química - Facultad de Ciencias Exactas y Naturales
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UNIVERSIDAD NACIONAL DE CATAMARCA FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES CURSO DE NIVELACIÓN 2016 QUÍMICA CARRERAS TÉCNICO QUÍMICO PROFESORADO EN QUÍMICA LICENCIADO EN QUÍMICA Docente Coordinador: Lic. Susana Fiad Docentes a Cargo del Dictado: Prof. Susana Fiad, Prof. Elvira Lema, Prof. Anabella Quevedo AÑO 2016 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 CURSO DE INGRESO OBJETIVOS: Diagnosticar los conocimientos de Química Básica que el alumno ingresante posee. Nivelar y afianzar los conocimientos de Química General e Inorgánica adquiridos en el Nivel Polimodal. Resolver situaciones problemáticas que permitan desarrollar los contenidos de la Química propios de la escuela media con otros previstos en ingresos universitarios. Preparar al alumno para que se inicie en el estudio avanzado de la Química. Favorecer la Inserción del alumno en la vida Universitaria. Estimular al alumno a emplear técnicas de estudio que faciliten la articulación en lo que respecta al aprendizaje de la Química, entre el Nivel Polimodal y el Universitario. Nivelar los conocimientos sobre las fórmulas y nomenclatura de la Química Inorgánica adquiridos en el Nivel Polimodal e incorporar fórmulas y nomenclaturas de compuestos inorgánicos que no se desarrollan habitualmente el Nivel Polimodal y que son requeridos por los contenidos previstos en el Programa de la asignatura, Química General. Desarrollar los procesos mentales que propendan a la construcción del conocimiento. Desarrollar experiencias en el laboratorio. METODOLOGÍA: se desarrollará mediante clases teórico-prácticas, clases prácticas de aula y de laboratorio, clases de consulta, Taller, Experiencias de laboratorio y se contará con la Guía de Actividades como material impreso CONTENIDOS: Módulo I: Conceptos Básicos de Química Química: objeto .Método Científico. Materia. Propiedades físicas y químicas Propiedades extensivas e intensivas. Estados de la materia. Sistemas. Materiales. Métodos de separación de fases y Métodos de fraccionamiento. Sustancias simples y compuestas. El agua: importancia biológica. Propiedades del agua. Alotropía. Elementos químicos. Módulo II: Fórmulas y Nomenclatura de la Química Inorgánica. Fórmulas químicas y compuesto. Valencia. Fórmulas estructurales. Normas de nomenclatura: aspectos generales, normas prácticas elementales. Empleo de prefijos numéricos. Esquemas generales de nomenclatura inorgánica Reacción química. Ecuación química. Combinaciones binarias oxigenadas: óxidos básicos, ácidos, superiores, inferiores, anfóteros, mixtos y neutros. Otras combinaciones binarias. Combinaciones ternarias y de orden superior: oxácidos, hidróxidos, sales: neutras, básicas, ácidas, dobles y mixtas. BIBLIOGRAFIA: Fiad,S, (2009)“Guía Teórico Práctica: Química y Técnicas de Estudio” 1 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Fiad,S, (2006)“Guía Teórico Práctica. Química General” Coronel de Arias, M. ; Galarza de Moreno D. (1997), “Guía de Trabajos Prácticos de la Cátedra de Laboratorio I”. Facultad de Ciencias Exactas y Naturales. UNCa. -Brown.(1993) Química-La Ciencia Central. 5ta. Edición. Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana. Brady-Humiston. (1993)Química Básica.Principios y Estructura. 2da. Edición. Chang.( 1996) Química. 4ta. Edición. Editorial McGraw Hill. Whitten-Gailey. (1992) Química General. Editorial McGraw Hill. 3era. Edición. Angelini-Baumgartener y otros. (1995) Temas de Química General. Editorial Eudeba. Long G- Henttz,F. (1991) Química General. Problemas y Ejercicios. 3era. Edición. Editorial Addison-Wesley Iberoamericana. Teijón-García – Jiménez - Guerrero. (2000) La Química en problemas. 2da. Edición. Editorial alfaomega. Quiñoa,E- Riguera,R. (1996). Nomenclatura y Formulación de los compuestos Inorgánicos. Unaguía de estudio y autoevaluación. Editorial McGraw Hill ChemicalEducation Material Study.(1996) Manual de laboratorio para Química, Una ciencia Experimental. Editorial Reverté. -Ceretti,H-Zalts,A. (2000) Experimentos en Contexto. Química. Manual de Laboratorio. 1ª. Edición. Editorial Pearson Educación. Mills,J- Hampton,M.(1991) Microscale and macroscale experiments for General Chemistry. Editorial McGraw-Hill, Inc. Hill;Kolb. (1999) Química para el nuevo milenio.8va. Edición. Ed.Prentice-Hall. ANDER-EGG, EZEQUIEL (1991), El taller una alternativa para la renovación pedagógica, Editorial Magisterio del Río de la Plata. ASTOLFI, P. (1988) El aprendizaje de conceptos científicos: aspectos epistemológicos, cognitivos y lingüisticos; Revista Enseñanza de las Ciencias, Vol. 6/N° 2, pág. 147 – 155 BELTRÁN, J. (1993), “Procesos estrategias y técnicas de aprendizaje”. Editorial Síntesis. Madrid. BRADY, H. (1992); “Química General”, Editorial Limusa. CERETTI , H., ZALTS, A. (2000). “Experimentos en el Contexto. Química. Manual de Laboratorio”. Pearson Educación. DEL ROSAL, Oscar C. (1981). “La comunicación docente-disidente”. Editorial Plus Ultra. FERRERES, V; IMBERNON, F. (1999). “Formación y actualización para la función pedagógica”. Síntesis Educación. GARCIA HOURCADE y RODRIGUEZ de AVILA (1988) Ideas previas, esquemas alternativos, cambio conceptual y el trabajo en el aula. Revista Enseñanza de las Ciencias. Vol.6/N° 2 pág. 161 – 166. MEDAURA, Olga. (1991). “Una didáctica para un profesor diferente”. Editorial Humanitas. NOVAK Y GONIN, (1988). “Aprendiendo a Aprender”. Editorial Martinez Roca. 2 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 A LOS ALUMNOS INGRESANTES A LAS CARRERAS DE QUÍMICA Estimados alumnos: Con estas pretendemos darles la Bienvenida, presentarles la materia y ponerles a disposición el material para el desarrollo del Curso de Ingreso. La Química permite obtener un entendimiento importante de nuestro mundo y su funcionamiento. Se trata de una ciencia eminentemente práctica que tiene una enorme influencia en nuestra vida diaria. De hecho, la Química está en el centro de muchas cuestiones que preocupan a casi todo el mundo: el mejoramiento de la atención médica, la conservación de los recursos naturales, la protección del ambiente , la satisfacción de nuestras necesidades diarias en cuanto a alimento, vestido y albergue, etc. La Química también afecta todas las facetas de nuestra vida de manera muy directa, por ejemplo nuestra apariencia personal depende de procesos químicos, sustancias químicas llamadas hormonas ayudan a determinar nuestra estatura, peso, figura. Nuestro estado de buena salud