
Vemos aquí que la masa que el Oxígeno y el Calcio, usan para combinarse con un tercer elemento
(el Hidrógeno), es la masa que utilizan para combinarse entre sí en el Oca.
Por tratarse de una masa que se mantiene constante frente a mas de un elemento, se lo denominó
PESO EQUIVALENTE DE UN ELEMENTO, ya que es la cantidad o masa que utiliza frente a
otros. Por ejemplo, para reaccionar con 8 gramos de Oxígeno o 12 gr. de Carbono. Al generalizarse
el concepto de equivalente, se verificó que se cumplía con el principio de que la cantidad de sustan-
cia que reacciona frente a otra, respeta la EQUIVALENCIA que da la relación entre el PM de la
sustancia y la valencia con la que reacciona.
Ejemplo: El PM del Oxígeno es 16, pero al trabajar con valencia 2, se verifica que 16/2 = 8, que es
el peso peso equivalente del Oxígeno.
PM o2 = 16; valencia = 2; PEq.= PM/v = 16/2 = 8
Esta es la masa de oxígeno que reaccionará con un equivalente de cualquier otra sus-
tancia.
Es decir que se denomina Peso Equivalente, a la cantidad de cualquier sustancia que se combina en
relación exacta con 8 gr. de Oxígeno, o 12 grs. de Carbono.
Enunciamos así la Ley de Richter:
La relación entre las masas de dos elementos que se combinan con un tercero,
es la masa que usan para combinarse entre sí. Esta relación puede estar mul-
tiplicada por una relación entre números enteros y pequeños, si alguno de los
elementos trabaja con mas de una valencia.
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE FASES.
Se denominan Métodos de separación de fases, a aquellos que tienen la capacidad de separar dos o
más fases de un sistema heterogéneo. Es interesante aclarar que estos métodos no son utilizables en
sistemas homogéneos, ya que son ineficaces para separar componentes de los mismos. Estos méto-
dos sólo accionan sobre sistemas heterogéneos; sobre sistemas homogéneos utilizaremos los Méto-
dos de fraccionamiento.

48
La elección del método más adecuado en cada caso, depende de las características y de la naturaleza
del sistema sobre el cual se va a trabajar, y fundamentalmente, del estado de la materia en el que
éste se encuentre, ya sea sólido, líquido o gaseoso.
Dentro del conjunto de los métodos de SEPARACIÓN DE FASES podemos distinguir los métodos
mecánicos y los métodos físicos.
Métodos Mecánicos
Los métodos mecánicos son los que transcurren con muy baja producción o requerimientos energé-
ticos,
Entre los más comunes por su frecuente utilización en el laboratorio químico, podemos mencionar:
Tamización
Constituye un método muy útil para separar fases sólidas, cuyas partículas presentan diferentes ta-
maños. Se basa en el empleo de una malla o tejido, de diferente calibre, ajustable a la condición de
la experiencia. Para lograr el cometido de la tamización se elige una malla de tamaño intermedio
entre las partículas que se deben separar. Por ejemplo, si necesitáramos separar una mezcla de maíz
y arroz, la malla debe poseer un tamaño de paso mayor que el tamaño del grano promedio de arroz,
pero menor que el tamaño promedio del grano de maíz. De esa forma, el arroz podrá pasar y ser
recogido en otro recipiente, mientras que el maíz quedará retenido en el tamiz, por encima de la
malla.
Levigación
La levigación es un método que se basa en el lavado del sistema mediante chorros de agua o vapor,
siendo utilizado para separar sólidos de diferente densidad.
Para ello, se gradúa la intensidad de lavado, con el fin de poder arrastrar las partículas livianas, de-
jando las más pesadas en el sistema. Constituye un buen ejemplo de utilización de éste método los
procedimientos de depuración del oro en las minas auríferas, con la finalidad de separar la arena
integrada al metal, mediante el uso de la levigación.
Flotación
Es otro método aplicable a sistemas conformados por sólidos de diferente densidad. Otra vez la idea
es situar a las condiciones del método en un punto intermedio entre fases. Por ejemplo, si resulta
necesario separar arena de partículas de corcho, se elige un medio cuya densidad sea inferior a la de
la arena, pero superior a la del corcho.
De acuerdo con el principio del método, a la mezcla se le agrega el líquido de densidad selecciona-
do, lo que producirá la flotación de las partículas livianas y la decantación de las pesadas.

