porción de materia que se considera en forma aislada para estudiar sus componentes. Por ejemplo, un trozo de estaño es un sistema material constituido por una sustancia simple que solo está formada por átomos de estaño.

1. Sistemas Materiales, Propiedades,
Métodos de separación, etc.
Cristina Pasqualini
Química Básica

2. CONCEPTO DE QUÍMICA
Parte de la ciencia que se ocupa del estudio de la
composición, estructura, propiedades y
transformaciones de la materia, de la interpretación
teórica de las mismas, de los cambios energéticos que
tienen lugar en las citadas transformaciones y de los
efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer
energía en cualquiera de sus formas.

3. PROPIEDADES DE LA MATERIA
FÍSICAS ( se perciben con los sentidos ). Será una propiedad que
tiene una muestra de materia mientras no cambie su composición.
EXTENSIVAS
Dependen del tamaño de los cuerpos
INTENSIVAS O ESPECÍFICAS
Son características del cuerpo que se considere, independientes de su
forma o tamaño. Ejemplo: color, olor, PE, PF, densidad, etc. Son
dependientes del ambiente externo ( presión y temperatura)
QUÍMICAS se ponen de manifiesto cuando el sistema se transforma
en otro de naturaleza diferente ( transformación química ). Ej. se
coloca un trozo de Fe en una solución de HCl :
Fe + 2 HCl FeCl2 + H2

4. CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES
en base a las propiedades de la materia
 Homogéneos: Presenta en todas sus
partes las mismas propiedades intensivas
 SUSTANCIAS PURAS: simples( Al, Fe,
Zn) o compuestas ( Nacl; Ca (0H)2 , H2O)
 SOLUCIONES: son mezclas homogéneas
de dos o más sustancias.Ej.
Liquidas : agua + alcohol; azúcar y agua
Sólidas: Aleaciones ( acero, oro blanco,
bronce, alpaca, etc.) y Amalgamas

5.  Sustancia pura, forma de materia HOMOGÉNEA de composición
uniforme e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son
idénticas, sea cual sea su procedencia.
 Las sustancias puras se identifican por sus propiedades
características, es decir, poseen una densidad determinada y unos
puntos de fusión y ebullición propios y fijos que no dependen de su
historia previa o del método de preparación de las mismas. Por
ejemplo, el agua pura, tiene una densidad de 1 g/ cm3, su punto de
fusión normal es 0 °C y su punto de ebullición normal es 100 °C, en
determinadas condiciones de presión y temperatura (estas deben
especificarse siempre). Por Ej. La densidad es el cociente de masa
y volumen, pero a mayor temperatura el volumen aumenta y por lo
tanto modifica el valor de densidad, así mismo, el agua hierve a 100
ºC a presión normal (1 atm), si la presión es menor el agua hierve a
menor temperatura. Las propiedades intensivas cuantificadas, se
denominan constantes físicas, en condiciones especificadas de
presión y temperatura, con ellas se confeccionan tablas y ellas nos
permiten caracterizar las sustancias.
 Las sustancias puras a su vez las clasificamos en: sustancias
simples y compuestas

6. Sustancias simples
 Sustancia formada por un solo tipo de átomos que
no puede ser descompuesta o dividida en
sustancias más simples por medios químicos
ordinarios.

7.  Sustancias compuestas: formada por dos o más
elementos que se combinan en proporción invariable.
 El agua, por ejemplo, está formada por tres átomos dos
de hidrógeno unidos a un solo átomo de oxígeno.
 Hay otras moléculas mucho mas grandes por ejemplo la
gammaglobulina, proteína de la sangre, formada por
19996 átomos sólo de cuatro tipos: carbono, hidrógeno,
oxígeno y nitrógeno.

8.  Heterogéneos: Presentan propiedades intensivas
diferentes según la zona que analicemos. Cada conjunto
de zonas con propiedades intensivas iguales recibe el
nombre de fase. La superficie de separación entre ellas
se llama interfase.
Debemos establecer un criterio para esta clasificación,
dado que la leche observada visualmente es un sistema
homogéneo, pero observada con el microscopio óptico
es un sistema heterogéneo, ya que podemos diferenciar
los glóbulos de grasa dentro del sistema. Por ello se
establece que en un sistemas homogéneos las
partículas tienen un diámetro menor a 1 nm ( 1
manómetro = 10 -9 m), mientras que los sistemas los
sistemas heterogéneos las partículas tienen un
diámetro mayor a 1 nm .