depende de las sustancias químicas que conservan los alimentos que ingerimos y nos protegen de enfermedades suministrando al cuerpo los nutrientes necesarios para que funcione en forma apropiada. Toda nuestra vida es química, y por ello sobran las razones para llamarla la Ciencia Central.Al estudiar Química, aprenderemos a usar el potente lenguaje y las ideas que han evolucionado para describir y entender la materia. Además, el entendimiento del comportamiento de los átomos y las moléculas nos permite comprender mejor otras áreas de la ciencia, la tecnología y la ingeniería moderna. La cátedra Química General es, como su nombre lo indica, la parte de la química que debe sentar las bases para estudios más avanzados de esta ciencia. Por ello la cátedra ha preparado el presente material con la finalidad de orientar al alumno en el estudio de la materia durante esta etapa del Curso de Ingreso y favorecer la adquisición del ritmo de estudio necesario. En la Guía se encuentran desarrollados los temas teóricos, explicaciones detalladas para la resolución de problemas, ejemplos y actividades propuestas de los contenidos que corresponden alCurso Introductorio y a los temas iniciales de la Química General I, para los químicos y Química I para los de Ciencias Ambientales. ¡¡¡¡ BUENA SUERTE !!!! y no olviden que el estudio universitario requiere de esfuerzo y dedicación La Cátedra 3 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 La Ciencia Química istemas Materiales Química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de las sustancias, así como las transformaciones de la materia y las variaciones de energía que acompañan a estos cambios. La química es una ciencia fáctica y como tal posee un objetivo y un método. Objetivo: estudiar los cambios de carácter permanente que ocurren en la materia Método de estudio: método científico A los fines prácticos se divide en química inorgánica y química orgánica. Química Inorgánica Química Orgánica Intervienen los elementos químicos pero El carbono es el principal elemento. Al el carbono es poco frecuente (sólo en combinarse con hidrógeno, oxígeno y Dióxido de Carbono, Monóxido de Carbono, nitrógeno, es capaz de formar gran cantidad Acido Carbónico, Carbonatos y de compuestos distintos. Bicarbonatos). Predominan los compuestos complejos. Predominan los compuestos sencillos. Los compuestos son solubles en solventes Los compuestos son solubles en apolares (éter, cloroformo, benceno). solventes polares (agua). Los compuestos son termolábiles. Los compuestos son termoestables. Los compuestos, en general, no conducen Los compuestos, en general, conducen corriente eléctrica. corriente eléctrica. Los compuestos son inestables Los compuestos son estables y no inflamables. inflamables. La velocidad de reacción es lenta. La velocidad de reacción es rápida. Podemos definir Materia como: Todo aquello que puede ser percibido por los sentidos o bien, todo aquello que constituye el mundo físico que nos rodea, susceptible de adquirir distintas formas. Las principales características de la materia son: 4 e Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Es ponderable (posee masa) Es extensa (ocupa un lugar en el espacio) Es impenetrable Es indestructible Es divisible Fenómenos Físicos y Químicos Los fenómenos son cambios que ocurren en la materia; si el cambio es transitorio el fenómeno es físico y si el cambio es permanente es un fenómeno químico. Fenómeno Físico (FF) Fenómeno Químico (FQ) Ebullición del agua Combustión del papel Congelación del agua Caramelización del azúcar Cualquier cambio de estado Fermentación de la uva Disolución de una sal Cualquier Reacción química Propiedades de la materia Las propiedades de la materia son aquellas cualidades de la misma que pueden ser apreciadas por los sentidos (color, brillo, textura). Puede ser sólida, líquida o gaseosa. Se clasifican en: Propiedades Intensivas:Son aquellas que no varían con la cantidad de materia (masa) considerada. Dependen del tipo de materia considerada, es decir de la sustancia.Son las constantes físicas.Ejemplos: peso específico, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, coeficiente de solubilidad, índice de refracción, conductividad térmica, etc. Propiedades Extensivas:Son aquellas que varían con la cantidad de materia considerada.Ejemplos: peso, volumen, forma, superficie, etc. Un ejemplo de propiedades intensivas: 1 kg. o 1 mg. o cualquier otra cantidad de agua, hierve a 100 °C a una presión de 1.013,25 hPa (presión atmosférica a nivel del mar. Esta cantidad expresada como hectopascales en el SI, solía expresarse en otros sistemas de unidades que van cayendo en desuso, como 760 mm. Hg ó 1 Atmósfera de presión). Estados de agregación de la materia 5 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Los estados físicos o de agregación de las sustancias, conocidos hasta hoy, son: sólido, líquido, gaseoso, plasma y cubo de hielo cuántico. Los estados de la materia que se encuentran en la naturaleza son sólidos, líquidos y gaseosos, y en laboratorios de cierta complejidad se generaron dos nuevos estados: el plasma y el cubo de hielo cuántico. Cada uno de estos estados surge de la acción e intensidad de dos fuerzas intermoleculares: las de atracción o cohesión (llamadas también fuerzas de Van der Waals que tienden a unir las moléculas ocupando el menor espacio posible) y las de repulsión (que tienden a separar las moléculas, de tal forma que ocupen el mayor espacio posible). Estas fuerzas actúan en sentidos opuestos y simultáneamente sobre las moléculas, en continuo movimiento, de un cuerpo. En la naturaleza a la materia la encontramos en los siguientes estados: Estado Sólido: Poseen forma y volumen propio. Predominan las fuerzas de atracción entre sus moléculas. No se pueden comprimir. Son rígidos y no fluyen. Se caracterizan por tener un agrupamiento ordenando de partículas que no se mueven de sus posiciones fijas, vibran alrededor de ellas. Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y amorfos. Los cristalinos como el hielo, por ejemplo, poseen un ordenamiento estricto y de gran alcance, es decir sus átomos, iones o moléculas ocupan posiciones específicas, en este caso las fuerzas de atracción son máximas. En los amorfos como el vidrio, por ejemplo, carecen de ordenamiento bien definido y de un orden molecular de largo alcance. En unos de los últimos temas del programa retomaremos los sólidos y los estudiaremos con mayor profundidad. Estado Líquido: Fluyen con facilidad (la capacidad de fluir está en relación inversa a la viscosidad del líquido). Según las características del líquido se encuentran líquidos “movibles” como el agua y “viscosos” como el aceite Poseen volumen propio y adquieren la forma del recipiente que los contiene. Están igualadas en sus moléculas las fuerzas de atracción y repulsión molecular. No se pueden comprimir. Las propiedades del estado líquido son diversas y varían en forma notable en los distintos líquidos. Las variaciones dependen de la naturaleza y las fuerzas de atracción entre las partículas que los constituyen. Las fuerzas de atracción de las moléculas del líquido que tienden a mantenerlas unidas dentro de un recipiente, adoptando la forma de éste, se denominan fuerzas cohesivas. Las fuerzas que existen entre las moléculas del líquido y las del recipiente se llaman fuerzas adhesivas que determinan 6 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 la forma del menisco. En este estado existe cierta tendencia a la ordenación de las moléculas, que es contrarrestada por el movimiento caótico de sus moléculas. En el tema 9 del programa retomaremos los líquidos y los estudiaremos con mayor profundidad. Estado Gaseoso: Fluyen con facilidad. No poseen forma propia (adoptan la forma del recipiente que los contiene) ni volumen propio (tienden a ocupar el volumen disponible) porque las fuerzas de repulsión entre sus moléculas predominan sobre las de atracción o cohesión. Son compresibles. Todos los gases que no reaccionan entre sí se mezclan en todas proporciones formando sistemas homogéneos o inhomogénenos. Sus moléculas están muy separadas y se mueven al zar. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño. Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido. El comportamiento físico de un gas es independiente de su composición química y se define por medio de las variables: volumen, presión, temperatura y el número de moles de la sustancia. Debido a los avances de la ciencia, hoy en día, y en laboratorios específicos se pueden obtener otros dos nuevos estados de la materia Plasma: Gas que se obtiene calentando una sustancia en estado gaseoso hasta una temperatura tan elevada que sus átomos se convierten en iones, siendo la concentración de partículas negativas y positivas casi idénticas, motivo por el cual es prácticamente neutro y buen conductor de la corriente eléctrica. Cubo de hielo Cuántico o Condensado de Bose-Einstein: gas que se ha enfriado a una temperatura próxima al 0K originando átomos ultracongelados que pierden energía y movilidad, uniéndose en un superátomo que constituye este quinto estado de la materia, actualmente en experimentación. Cambio de estado: es el pasaje, de una porción de materia, de un estado de agregación a otro por variación de la temperatura y/o de la presión (los cambios de estado se verifican siguiendo leyes físicas características). 7 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Volatilización Fusión Vaporización SÓLIDO LÍQUIDO SolidificaciónLicuación o Condensación GASEOSO o VAPOR Sublimación Esquema con nombres de los cambios de estado Vapor y Gas Se entiende por vapor de una sustancia al gas que se obtiene de un líquido (por evaporación) o de un sólido (por volatilización), estando o no en contacto con ellos. Se entiende por gas al estado de agregación de una sustancia en esas condiciones de presión y temperatura. Ej hablamos del gas oxígeno y del vapor de agua. Para recordar: Todos los cambios de estado ocurren a temperatura constante. La EVAPORACIÓN es la vaporización de las moléculas de la superficie del líquido a cualquier temperatura. La EBULLICIÓN es la vaporización masiva (en todo el seno del líquido) de las moléculas del líquido y ocurre a una temperatura definida: el punto ebullición del líquido. Cambios de Fase Generalmente las transiciones de fase sólido-líquido-gas se representan en una curva de calentamiento, mientras que los cambios de estado gas-líquido-sólido se representan en una curva de enfriamiento. Analicemos la siguiente curva de calentamiento: Cuando se agrega calor a un sólido (A), su temperatura comienza a elevarse hasta alcanzar el punto de fusión (B); a partir de este punto, todo el calor agregado ES utilizado para fundir el sólido, permaneciendo constante la temperatura durante el cambio de estado sólido-líquido(B-C). Cuando todo el sólido se ha fundido y transformado en líquido(C) comienza a elevarse la temperatura de este último hasta alcanzar el punto de ebullición (D). A continuación ocurre la transición de fase líquido-gas, fenómeno que también ocurre 8 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 a temperatura constante (D-E). Finalmente cuando todo el líquido se ha convertido en gas (E) el calor adicionado sólo eleva la temperatura del gas. Gráfico: Curva típica de calentamiento para un mol de una sustancia Sistemas Materiales La materia no varía en función de su forma o tamaño, sino en relación con su composición. Por eso, desde el punto de vista químico, interesa la constitución de la materia.Para estudiar experimentalmente la composición o cualquier propiedad de la materia, es necesario tomar y aislar una porción limitada de la misma a partir del medio que nos rodea. Esa porción de materia se denomina Sistema Material. Entre las propiedades que caracterizan a los Sistemas Materiales citaremos la Extensión (capacidad para ocupar una parte del espacio) y la Inercia (incapacidad de los cuerpos para salir del estado de reposo, para cambiar las condiciones de su movimiento o para cesar en él, sin la aplicación o intervención de alguna fuerza). Los Sistemas Materiales poseen una determinada cantidad de materia, y a eso lo denominamos Masa. Una manera de medir la cantidad de masa de un sistema material es midiendo (determinando) su Peso. El Peso es la fuerza con la que el cuerpo es atraído por el centro de gravedad de la Tierra. 