49
Filtración
La filtración se basa en la utilización de membranas filtrantes que posibilitan el paso de líquidos,
pero que retienen al sólido disperso. Es aplicable a la separación de una fase sólida en suspensión,
de su fase líquida, dispersante.
Una membrana muy utilizada, es el papel de filtro de diferente porosidad, según sean las caracterís-
ticas que el procedimiento requiera.
Si tenemos que separar, por ejemplo, arcilla de un líquido dispersante, se puede utilizar papel de
filtro, amianto, algodón o filtros de carbón, en un embudo y colocar la mezcla. La fase líquida atra-
vesará el dispositivo, quedando retenidas las partículas que se encontraban en suspensión.
La Filtración se puede optimizar mediante la aplicación de presión en la fase superior, o de vacío en
la inferior, lo que produce una aceleración de los tiempos de filtrado.

50
Decantación
La decantación es un método que se basa en la diferente densidad de las fases constituyentes del
sistema, sea para separar las fases de un sistema heterogéneo formado por líquidos no miscibles (no
solubles entre sí) de distinta densidad o de un sólido en suspensión; por ejemplo: agua y nafta o
arcilla en agua.
Un instrumento adecuado para aplicar éste método es la ampolla de decantación. Consiste en un
recipiente del tipo de un embudo que posee una llave que permite el pasaje o cierre de un drenaje
hacia el vástago del embudo; se coloca la mezcla en su interior y cuando se forma la doble fase, con
una interfase bien definida, se abre la llave, se deja pasar la fase inferior, y al llegar la interfase, se
cierra el paso, dejando cada fase en diferentes contenedores.
La decantación se emplea también para separar una fase sólida dispersa en un líquido. Al dejar el
sistema en reposo, como consecuencia de la diferente densidad de los constituyentes, se produce la
precipitación del sólido, quedando en la fase superior el líquido; ésta fase puede ser extraída por
succión (trampa de vacío, sifón, etc.)
Centrifugación (Decantación acelerada)
La centrifugación es un método muy utilizado en los laboratorios, que aplica el principio de la fuer-
za de la gravedad, a través de la fuerza centrífuga, como un medio para acelerar el proceso de de-
cantación. La fuerza centrífuga actúa sobre los componentes, acelerando la decantación de las partí-
culas o fase mas pesadas. Es de uso cotidiano en análisis clínicos para obtener el sedimento de la
orina, a efectos de efectuar el análisis microscópico de la misma, o para separar el suero del coágulo
para los análisis de sangre.
Imantación
Este método se basa en la utilización de la fuerza magnética a través de imanes, para separar un
sistema ferromagnético13
de uno paramagnético14
.
Permite separar un sistema formado, por ejemplo, por arena - hierro. En dicho caso el imán separa
las limaduras de hierro de la arena.
13. O Diamagnético:Sustancia con organización atómico molecular que interacciona con un sistema magnético.
14. Sustancia que no resulta atraída por la fuerza electromagnética.

51
Los métodos descriptos son los de mas común aplicación cuando resulta necesario separar fases de
los sistemas heterogéneos, no resultando útiles para fraccionar los componentes de sistemas homo-
géneos. Para estos casos son necesafrios los métodos de fraccionamiento.
METODOS DE FRACCIONAMIENTO
Los métodos de Fraccionamiento se aplican a sistemas homogéneos de más de un componente.
Aunque su aspecto es homogéneo, al estar formado por más de una sustancia, pueden ser fraccio-
nadas en sus respectivos componentes constitutivos.
Entre los más utilizados15
, se pueden describir:
Sublimación
Recordemos que la sublimación es el pasaje de estado por el cual un sólido se transforma en vapor
sin pasar por la fase líquida. Este principio se aplica como método de fraccionamiento basado en la
capacidad de sublimación que posean algunos de sus componentes. El yodo es un no metal capaz de
sublimar. Por eso cuando el yodo sólido se encuentra mezclado con otras sustancias, una buena
forma de proceder a su extracción es la sublimación. El yodo sublima por efecto del calor y se con-
vierte en yodo vapor, adoptando luego nuevamente el estado sólido al tomar contacto con una su-
perficie fría separada.
15. Nos referimos al laboratorio clìnico y quìmico general

