Introducción sistemas homogéneos y heterogéneos. Elemento y compuesto.

1. 1. SISTEMES HOMOGÉNEOS Y HETEROGÉNEOS
OBJETO DE LA QUÍMICA: Rama de la ciencia que trata de la constitución (composición
y estructura interna), propiedades y transformación de la materia.
MATERIA: Parte sensible de que están constituidos todos los cuerpos.
CUERPO:
- Parte limitada de materia.
- Las propiedades químicas de un cuerpo son independientes de su tamaño y forma.
- Las propiedades físicas dependen de su tamaño y forma.
SUSTANCIA: Cada una de las diversas especies de materia.
SUSTANCIA QUÍMICA: Es una especie de materia definida por su composición química
constante.
a) Sustancia homogénea: sistema homogéneo, todo cuerpo o sistema material que
presenta en todas sus partes las mismas propiedades físicas y químicas. Ejemplo:
azufre, mármol, mezclas gaseosas, mezclas sólidas (aleaciones)…
b) Sustancia heterogénea: sistema heterogéneo, todo cuerpo o sistema material que
no presenta en todas sus partes las mismas propiedades físicas o químicas.
Ejemplo: granito, constituido de partes duras y semitransparentes (cuarzo), más
blandas y rojizas (feldespato), con brillo metálico y fácilmente exfoliables (mica).
Ejemplo: una disolución saturada de cloruro de sodio, en presencia de soluto, en el
que se distinguen perfectamente diferenciadas la fase sólida “precipitada” y la fase
líquida de la disolución.
Cada uno de los sistemas homogéneos del sistema heterogéneo recibe el nombre de
FASE,
INTERFASE: es la superficie de separación entre dos fases del sistema.
SISTEMA ESTABLE: si no sufre alteración en su constitución.
SISTEMA INESTABLE: si tiende espontáneamente a su propia descomposición o
transformación.
SISTEMA METAESTABLE: si es inestable, pero temporalmente puede mantenerse
inalterable.
Ejemplo: vapores subenfriados, disoluciones sobresaturadas a una temperatura dada.
La menor variación en las condiciones de equilibrio originará una transformación del
sistema.
2. MEZCLAS Y SUSTANCIAS PURAS.
MEZCLAS: sustancias que pueden separarse en sus componentes materiales mediante
operaciones físicas. Pueden ser homogéneas o heterogéneas.
SUSTANCIAS PURAS: no pueden descomponerse en otras sustancias por métodos
físicos. Son homogéneas y constan de una sola fase, salvo en el cambio de estado.
Así pues:
Sustancias:
Mezclas: homogéneas y heterogéneas (fases).
Sustancias puras.
Ejemplos de mezclas:

2. Estados de las fases Denominación Ejemplos
Sólido/Sólido Granito
Sólido/líquido Suspensión Sedimentos agitados
en el agua de mar
Heterogéneas Líquido/líquido Emulsión Aceite en agua, leche
Gas/líquido Espuma, Niebla Espuma de detergentes,
Nubes en la atmosfera
Sólido/gas Humo Fuego con humo
Sólido Disolución sólida Aleación Ag/Au
Homogéneas Líquido Disolución Agua salada
Gaseoso Mezclas gases Aire, gas ciudad
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA SEGÚN LA ESTRUCTURA
De las MEZCLAS HETEROGÉNEAS que se encuentran en la Naturaleza puede obtenerse
materia homogénea
La Materia homogénea es
completamente uniforme y
tiene una sola fase
Las disoluciones son mezclas de al menos
dos constituyentes completamente
homogéneos. La proporción puede variar
de una disolución a otra.
Pueden ser:
Líquidas
(agua de mar)
Gaseosas
(aire)
Sólidas
(aleaciones)
Las sustancias puras son
completamente homogéneas
(Excepto cambio de estado)
Pueden ser:
Elementos:
Pueden agruparse en dos
grandes categorías
basadas en algunas
propiedades físicas y
químicas
Metales No metales
Compuestos: tienen elementos en la
misma proporción de peso.