9 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Como la distancia que existe entre los distintos puntos de la superficie terrestre y el centro de gravedad no siempre es igual, los valores de la fuerza de atracción hacia la tierra varían ligeramente de un sitio a otro. De todo esto se deduce que: Masa es una magnitud constante, mientras que Peso es variable. La unidad de masa en el Sistema Internacional de Pesas y Medidas (SI) es el kilogramo (Kg.) Resumiendo: Masa Peso Es una medida de la cantidad de Es una medida de la atracción materia que tiene un cuerpo gravitatoria que la tierra ejerce sobre un cuerpo. Es una magnitud escalar e invariable Es una magnitud vectorial y variable La unidad patrón en el SI es el Kg La unidad patrón en el SI es el Kgf. El instrumento que permite su medición El instrumento que permite su medición es la BALANZA. es el dinamómetro. Se relacionan a través de: P=m.g, donde P es peso y se expresa en Newton(N); m es masa en Kg y g es la aceleración de la gravedad, en la tierra g ≅9,8m/s2 Volumen: es una propiedad extensiva y se define como una medida del espacio que ocupa un cuerpo, varía con la temperatura y se expresa en m 3; otras unidades muy utilizadas sy sus equivalencias son: 1L = 1 dm3= 1000mL y 1mL=1cm3 Densidad: es una propiedad intensiva y se define como una medida que sirve para identificar sustancias, varía con la temperatura y se calcula como el cociente entre la masa y el volumen de una muestra de materia, se expresa en g/cm3 o g/ml para líquidos y sólidos y en g/L para los gases. δ= 𝒎 𝑽 Clasificación de los Sistemas Materiales Sobre la base de sus propiedades intensivas, los sistemas pueden clasificarse como Sistemas homogéneos, Sistemas heterogéneos o Sistemas Inhomogéneos 10 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Sistemas Homogéneos Poseen idénticas propiedades intensivas en todos los puntos del sistema (monofásicos). Ejemplo: agua destilada, agua salada, aire seco, mercurio. Se clasifica en: Sustancias Puras: No pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos (son sistemas homogéneos no fraccionables) Ejemplos: Hielo, hierro, sodio, cloro, mercurio, agua. Pueden ser: Sustancias puras simples: están formadas por átomos y por lo tanto no pueden descomponerse. Ejemplos: hidrógeno (H2), oxígeno (O2), sodio (Na), cloro (Cl2). Sustancias puras compuestas: están formadas por átomos distintos y pueden descomponerse. Ejemplos: agua (H2O), cloruro de sodio (NaCl), alcohol. Soluciones: Pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos obtenidos en dos o más sustancias puras. Ejemplos: el fraccionamiento del agua salada origina agua dulce y sal (cloruro de sodio). Sistemas Heterogéneos Poseen distintas propiedades intensivas en todos los puntos del mismo y presentan superficie de separación o interfase entre las fases que lo forman. Ejemplo: arena y agua, aceite y agua. Fase: Es cada uno de los sistemas homogéneos que constituyen el sistema heterogéneo. Ejemplo: en el sistema arena - agua, la arena es una fase y el agua otra. Componente: Es cada una de las sustancias que componen un sistema. Ejemplo: en el sistema agua salada – arena, la arena y el agua salada son distintas fases, pero en este sistema hay tres componentes, la arena, el agua y la sal. Sistemas Inhomogéneos No presentan superficie de discontinuidad, pero sus propiedades varían en forma gradual y continua. Ejemplo: la atmósfera terrestre. En resumen, los sistemas se clasifican: Clasificación Sistemas Ejemplos Simples Na, Cl2, H2, O2, S 11 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Homogéneos Sustancias Puras Compuestas NaCl, H2O, H2SO4 Soluciones NaCl en H2O H2SO4 en H2O Sistemas Heterogéneos Cloruro de Sodio en agua con arena. Ácido sulfúrico en agua con hielo. Veamos como ejemplo, la sangre, que parece un sistema homogéneo a simple vista, pero observado al microscopio revela su heterogeneidad. Las porciones homogéneas que constituyen el sistema heterogéneo se denomina Fases. Los sistemas heterogéneos presentan dos o más fases, mientras que los homogéneos son monofásicos. Veamos algunos ejemplos. Son sistemas heterogéneos: − Sangre (varios componentes). − Aceite y agua (dos componentes). − Benceno y agua (dos componentes). Son sistemas homogéneos: − Sacarosa o azúcar común (un componente). − Cloruro de sodio o sal de cocina disuelta en agua (dos componentes). − Bicarbonato de sodio (un componente). Son sistemas inhomogéneos: el aire En la naturaleza lo más frecuente es encontrar sistemas de varios componentes (algunos como sistemas homogéneos y otros heterogéneos). Para analizar (esto lo hace la Química Analítica) un componente del sistema, es necesario separarlo y purificarlo para luego identificarlo. Para la separación de las fases de un sistema heterogéneo se aplican métodos físicos, tales como: Sedimentación, Centrifugación, Filtración. También Métodos eléctricos, Métodos magnéticos, etc. Para la separación de los componentes de un sistema homogéneo se utilizan métodos como: Cristalización, Destilación simple o fraccionada, Adsorción fraccionada (cromatografía). 12 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Si aplicamos algunos de estos métodos a un sistema homogéneo como, por ejemplo, sal disuelta en agua, se obtienen fracciones con propiedades intensivas distintas entre sí y respecto del sistema inicial: cloruro de sodio, sólido de color blanco y agua. El sistema homogéneo inicial, en este caso es una Solución. Si con los mismos procedimientos intentamos fraccionar otro sistema homogéneo como, por ejemplo, naftaleno (llamada comúnmente naftalina) obtenemos fracciones con propiedades intensivas iguales y a su vez idénticas a las del sistema original. En este caso, existe inicialmente una Sustancia Pura. Podemos decir entonces, que: Solución: es un sistema homogéneo fraccionable, y Sustancia Pura: es un sistema homogéneo "no" fraccionable. A las sustancias puras se las considera Especies Químicas, destacando así la especificidad de sus propiedades. Cuerpo Cuerpo u objeto es la porción limitada en materia con forma y uso definido (una mesa, un árbol, una bacteria, etc.) .Por ser parte integrante de la materia se caracterizan porque ocupan un lugar en el espacio (que no puede ser ocupado por otro cuerpo en el mismo tiempo) y poseen masa. La masa de un cuerpo se relaciona con el peso. Peso = Masa x Aceleración de la Gravedad Es decir, el peso es la fuerza (atracción) que ejerce la tierra sobre los cuerpos. Su expresión matemática es P = m.g Sustancia Sustancia es la calidad de materia que constituye un cuerpo Propiedades de las sustancias: Las sustancias se caracterizan por sus propiedades individuales y a veces únicas, es decir toda sustancia pura tiene una serie de propiedades características que la distinguen de las demás. Propiedades organolépticas: son aquellas que se aprecian con los sentidos. Por ejemplo: color, olor, sabor, impresión al tacto, etc.. 13 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Propiedades físicas: son aquellas que pueden medirse y observarse sin modificar la composición o identidad de la sustancia. Estas propiedades sirven para identificar una sustancia y es común encontrarlas en tablas que figuran en los libros de química. Por ejemplo: conductividad, dureza, ductibilidad, sabor, brillo, transparencia, punto de fusión, punto de ebullición, densidad, solubilidad etc. Propiedades químicas: son aquellas que se observan cuando una sustancia participa en una reacción a partir de la cual se transforma en una o más sustancias diferentes. Revelan el comportamiento de una sustancia frente a otra. Por ejemplo la capacidad de combinación y/o de descomposición. Clasificación de las sustancias: Según su Origen Naturales: existen en la naturaleza (aceites, azúcares, hidrocarburos) Artificiales: se obtienen por síntesis del laboratorio (aspirina). Según su naturaleza química: Inorgánicas: están formadas por todos los elementos (ácido sulfúrico, cloruro de sodio). El carbono es poco abundante y sólo se encuentra en algunos compuestos como ácido carbónico, carbonato y bicarbonato. Orgánicas: están formados por carbono como elemento fundamental excepto ácido carbónico, carbonato y bicarbonato (alcohol, glucosa, aceites) Según su composición química: Simples: están formadas por átomos de igual naturaleza (hidrógeno, nitrógeno, carbono). Compuestas: están formadas por átomos de distinta naturaleza (cloro de sodio, bicarbonato de sodio). Las sustancias puras se clasifican a su vez, en simples y compuestas. El criterio de clasificación utilizado en este caso es el de la Descomposición. Cuando por variación de ciertas condiciones, como presión, temperatura, etc., un sistema cambia sus propiedades intensivas en forma permanente, decimos que ha sufrido una nueva transformación. La descomposición es una transformación química ya que las sustancias intervinientes o reactivos, se convierten en productos. 14 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Por ejemplo: el calentamiento de clorato de potasio originan dos productos, cloruro de potasio (sólido blanco) y oxígeno (gas). Otro ejemplo: si se hace pasar una corriente eléctrica continúa a través de una solución acuosa conductora, el agua de la misma se convierte en dos gases, hidrógeno y oxígeno. Producida la descomposición, ninguna de las sustancias puras formadas será, separadamente, transformable en la sustancia compuesto original. El hidrógeno, al igual que el oxígeno, no será convertible, por separado, en la sustancia compuesta agua. Sustancia pura compuesta: Es aquella que puede descomponerse en dos o más sustancias puras simples. Ejemplo: almidón, agua, amoníaco. Sustancia pura simple: Es la que no puede descomponerse en otras por ninguno de los métodos químicos corrientes. Ej.: hierro, aluminio, oxígeno. No hay un método exclusivo capaz de descomponer cualquier compuesto, razón por la cual la tarea de clasificar todas las sustancias conocidas fuera ardua y lenta. Aún a principios del siglo XIX, algunas sustancias simples eran consideradas compuestas y viceversa. Actualmente se han identificado alrededor de 3 millones de sustancias, en su casi totalidad, compuestas. Sólo hay un poco más de un centenar de sustancias simples o sustancias elementales (la mayoría naturales y algunas artificiales).El resultado final del análisis de un sistema material, utilizando métodos físicos y químicos, es la sustancia elemental que, por el momento podremos llamar Elemento. El camino inverso, el de la síntesis química, nos permite llegar a obtener sistemas materiales compuestos a partir de elementos. Cuando dos elementos se combinan químicamente dan un compuesto, en el cual ambos componentes ya no son identificables por sus propiedades, ni separables por métodos físicos. Esto es lo que se denomina Combinación Química. Ejemplo, si hacemos arder un trozo de carbón en presencia de abundante oxígeno, ambas sustancias simples se combinan formando un compuesto llamado anhídrido carbónico o dióxido de carbono. Sí, por otro lado, quemamos hidrógeno en presencia de oxígeno, se obtiene la sustancia compuesta agua. Si ahora se hace burbujear anhídrido carbónico en el agua, parte del gas se dispersa en el agua formando una solución 15 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 (una parte se combina con el agua para dar ácido carbónico) pero una parte queda como dióxido de carbono gaseoso, el cual forma con la fase liquida un sistema heterogéneo gas - líquido. Los sistemas materiales heterogéneos y las soluciones dentro de los sistemas homogéneos reciben el nombre de mezclas. Las mezclas poseen propiedades diferentes de las que presentan las combinaciones. Sus componentes no pierden las propiedades específicas y son separables por métodos físicos. Energía Se ha dicho que el mundo físico está construido por la materia, pero es necesario además considerar la existencia de la energía, la cual se define como la capacidad para realizar trabajo. Por trabajo se entiende toda producción de un cambio en el estado de un sistema, venciendo la resistencia que se opone a dicho cambio. Por ejemplo, cuando elevamos un objeto desde su posición a nivel del suelo hasta cierta altura, se realiza un trabajo, ya que se cambia la posición del cuerpo y para ello debe vencerse la resistencia representada por la fuerza de gravedad. El trabajo realizado queda entonces almacenado en el objeto bajo la forma de energía potencial, que se hará evidente en forma de energía cinética (movimiento) si se deja caer el cuerpo a su nivel original. La energía potencial es, pues, la energía almacenada en un cuerpo y depende de su posición o relación con respecto a otros, y matemáticamente se la puede calcular a través de: Ep = P. h, donde P es peso y h altura.. Como P = m.g , entonces la energía potencial es también: Ep = m.g.h La energía cinética es la energía propia de un cuerpo en movimiento, y matemáticamente se la puede calcular a través de: Ec = m.v2/2 donde m es la masa y v la velocidad con que se mueve. La unidad de energía en el sistema M.K.S es el Joule, que es el trabajo realizado por una fuerza de un Newton aplicada a lo largo de un metro. La unidad de energía en el sistema c.g.s es el ergio, que es el trabajo realizado por una fuerza de una dyna aplicada a lo largo de un centímetro. Una dina es la fuerza que actuando durante un segundo sobre una masa de un gramo produce en ella un movimiento de una velocidad de 1 cm. por seg. El ergio es muy pequeño, razón por la cual en la práctica se utiliza el joule o julio (107 ergios). 