52
Disolución
Este método de fraccionamiento tiene su fundamento en la diferente solubilidad de los constituyen-
tes de una solución en distintos solventes.
Se aplica cuando una de las fases es soluble en un determinado solvente, mientras que la otra no lo
es. En sistema formado por arena y azúcar,si se agrega agua se producirá la disolución del azúcar.
El agua azucarada se separará posteriormente de la arena, por ejemplo, por filtración. Luego se
cristaliza el azúcar, permitiendo de esta manera, su recuperación.
Evaporación
Está basado en la diferencia entre los puntos de ebullición de los componentes, permitiendo evapo-
rar uno de ellos, mientras el otro queda en su estado líquido inicial. Se puede con éste método frac-
cionar el agua de un terrón de sal disuelto, procediendo de esta manera a su secado.
Destilación Simple
Es uno de los métodos más utilizados por su practicidad y eficiencia en el laboratorio, extrayendo
sólidos disueltos en líquidos o mezcla de líquidos de distinto punto de ebullición.
El fundamento es simple y se basa en colocar al sistema a una temperatura por encima del punto de
ebullición del solvente, lo que posibilita su evaporación, separándose del soluto o del líquido de
mayor punto de ebullición, que quedará en el sistema inicial. Un equipo de destilación simple está
integrado por:
 una fuente de calor;
 un balón de destilación, en el cual se coloca la mezcla;
 un sistema refrigerante, consistente en un tubo doble, por cuyo tubo externo circula
agua, que produce el enfriamiento;
 un termómetro, para controlar que el sistema mantenga la temperatura adecuada y,

53
 un recipiente colector, para recoger la sustancia condensada.
Al calentar la solución, el solvente se evapora y queda la sustancia de mayor punto de ebullición en
el balón. El destilado de menor punto de ebullición se recupera en el vaso de precipitación, De esta
manera se fraccionaron dos sustancias de distinto punto de ebullición.
Destilación Fraccionada
Se utiliza para separar soluciones líquido - líquido de distintos puntos de ebullición. El líquido de
menor punto de ebullición destila antes.
En la industria se usan columnas especiales llamadas columnas de fraccionamiento o rectificadoras.
El funcionamiento del equipo se basa en el gradiente de temperatura que se produce en la columna,
al ser calentada desde abajo. Así la temperatura del plato bajo es mayor que la del plato dos, la de
éste mayor que la del superior y así sucesivamente. En cada plato queda líquido cuya temperatura
de ebullición es mayor que la de ese nivel. Al introducir, por ejemplo, una solución de alcohol y
agua en la columna, los vapores llegan y burbujean en el líquido del plato inferior. Parte de los va-
pores (agua) condensan, y en el resto, enriquecidos en el componente más volátil (alcohol), pasan al
plato siguiente. Éste proceso se repite tantas veces como platos tenga la columna rectificadora.
Al llenarse un plato, el líquido desborda; por lo tanto, por la columna desciende líquido enriquecido
en el componente menos volátil (agua) y asciende vapor enriquecido en el componente más volátil
(alcohol), lo que permite separar ambos líquidos.
Industrialmente, se aplica para separar una solución de varios líquidos, por ejemplo petróleo, reti-
rando a distintas alturas de la columna los correspondientes subproductos, que lógicamente tendrán
distinto punto de ebullición, como nafta, kerosene, gas - oil y fuel - oil (residuo de la columna),etc..
Cristalización
Es otro método de fraccionamiento que se emplea para obtener un sólido disuelto en un líquido,
siempre que aquél tenga la propiedad de cristalizar. Por evaporación del disolvente queda el sólido
cristalino. Como ya explicamos, es posible obtener sal a partir del agua salada dejando simplemente
que el agua se evapore.