Se clasifican en:
Moleculares
Iónicos
Según la estructura de sus
disposiciones interatómicas

3. SEPARACIÓN DE MEZCLAS
En la naturaleza no existen apenas sustancias puras. Para la realización de
experimentos en los que se trate de determinar el comportamiento de ciertas
sustancias en condiciones determinadas, perfectamente controladas, es necesario
disponer de sustancias lo más puras posibles. De ahí que el fraccionamiento de las
mezclas constituya uno de los problemas más importantes para el químico.
SEPARACIÓN DE MEZCLAS DE FASES SÓLIDAS
a) Sedimentación y emulsión: en algunas circunstancias pueden separarse haciendo
uso de las diferencias de densidad de las fases.
Ejemplo: Separación de la ganga de minerales.
La centrifugación puede hacer que aumente considerablemente la velocidad de
sedimentación.
b) Extracción: Cuando los distintos componentes de la mezcla tienen diferente
solubilidad en determinados disolventes.
Ejemplo: Obtención de sal común en yacimientos de sal gema. (Disolución seguida
de evaporación).
c) Recristalización: Las sustancias sólidas que tengan cantidades relativamente
pequeñas de otras sustancias mezcladas se pueden purificar frecuentemente por
recristalización, dejando que se enfríe lentamente una disolución caliente, lo más
concentrada posible de la mezcla, en un disolvente apropiado.
Los cristales que se separan están formados por la sustancia pura ( o casi pura),
mientras que las impurezas que se encuentran presentes en cantidades mucho
menores quedan en la disolución.
Ejemplo: Separación de una mezcla de bromuro de bario y bromuro de radio.
d) Fusión por zonas: Un metal bastante puro puede purificarse por recristalización
gradual. Cuando se aplica una estrecha fuente de calor a un extremo de la barra y
ésta se mueve longitudinalmente con lentitud, se produce una estrecha banda
móvil del metal en fusión. Las impurezas quedan disueltas en la banda móvil y el
metal recristalizado detrás de la banda móvil es extremadamente puro.
e) Sublimación: Es la transformación directa de un sólido en gas.
Ejemplo: Para purificar el iodo.
f) Cristalización fraccionada: Por enfriamiento de una mezcla líquida. Separación
basada en los diferentes puntos de solidificación/fusión.
SEPARACIÓN DE MEZCLAS SÓLIDO-LÍQUIDO (Suspensiones y precipitados)
a) Destilación: Evaporación seguida de condensación.
Ejemplo: Separación de mezcla arena-agua.
b) Filtración: Paso del líquido a través de filtros, dichos filtros pueden ser de papel,
paño, ….
c) Decantación: En casos especiales.

4. SEPARACIÓN DE MEZCLAS DE LÍQUIDOS
Destilación: Evaporación y condensación repetidas para enriquecer gradualmente el
vapor en el componente más volátil.
A menudo la separación queda frustrada por la presencia de mezclas de punto de
ebullición constante (mezclas azeotrópicas).
Ejemplo de azeótropos: Alcohol al 95 %, Nítrico al 68 %.
Así el alcohol puede separarse del agua sólo hasta que tiene una pureza del 95 %, en
cuyo porcentaje la composición del vapor y del líquido son iguales. El alcohol puro o
absoluto puede obtenerse destilando una disolución del 95 % sobre cal viva (CaO), u
otor deshidratante como el CuSO4 (anhidro).
Si los líquidos de la mezcla tienen puntos de ebullición suficientemente separados se
emplean matraces simples de destilación.
Si son relativamente próximos (ejemplo alcohol, 78º C y agua, 100º C), se puede:
a) Destilar repetidamente.
b) Usar columnas para destilación fraccionada, que condensan de nuevo gran parte
del vapor producido durante la ebullición (sobre todo de las porciones poco
volátiles) y sólo llegan al refrigerante las proporciones más volátiles.