16 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 La energía puede presentarse bajo diferentes modalidades, ya sea como energía mecánica, química, térmica, lumínica, eléctrica, etc. en ciertas condiciones, una forma de energía puede ser convertida en otra. Los cambios químicos (cambios en la composición de la materia) casi siempre se acompañan de cambios de energía (almacenamiento o liberación de energía). Toda sustancia posee energía, que se denomina energía química y depende de su constitución. Por ejemplo, si la sustancia oxígeno reacciona con la sustancia hidrógeno para formar la sustancia agua, se produce liberación de energía en forma de calor. Estas reacciones que transcurren con liberación de energía calórica se denominan reacciones exotérmicas e indica que la o las sustancias reaccionantes poseen mayor energía química potencial que el o los productos de la reacción. Esta diferencia energética se exterioriza durante la reacción por la liberación de calor. Hay otras reacciones en las cuales la sustancia formada posee más energía química potencial que la o las sustancias iniciales, por cuya razón es necesario suministrar energía para que el cambio químico se produzca (reacción endotérmica). Durante muchos años se consideró que materia y energía eran dos entidades diferentes. La materia se caracterizaba por poseer masa, la energía, no. A principios de este siglo, Einstein propuso que materia y energía son sólo manifestaciones distintas de una misma realidad y formuló la relación existente entre la masa (m) y la energía (E) en su famosa ecuación: E = m x c2 Donde c es la velocidad de la luz, cuyo valor es 2,9979 x 10 10 c/seg. (Prácticamente300.000 km./seg.)La ecuación de Einstein indica que es muy grande la cantidad de energía que puede obtenerse por conversión de una pequeña cantidad de materia. La confirmación experimentada de ello fue obtenida casi cuatro décadas después, en ocasión de las primeras experiencias de Enrico Fermi sobre reacciones nucleares. Otra manera de Clasificar los Sistemas Materiales es la siguiente. Los sistemas están formados por uno o varios cuerpos rodeados por un medio o entorno con el cual pueden interaccionar intercambiando materia y/o energía. Según esto, los sistemas pueden ser: 17 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Sistemas abiertos: Intercambian con el medio, materia y energía en forma de calor: El agua se evapora y el calor se disipa hacia el medio Agua a 100 ºC Agua a 30 ºC Sistemas cerrados: Intercambian con el medio, energía en forma de calor. No intercambian materia. Hay pérdida evaporación. Agua a 100 ºC de calor. No hay Agua a 30 ºC Sistemas aislados:No intercambian ni materia ni energía con el medio Recipiente No se pierde calor ni temperatura. Aislante Agua a 100 ºC Agua a 100 ºC Sistemas Dispersos Sistema disperso o mezcla es todo sistema material formado por más de una sustancia, en proporciones no definidas. Este sistema está constituido por una fase dispersa (formadas por sustancias disueltas en la dispersión) y por una fase dispersante (fase que disuelve a la dispersa). Clasificación: se realiza según el grado de división de las partículas dispersas en: I-Dispersión macroscópica o grosera: sistema heterogéneo al ojo humano. Las partículas dispersas se ven a simple vista. Ejemplo: Arena, Agua. II-Dispersión fina: sistema homogéneo al ojo humano y heterogéneo al microscopio. 18 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Toma distinto nombre según el estado físico de la fase dispersa y de la fase dispersante. Si ambas fases son líquidas, se denomina: Emulsión; por ejemplo, la leche: dispersión de partículas de materia grasa en medio líquido, observadas al microscopio. Si la fase dispersa es sólida, la dispersión se llama: Suspensión; por ejemplo, la tinta china: dispersión de partículas de carbón disueltas en un líquido. III-Dispersión coloidal o sol: sistema homogéneo al microscopio y heterogéneo al ultra microscopio. Ejemplos: gelatina, mayonesa. Según una clasificación se la llama emulsión coloidal, a aquella cuya fase dispersa y fase dispersante son líquidas. A las partículas de la fase dispersa se las denominan micelas A las dispersiones coloidales se las suele llamar soles. Si el medio dispersante es agua se las llama hidrosoles, si es alcohol, se las llama alcohosoles. Si los soles pierden algo del medio dispersante, las dispersiones coloidales se espesan, quedando masas gelatinosas, denominadas geles, que se clasifican según el medio de dispersión. Por ejemplo: Hidrogeles, Alcohogeles. A las dispersiones coloidales se las suele clasificar considerando la afinidad relativa entre las fases: 1- Si la afinidad es pequeña, se dice que la fase dispersa es liófoba, por ejemplo: hidrófoba, alcohófoba. Estos se llaman “coloides irreversibles” porque precipitan fácilmente y una vez secos no pueden dispersarse nuevamente. Por ejemplo: Haluros de Ag, sulfuro arsenioso. 2-Si la afinidad es grande se dice que la fase dispersa es liófila, por ejemplo: hidrófila o benzófila. Estos se llaman “coloides reversibles” porque una vez separada la fase dispersante y obtenida la suspensión seca, puede nuevamente prepararse la misma, al agregarle la fase dispersante, por ejemplo: dispersiones de almidón, jabón. Esta clasificación no es estricta, puesto que existen ejemplos que poseen características de ambos grupos, tales como los óxidos hidratados. Esta distinta afinidad determina propiedades características para ambos soles, de importante aplicación. Por ejemplo: En los soles liófobos, su tensión superficial y viscosidad son análogas a la del medio de dispersión, y en los soles liófilos, su tensión superficial es menor que la del medio de dispersión, mientras que la viscosidad es mucho mas elevada. 19 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 En 1907, Carl Ostwald clasificó las dispersiones coloidales según el estado físico de las fases dispersas y dispersante, en los siguientes tipos: Medio de dispersión Gas Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Fase dispersa Ejemplos Líquido Sólido Gas líquido Sólido Gas Nubes. Nieblas Humo. Polvo volcánico Espuma Mayonesa. Manteca Pinturas Pelo cano. Piedra pómez Sólido Líquido Jalea. Queso Sólido Sólido Piedras preciosas Este tipo de dispersiones presentan las siguientes propiedades características: a-Sedimentación: mediante la utilización de ultracentrífuga o con el aditamento de sustancias, se origina la precipitación de las fases dispersas. Es un método que se utiliza para separar proteínas, utilizando el precipitante indicado. b-Propiedad óptica: Efecto Tyndall: se denomina así al fenómeno que se origina al realizar la siguiente experiencia: si en una habitación a oscuras se hace incidir un haz de luz, especialmente en dirección perpendicular al movimiento de