54
Si desea recuperar el disolvente, se utiliza el proceso de destilación ya sea simple o fraccionada.
Precipitación
Es un método que se basa en la precipitación del soluto en una solución, por modificación de la
temperatura (a menor temperatura, menor solubilidad) o por efecto de un ión común que modifique
el equilibrio del sistema, y lo desplace favoreciendo la precipitación. Siempre que se agregue un ion
común, con el fin de mantener la constante de precipitación, parte del ion debe precipitar.
Lixiviación
Constituye una combinación de procesos orientados a separar sólidos.. Básicamente consiste en un
líquido solvente. De alguna manera, es un método de lavado, capaz de arrastrar el componente so-
luble. Ejemplo: dado el sistema pedregullo - sal, se puede separar adicionando agua “en chorro”
arrastrando la sal solubilizada, y dejando la fase mas pesada.Posteriormente se trabaja sobre la fase
agua salada para recuperar la sal, mediante alguno de los métodos ya mencionados, por ejemplo,
cristalización.
Cromatografía
El nombre de cromatografía (del griego “chróma”, color y “grapho”, grabar, dibujar, representar) se
debe a que en un principio se utilizó para separar componentes coloreados, experiencia realizada en
1906 por M. Tswett, quién logró separar los pigmentos de las hojas verdes (“clorofila”: verde, y
“carotenos”: amarillo). En la actualidad es posible utilizar ese método para separar sustancias que
poseen igual color, aunque el método ha conservado el nombre.
La cromatografía es un procedimiento de fraccionamiento semejante, en principio, a la destilación,
pero en el cual los intercambios ocurren entre una fase fija y otra móvil, en vez de dos fases móvi-
les.
Para la separación cromatográfica se necesita un adsorbente16
específico (como ser: carbón, alúmi-
na, carbonato de calcio, óxido de magnesio, papel de filtro, tiza, etcétera), el que adsorbe en distin-
tas cantidades los componentes de la solución ensayada. La separación se logra con solventes ade-
cuados encargados de diluir cada soluto (ejemplos: éter de petróleo, tetracloruro de carbono, sulfuro
de carbono, acetona, benceno, cloroformo, alcohol).
Según la afinidad respectiva de las sustancias contenidas en la fase móvil (líquida o gaseosa) a la
fase fija, se desplazarán las sustancias hasta que la fuerza de desplazamiento se iguale a la fuerza de
fijación.
En la cromatografía de adsorción la separación entre los componentes de la fase móvil se funda en
la diferencia de afinidad de adsorción de cada constituyente de la fase móvil a la fase fija. La corri-
da cromatográfica puede realizarse por distintos métodos: columna, papel, tiza, etcétera. La siguien-
te figura es un ejemplo de cromatografía en columna.Actualmente es utilizada en el laboratorio de
análisis clínicos para la determinación de Hemoglobina glicosilada.
16. Adsorción: fenómeno mediante el cual ciertos sólidos fijan en su superficie una sustancia (observar su diferencia
con absorción).