9. Separación de sistemas Homogéneos
 1. Destilación

10. Separación de sistemas Homogéneos
 2.Evaporación y cristalización: la evaporación consiste en
eliminar el disolvente líquido, quedándonos con el soluto. Para
favorecer la evaporación podemos calentar la mezcla o dejar que
esta ocurra lentamente.
La cristalización es el depósito del sólido disuelto en el líquido por
alguno de los siguientes métodos:
1- por enfriamiento, habitualmente se disuelven mejor los sólidos en
los líquidos la aumentar la temperatura. Si nosotros enfriamos
deberá tener menos sólido disuelto en el líquido, el sólido que sobra
acabará depositándose en el fondo del recipiente (cristalización).
2- por evaporación, al disminuir la cantidad de disolvente deberá
tener menos sólido disuelto, el que vaya sobrando a medida que se
evapore el líquido se depositará en el fondo del recipiente
(cristalización).

11.  3.Cromatografía

12. Sistemas Heterogéneos
 Dispersiones groseras : se ven a simple vista : Ej. Agua y arena
 Dispersiones finas : se ven a microscopio . En general los
podemos denominar coloides. Sin embargo los podemos dividir
base al tamaño de las partículas en función del método de
observación
1. Microscopio óptico: Suspensión fina ( mayores a 100 nm). Ej.
Leche; Emulsiones : Ej. Mayonesa
2. Microscopio electrónico: Suspensión coloidal : Ej. Aerosoles, humo
, etc. ( partículas muy pequeñas , menores a 100 nm y mayores o
iguales a 1 nm )

13. Separación de sistemas Heterogéneos
 1. Tamización: para separar mezclas sólidas
donde hay diferencia en el diámetro de las
partículas de cada miembro del sistema.

14.  2. Disolución: la diferencia en el diámetro
de las partículas es pequeña , entonces
aprovecho alguna propiedad de uno de los
componentes para separarlos, ejemplo :
pimienta molida y azúcar , esta ultima es
soluble en agua. Agrego agua, separo por
filtración la pimienta, luego evaporo el
agua de la pimienta por desecación. El
azúcar queda en el liquido, evaporo, y
luego cristalizo el azúcar.

15.  3. Centrifugación: se emplea cuando tengo
partículas sólidas muy pequeñas, suspendidas en
liquido, y hay diferencia en la densidad de los
componentes. Se utiliza un instrumento de laboratorio
denominado centrifuga.

16.  4.Filtración: se emplea para separar sólidos de
líquidos , cuando el diámetro de partículas
sólidas lo permite, hay diferentes diámetros de
filtros ( papel, milipore, etc.).

17.  5, Decantación : se utiliza para separar
mezclas de líquidos, no miscibles, de diferentes
densidades, las fases se pueden observar en
forma visual. Se emplea un instrumento llamado
ampolla de decantación

18.  6.Sedimentación y decantación: es un método
que me permite separar un componente sólido
cuando el diámetro de partícula es grosero, Ej.
Una mezcla de agua y arena. Se deja
sedimentar, luego se decanta el líquido a otro
recipiente, utilizando como guía una varilla de
vidrio
Hay otros métodos de separación, solo
enunciamos algunos. En muchos casos se
utilizan para la separación de mezclas, una
combinatoria de métodos.

19. Ejemplo: supongamos que debemos separar los componentes
(sustancias que componen el sistema) de una mezcla heterogénea
formada por sulfato de cobre, arena y agua.

20. TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
 TRANSFORMACIÓN FÍSICA. Se dice que se ha
producido una transformación física cuando una muestra de
materia cambia alguna de sus propiedades físicas, pero su
composición permanece inalterada. Eje. Paso de agua sólida
a agua líquida.
 TRANSFORMACIÓN QUÍMICA. Se dice que se
ha producido una transformación QUÍMICA cuando una
muestra de materia se transforma en otra muestra de
composición diferente. Ej. C2H5OH + 3O2 → 2CO2 +3H2O

21. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
(LAVOISIER)
En un sistema cerrado, sin intercambio
con el exterior, la masa contenida en él
permanece constante aunque se
produzcan reacciones químicas en su
interior. (en una reacción química, la
cantidad de materia es la misma al final y
al comienzo de la reacción)

22. Ecuación química
La ecuación química ajustada simboliza la naturaleza y
cantidades de las sustancias que participan en un
proceso o cambio químico. La relación entre las
cantidades de las sustancias que intervienen en la
ecuación química se denomina estequiométrica.
Una ecuación química ajustada es una ecuación algebraica, en la
que se ponen las sustancias reaccionantes en el primer miembro y
los productos de la reacción en el segundo, separados ambos
miembros por un signo igual o por una flecha cuya punta indica el
sentido en el que se produce la reacción. Cuando la reacción es
reversible se pone una doble flecha. Las condiciones de la
reacción se suelen poner por encima o debajo de la o las flechas.

23. Relaciones estequiométricas
 Relaciones moleculares.
 Relaciones en peso.
 Relaciones peso-volumen y volumen -
volumen

24. Formas de expresar las concentraciones
de las Soluciones
 Molaridad, M
 Molalidad, m
 Normalidad, N
 Fracción molar
 ppm