SEPARACIÓN DE MEZCLAS DE GASES
Licuación: Mediante elevadas presiones y temperaturas bajas, dejando que después se
separen gradualmente los componentes.
Ejemplo: Para obtener oxígeno, nitrógeno y gases nobles del aire.
CARACTERIZACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS Y DE MEZCLAS
Repitiendo el fraccionamiento de las mezclas acaban finalmente por obtenerse las
sustancias puras. Para caracterizarlas se usan sus propiedades específicas o intensivas:
que son independientes de la cantidad de material considerado.
Ejemplo: Puntos de fusión o ebullición, densidad, calor específico, dureza, olor,
solubilidad, …
Los puntos de fusión y ebullición son muy usados para comprobar la pureza o para
identificar una sustancia.
Como estas propiedades pueden observarse o medirse sin que se produzcan
variaciones materiales reciben el nombre de propiedades físicas.
Por el contrario, las propiedades químicas de una sustancia se refieren a su
comportamiento durante los procesos químicos (Reacciones). Describen qué nuevas
sustancias pueden obtenerse a partir de ella.
La mayoría de las propiedades específicas varían con las condiciones externas a las que
son observadas (ejemplo: Presión y temperatura). Por tanto, al citar determinadas
propiedades es necesario indicar siempre las condiciones en que se han determinado o
medido estas propiedades. Cuando no se indican se supone que se han realizado en
“condiciones normales”, es decir 0ºC y 760 mm de Hg.
Toda sustancia pura puede ser caracterizada mediante sus mismas propiedades físicas
y químicas que son constantes.

5. Ejemplo: Agua pura. Propiedades: incolora, inodora, funde a 0ºC, hierva a 100ºC,
densidad 0,997 g/cm3
, índice de refracción 1,333. Se descompone por electrólisis en
hidrógeno y oxígeno, puede oxidar al C a CO, reducir el F a HF, forma hidratos con las
sales, ácidos con los anhídridos, bases con los óxidos metálicos, hidroliza a los esteres
dando ácidos y alcoholes.
Por el contrario, las propiedades de una mezcla no son constantes, pueden variar y
dependen de su composición.
Ejemplo: El punto de ebullición del agua salada es tanto más alto cuanto mayor sea la
cantidad de sal que tenga disuelta.
ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Elemento: Es una sustancia que por cualquier método químico no puede
descomponerse en otras más sencillas, ni ser obtenida a partir de ellas (Boyle, 1661).
Ejemplo: Fe, S, Au, …
Se necesita gran labor experimental para considerar una muestra sustancia pura o
mezcla y más aún para distinguir entre sustancia pura y elemento. Así, se consideró al
KOH elemento hasta que en 1807 Humphrey Davy logró descomponerlo mediante
electricidad.
En la actualidad se conocen 103 elementos. Unos se encuentran en la naturaleza
(elementos naturales).
a) Puros: Fe, Au, Ag, Hg, S, …
b) Compuestos: Sulfuro de hierro, sal, …
Otros se han obtenido por reacciones nucleares (elementos artificiales).
De todos los conocidos, solo una docena forman casi toda la corteza terrestre. Los
demás están en proporciones muy pequeñas o ausentes.
Elemento O Si Al Fe Na Ca Mg H Ti Cl P
% en peso 49,5 25,7 7,5 4,5 2,6 2,4 1,9 0,9 0,6 0,2 0,1 Total:
99,5
La importancia de un elemento no depende necesariamente de su abundancia. El C
representa menos del 0,1 % del total, sin embargo, sin este elemento no se podría
haber desarrollado la vida sobre la Tierra.
Compuesto: Sustancia formada por dos o más elementos químicos combinados
químicamente, en los que puede descomponerse.