las partículas dispersas, se observan puntos luminosos en la disolución coloidal, debido a la dispersión de la luz que originan las partículas coloidales. c-Movimiento Browniano: es el movimiento caótico, incesante, irregular en forma de zigzag, que se observa al ultramicroscopio. Se debe a los choques entre las moléculas del medio de dispersión y la fase dispersante. d-Propiedad eléctrica: Electroforesis: se denomina así al fenómeno que se obtiene cuando se somete a una dispersión coloidal a una diferencia de potencial elevado, observándose que esta se desplaza como un conjunto hacia uno de los electrodos. Por ejemplo: Goma arábiga, sulfuros, colorantes ácidos en estado coloidal están cargado negativamente y por consiguiente, se dirigen al ánodo y los óxidos, hidróxidos y colorantes básicos están cargados positivamente y por consiguiente se dirigen al cátodo. e-Floculación: la adición de electrolitos a las dispersiones coloidales de soles liófobos produce la agrupación de partículas y su separación del líquido, al “precipitar” la fase dispersa. Esta precipitación se conoce como Coagulación y Floculación. Un ejemplo de dispersión coloidal son los suelos, que están constituidos por coloides inorgánicos como las arcillas (constituidos por óxidos e hidróxidos de hierro y aluminio) y sílice; y coloides orgánicos como la parte nutritiva del suelo 20 llamado humus (formado mediante la acción de distintos microorganismos con Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Dispersiones: son sistemas heterogéneos Soluciones: son sistemas homogéneos Comparación entre las propiedades de los coloides y las soluciones a. Propiedades mecánicas Difusión: Fenómeno por el cual una sustancia, por el movimiento de sus moléculas, tiende a ocupar todo el volumen posible. Los coloides difunden lentamente, las soluciones lo hacen rápidamente. Diálisis: Es la difusión de una sustancia a través de una membrana (celofán, pergamino). Los coloides no dializan a través de ellas; las solucionessi. Filtración: Permite separar partículas suspendidas en los líquidos que las contienen mediante la utilización de filtros. Los coloides y las soluciones filtran; las dispersiones groseras y finas no lo hacen. Ultrafiltración: Consiste en usar filtros cuyo tamaño de poros es muy pequeño. Los coloides no ultrafiltran y las soluciones sí. b. Propiedades ópticas Visibilidad al ultramicroscopio: la observación de los coloides al ultramicroscopio permite visualizar las micelas y no a las moléculas de las soluciones. Efecto Tyndall: Si un sistema coloidal es iluminado lateralmente puede observarse la marcha del rayo luminoso dentro del mismo por la difracción que éste sufre al chocar con las micelas, este fenómeno se denomina efecto Tyndall. Los coloides presentan Efecto Tyndall; las soluciones no (son ópticamente vacías). Movimiento Browniano: Al observar las micelas al ultramicroscopio se las ve animadas por un movimiento rectilíneo y frecuentes cambios de dirección. Este fenómeno se denomina movimiento Browniano. y no es observado en las soluciones. c. Propiedades eléctricas 21 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Electroforesis: Sometidas a la acción de un campo eléctrico, las micelas se dirigen hacia uno u otro electrodo (polo).Se denomina cataforesis al movimiento de las micelas hacia el cátodo (electrodo negativo), anaforesis es el movimiento de las micelas hacia el ánodo (electrodo positivo). Resumen de las propiedades de los coloides Difusión + Mecánicas Diálisis Filtración + Ultrafiltración Ultramicroscopio + Ópticas Efecto Tyndall + Movimiento Browniano + Eléctricas Electroforesis + En el siguiente cuadro vemos ejemplos de dispersiones según quien sea el dispersante y la fase dispersa: Dispersión Tinta china Fase Dispersante agua Niebla Arcilla en agua aire agua Fase Dispersa negro de humo Agua Arcilla IV- Dispersión verdadera o molecular: sistema homogéneo aún al ultramicroscopio. Corresponde al sistema material homogéneo denominado solución. Ejemplo: agua salada. Resumiendo, podemos clasificar a los sistemas dispersos como: Sistemas dispersos Dispersiones Groseras Soluciones verdaderas Finas Coloidales Emulsiones Suspensiones 22 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 En el siguiente cuadro se clasifican según el tamaño de las partículas: Tamaño de Visibilida partícula d (micrones - - ) Ojo Dispersión p > 50 Diálisis Filtración Ultrafiltrac. Ejemplos _ _ _ Agua y arena Microsco pio _ + O _ _ Dispersión 0,1 > p > 0,001 Ultramicr oscopio coloidal _ + _ Emulsiones: leche, crema. Suspensiones: Tinta china Gelatina Agar + + + grosera Dispersión 50 > p > 0,1 fina Solución p < 0,001 verdadera Agua y azúcar Agua y sal Nota: recuerde que 1 micrón es 1x10-6 metros o 1x10-4 centímetros Mezclas: Cuando se unen una o más sustancias (la unión puede ser real o aparente) se forma una mezcla. Las mezclas son homogéneas o heterogéneas y sus componentes se pueden separar por métodos mecánicos o físicos. Métodos de Separación Para separar los componentes de un sistema homogéneo se utilizan Métodos de Fraccionamiento. Para separar las fases de un sistema heterogéneo se utilizan Métodos de Separación de Fases. a) Métodos de Fraccionamiento de Sistemas Homogéneos: Permiten separar los componentes de una solución pero no los de una sustancia pura. Los más importantes son: Destilación:El método se basa en los diferentes puntos de ebullición de los componentes de la solución. De esta forma se pueden extraer los componentes condensando sus vapores y recogiéndolos por separado. Permite separar líquidos de sólidos o líquidos entre sí. En una primera etapa se produce la separación por evaporación y luego una condensación por enfriamiento. Existen distintos tipos: Destilación simple: permite separar el líquido del sólido de una solución. Ejemplo: destilación del agua natural. Se utiliza un aparato como se ve en la figura1a. y 1b. 23 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Fig1.a. Esquema de un equipo de destilación simple Fig.1.b. Foto de un aparto de destilación simple en el laboratorio El refrigerante a contracorriente, permite que los vapores desciendan por el tubo interior y el agua, a menor temperatura, desciende por el tubo exterior. De esta manera se logra la condensación completa de los vapores destilados, fig.1c. . Fig 1.c. Foto de un refrigerante Destilación fraccionada: permite separar dos o más líquidos mezclados siempre que posean diferentes puntos de ebullición (P.E.). Ejemplo: agua y alcohol (P.E. 100 ºC y 78 ºC respectivamente). Se utiliza