55
Se llama SIEMBRA DE LA MUESTRA a la operación que consiste en colocar
una muy pequeña cantidad de muestra para el ensayo en la placa cromato-
gráfica, en la zona de siembra.
Si la mezcla a procesar consta de dos componentes, uno de ellos es retenido por el adsorbente,
mientras que el otro desciende por la columna con ayuda de sucesivos agregados de un disolvente
adecuado. Éste proceso se conoce como desarrollo del cromatograma.
Cromatografía en papel
Para efectuar una cromatografía en papel, placa o tiza, se siembra sobre éstas la muestra. Esta ope-
ración se realiza con un microcapilar o micropipeta.
Esta técnica se basa en el principio por el cual varios solutos, en contacto con dos disolventes no
miscibles entre sí, se reparten entre ellos. Esta distribución se realizará de acuerdo con la solubili-
dad de cada uno de los solutos en cada disolvente.
Se toma una tira de un papel poroso especial (papel cromatográfico) o en su defecto papel de filtro,
se siembra la muestra en un extremo y se sumerge en un sistema de dos o más disolventes no misci-
bles o parcialmente miscibles entre sí, como, por ejemplo, agua, alcohol, butílico y ácido acético.
La tira de papel preparada se coloca dentro de la cámara, de manera que el extremo que tiene la
muestra se sumerja en los disolventes, pero sin tocar las siembras y se espera que los solutos as-
ciendan por capilaridad, repartiéndose las sustancias según su afinidad y desplazamiento, permi-
tiendo una separación neta de las sustancias.
Si los compuestos son coloreados, se verán manchas a diferentes alturas. Si son incoloros, habrá que
agregar un reactivo adecuado, denominado revelador, para poder visualizarlos. Este proceso se de-
nomina revelado.
Cálculo del R.F.
Se llama R.F. (relación frontal), al cociente entre la distancia que recorre la sustancia separada sobre
la placa y la distancia recorrida por el disolvente, tomadas ambas desde el centro de la siembra hasta
la altura máxima alcanzada.

56
1
2
(sustancia)
. .
(disolvente)
d
R F
d
 Por lo tanto: . . 1
R F 
El R.F. resulta una constante física característica de cada sustancia, siempre que se use la misma
fase móvil, el mismo adsorbente y las mismas condiciones de ensayo.
Este cálculo permite establecer qué disolvente (o disolventes) y qué adsorbente son los más adecua-
dos para la separación cromatográfica de un sistema determinado, y permite predecir qué tipo de
sustancia compone el sistema en base a esa constante fisicoquímica.
Las técnicas cromatográficas están ampliamente difundidas y tienen múltiples aplicaciones en casi
todos los laboratorios para la separación de compuestos orgánicos, inorgánicos y análisis de mez-
clas de gases.
Las cromatografías de alta presión en fase líquida y fase gaseosa son importantísimas en la identifi-
cación y cuantificación de compuestos químicos de investigación en general y de la farmacología
en particular.
Una vez concluidas las separaciones o fraccionamientos, habremos obtenido una sustancia pura.
MOLÉCULA
Habiendo utilizado los métodos de fraccionamiento podemos llegar a una sustancia pura. Cuando la
sustancia pura es compuesta, su componente básico será la molécula. La molécula es la menor por-
ción de una sustancia que existe al estado libre y conserva las propiedades químicas de la misma. Es
una partícula neutra formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces químicos
Hay moléculas lábiles que pueden perder su estructura en tiempos relativamente cortos, pero si el
tiempo de vida medio es prolongado, la molécula será estable.
Hay moléculas formadas por un mismo átomo/elemento (como O2, O3) pero la mayoría de ellas son
uniones entre elementos distintos.
Se habla de “moléculas monoatómicas" al referirse a los gases nobles y a otros elementos que se
encuentran en forma de átomos individuales.
Las moléculas pueden ser neutras o tener carga eléctrica; si la tienen, pueden denominarse ion -
molécula o ion poliatómico. Cuando la carga que posee el ion es positiva, se lo denomina catión, en
tanto que en el caso de poseer carga negativa, el ion se denomina anión.
ÁTOMO
Es la menor porción identificable de materia eléctricamente neutra, capaz de conformar una molé-
cula. Ésta definición sólo tiene utilidad práctica ya que se sabe actualmente que el átomo esta cons-
tituido por una sumatoria de partículas de menor masa.
En realidad es la partícula más pequeña de materia que puede existir de un elemento, pero a su vez,
tiene una estructura interna formada por tres partículas aún más pequeñas (partículas subatómicas):
el PROTON, el NEUTRON y el ELECTRON. Los protones y neutrones conforman un cuerpo cen-
tral llamado núcleo y los electrones se distribuyen en el espacio periférico como si fuera una nube
alrededor del mismo.

Química general

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