Ejemplo: HgO (s) →Hg (l) + O2 (g)
Síntesis: Formación de un compuesto.
Análisis: Descomposición o transformación de un compuesto.
Electrólisis: Descomposición por corriente eléctrica.
Termólisis o pirólisis: Descomposición por calor.
Las propiedades de los elementos desaparecen durante la síntesis.

6. Ejemplo: Na (s) + Cl2 (g) →𝑄𝑄 NaCl (s)
Na(s): Blando, se empaña inmediatamente Enel aire, reacciona violentamente con el
agua.
Cl2(g): Gas verdoso, olor sofocante, venenoso, denso.
NaCl(s) Blanco, inocuo, no se altera al aire, fácilmente soluble en agua.
SIMBOLO: Letra o letras con que se designa un átomo de un elemento, es por tanto la
representación química de un átomo.
FÓRMULA: Es la representación química de las moléculas de los elementos y de los
compuestos. Está constituida por la combinación de los símbolos de los elementos que
componen el cuerpo químico, afectados cada uno de un subíndice que indica el
número de átomos de ese elemento que entran en la molécula.
TRANSFORMACIONES FÍSICA Y QUÍMICAS
Transformación, cambio o proceso físico de la materia: Cuando no se produce ninguna
modificación en su composición química.
Ejemplo: Los cambios de estrado del agua.
Transformación, cambio o proceso químico de la materia: Se producen modificaciones
en la composición química.
Ejemplo: 𝐹𝐹𝐹𝐹 (𝑠𝑠) + 𝑆𝑆 ( 𝑠𝑠) → 𝐹𝐹𝐹𝐹𝐹𝐹 (𝑠𝑠)
El compuesto formado posee propiedades distintas del Fe y S.
Estas transformaciones se llaman REACCIONES QUÍMICAS y poseen las propiedades:
1) Las sustancias presentes inicialmente, llamadas reactivos o reactantes,
desaparecen más o menos completamente.
2) Una o varias sustancias nuevas, llamadas productos, aparecen a medida que tiene
lugar la reacción y se van consumiendo los reactivos.
3) Las propiedades de los productos son, en general, muy diferentes de las de los
reactivos.
4) Las reacciones químicas van normalmente acompañadas de un desprendimiento o
absorción de energía, en forma de luz, calor o electricidad.
Endotérmicas: Precisan aporte de energía calorífica.
Exotérmicas: Desprenden energía calorífica.
Es evidente la importancia que en Química posee el estudio de la reactividad. Muchas
veces interesará producir una reacción para obtener nuevos productos de mejores
cualidades, tanto técnicas como económicas. Oras veces importa detener una
reacción, como oxidaciones de metales, descomposición de elementos, …
De ahí el interés en un conocimiento lo mejor y más profundo posible de las leyes que
rigen las transformaciones o reacciones químicas.

7. EJERCICIOS
1. Como separarías las mezclas:
a) Alcohol y agua.
b) Azúcar y arena.
c) Limaduras de hierro y azufre.
d) Arena y iodo.
a) Destilación.
b) Disolución, filtración y evaporación.
c) Imán.
d) Sublimación.
2. ¿Qué se entiende por niebla, suspensión, fase?
Niebla: dispersión de gotas pequeñas en un gas.
Suspensión: es una mezcla heterogénea formada por un sólido en polvo o por
pequeñas partículas no solubles (fase dispersa) que se dispersan en un
medio líquido (fase dispersante o dispersora).
Fase: Parte de un sistema que es homogénea i presenta unos límites bien
determinados.
3. ¿Cómo demostrarías que durante la combustión de una vela se consume aire?
a. Enciende la vela y pégala al cristalizador con la cera. Luego, apágala.
b. Llena la probeta con agua y colócala sobre la vela encendida.
c. Observa cómo la vela se apaga y el agua sube por la probeta.
El oxígeno en el aire es esencial para mantener la combustión. A medida que se
consume el oxígeno, la presión dentro de la probeta disminuye, lo que hace que el
agua suba.
En resumen, la combustión de la vela involucra reacciones químicas entre el
oxígeno y los hidrocarburos presentes en la cera. ¡Es un excelente ejemplo de
cómo se consume el aire durante la combustión!
4. ¿Cómo demostrarías que la parte de aire consumido es oxígeno?
Para demostrar que la parte de aire consumido durante la combustión de una vela
es oxígeno, puedes realizar un sencillo experimento. Aquí tienes un procedimiento:
1. Materiales necesarios:
o 3 recipientes de boca ancha y diferentes tamaños.
o 3 velas idénticas.
o Un mechero o fósforos.
o Un rotulador.
o Una regla.
o Un cronómetro o reloj con minutero.
2. Procedimiento:
a. Marca cada recipiente con el rotulador, numerándolos del 1 al 3.
b. Mide la altura y el radio de cada recipiente con la regla para
calcular su volumen (volumen del cilindro = altura × área de la
base).

8. c. Enciende las velas y colócalas en un lugar donde no se estorben
entre sí.
d. Rápidamente, tapa cada vela con un recipiente (cuidado con la
corriente de aire) y comienza a cronometrar.
e. Anota el tiempo que tarda en apagarse cada vela.
f. Representa los datos en una gráfica: volumen del recipiente frente
al tiempo en que las velas se apagan.
De la parte de aire consumido en cada recipiente podrás deducir
que se corresponde al porcentaje de oxígeno en el aire.
5. El clorato potásico se descompone por calor.
a. Escribe la reacción de descomposición.
b. ¿Cómo identificas el gas obtenido?
c. ¿Qué será el clorato potásico, elemento o compuesto?
a) 2 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝑂𝑂3 (𝑠𝑠) → 2 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 (𝑠𝑠) + 3 𝑂𝑂2 (𝑔𝑔)
b) Acercando una brasa incandescente a la salida del tubo donde se realiza la
descomposición observaremos como se produce llama, lo que identifica el gas
como oxígeno.
c) El clorato de potasio es un compuesto.
6. Razonar qué clase de transformación es cada uno de los siguientes procesos:
a) Azúcar y agua.
b) Metal en ácido.
a) Disolución.
b) Reacción química.
7. Clasificar mediante razonamiento si las siguientes sustancias son mezcla, sustancia,
disolución, compuesto o elemento.
a) El material X es, en su estado inicial homogéneo respecto a la subdivisión.
Introducido en un tubo de ensayo y calentado da como estado final un gas
incoloro y un metal plateado, que ambos son elementos.
b) Un material Y es homogéneo frente a la subdivisión. Funde y sublima al mismo
tiempo para dar un líquido oscuro y un gas violeta, que tanto uno como otro se
pueden condensar para dar nuevamente el material Y. La reacción de Y con
hidrógeno da un solo producto, perola reacción con cobre puede dar dos
productos inconvertibles.
c) Q es un material pulverulento color gris, heterogéneo frente a la subdivisión.
Mediante un imán se separa fácilmente en un polvo amarillo y otro gris-negro.
Calentando Q se transforma en un material no atraíble por el imán R. El material R
es homogéneo frente a la subdivisión y funde totalmente dando también un
líquido homogéneo a la subdivisión.
d) El material A es un líquido claro que tiene punto de ebullición 82 ºC. Calentando A
se produce un gas incoloro y deja un residuo sólido B. El gas incoloro se condensa
para formar C (líquido claro). B funde a temperatura constante y hierve a
temperatura constante.
a) Sustancia pura, compuesto.
b) Sustancia pura, elemento.
c) Mezcla heterogénea: Q. Formada por Hierro y Azufre.
d) A es una disolución, Posiblemente el gas sea agua. El residuo sólido debe ser
un compuesto.