un aparato como se ve en la figura 2a. y 2b. que requiere de un dispositivo adicional llamado corrientemente columna de fraccionamiento: 24 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Figura 2a.Esquema de un equipo de destilación fraccionada Figura 2b. Foto de una planta de petróleo Cristalización: El método consiste en evaporar el solvente de la solución quedando en forma sólida el componente que estaba disuelto. Se usa para separar sólidos con distintas solubilidades a diferentes temperaturas. La máxima cantidad de gramos de una sustancia que se disuelve en 100gramos de agua es lo que llamamos corrientemente solubilidad. Este método consiste en disolver el sistema en el solvente hirviendo y luego, dejar enfriar. De esta forma el componente menos soluble cristaliza y sus cristales se separan por filtración. Ej. Una mezcla de sal en agua se coloca en un recipiente y se somete a evaporación. El agua se evapora y queda un residuo cristalino. Fig. 3 Aplicaciones: En muchos casos la naturaleza se encarga de realizar este proceso mediante la energía solar como en las salinas, donde se obtienen cristales de cloruro de sodio al evaporarse el agua, Fig 4. 25 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Fig.4 Foto de las salinas Grandes, Jujuy. Cromatografía: La palabra Cromatografía significa “Escribir en Colores” ya que cuando fue desarrollada los componentes separados eran colorantes. Es un método físico de separación de mezclas complejas. El método está basado en la retención selectiva, cuyo objetivo es separar los distintos componentes de la mezcla, permitiendo identificar la cantidad de dicha sustancia, separar los componentes de la mezcla, para obtenerlos más puros y medir la proporción de los componentes de la mezcla. Los componentes de una mezcla pueden presentar una diferente tendencia a permanecer en cualquiera de las fases involucradas. Mientras más veces los componentes viajen de una fase a la otra (partición) se obtendrá una mejor separación. Las técnicas cromatográficas se basan en la aplicación de la mezcla en un punto (Punto de Inyección o Aplicación) seguido de la influencia de la fase móvil. Se utiliza para separar componentes de soluciones cuando se dispone de pequeñas cantidades o cuando la cantidad de sustancias disueltas es elevada. La separación se produce al competir por las sustancias disueltas una fase fija o estacionaria y una fase móvil que se desplaza a través de la primera. Algunos ejemplos son: separación de pigmentos vegetales, separación de aminoácidos de una proteína, separación de cationes de distintos metales. La cromatografía en papel se explica diciendo que a medida que el líquido asciende por el papel, “arrastra” aquellos componentes más solubles en él, dejándolos a mayor 26 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 distancia de la muestra inicial. Aquellos componentes menos solubles en el líquido quedan más cerca de la muestra Fig. 5. Cromatografía en papel Un sistema homogéneo que no se fracciona por ninguno de los métodos mencionados, tiene un solo componente y se llama sustancia pura, esquema 2. Esquema 2. Clasificación de los sistemas homogéneos b) Métodos de separación de fases: Permiten separar las distintas fases que forman parte de un sistema heterogéneo. Algunos ejemplos son: Tría: Consiste en tomar con pinzas o con la mano las fases sólidas dispersas en otro sólido o líquido. Por ej. Al sacar un lápiz de la cartuchera, al sacar trozos de hielo de un vaso de gaseosa. 27 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Decantación: Separa líquidos de sólidos o líquidos no miscibles por acción de la gravedad. La fase de mayor peso específico se deposita en el fondo del recipiente y la otra sobrenada, facilitando la separación Ejemplo: eristrosedimentación (sedimentación y separación de los componentes de la sangre, al separar el agua del aceite, la clara de la yema, etc. Decantación de un sólido y un líquido y de dos líquidos Centrifugación: consiste en colocar el sistema material formado por un líquido y un sólido en un recipiente que se hace girar a gran velocidad, (centrífuga), acelerando la decantación por acción de la fuerza centrífuga. Ejemplo: separación de plasma y glóbulos rojos de la sangre (Hematocrito). Filtración: Separa líquidos de sólidos dejando pasar al líquido por un poro cuyo tamaño no permite el pasaje sólido. Se utiliza embudo y papel de filtro. Embudo Ejemplo: yerba y agua. Para acondicionar el papel de filtro al tamaño del embudo, doblar el papel a la mitad, volverlo a doblar dejando un espacio de más o menos medio centímetro entre las dos 28 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 partes rectas. Abrir el papel en forma de cono y colocarlo de modo que descansen tres pliegues contra la pared del embudo. Tamización: el sistema formado por dos sólidos de diferente tamaño de partículas se coloca sobre una mall de metal tamiz, dejando pasar las de menor tamaño y reteniendo las de mayor tamaño. Imantación: es un método indicado para separar dos sólidos, si uno de ellos tiene la propiedad de ser atraído por un imán. Ejemplo: arena y limaduras de hierro. 29 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Disolución –flotación: estos métodos consisten en agregar un solvente, en un caso para disolver el soluto y en el otro para hacer que una fase flote. Por ejemplo sal fina mezclada con arena, se le agrega agua y la sal disolverá., y en otro arena mezclada con corcho molido al agregar agua el corcho flotará. Composición Centesimal Se denomina composición centesimal al porcentaje de cada una de las fases que forman parte de un sistema heterogéneo, o de los componentes de una solución, o de los elementos de una sustancia pura. Así como los métodos de separación permiten hacer un análisis cualitativo de las mezclas, la composición centesimal permite hacer un análisis cuantitativo de las mismas: Ejemplo 1: Para un sistema formado por: 10 g de talco, 40 g de arena y 20 g de azufre a. Calcular la masa total del sistema 10 g de talco + 40 g de arena + 20 g de azufre = 70 g masa total b. Calcular qué porcentaje de la masa total representa cada componente. Talco Arena Azufre 70 g ------ 100% 70 g ------- 100% 10 g ------ x = 14,28 % 40 g ------ x = 57,14% 70 g ------- 100% 20 g ------ x = 28,57% también se pueden resolver calculando la cantidad de cada componente en 100 g del sistema: Talco Arena 70 g ------ 10 g de talco 70 g ------- 40 g de aren 10 g ------ x = 14,28 g% 100 g ------ x = 57,14 g% Azufre 70 g ------- g de azufre 20 g ------ x = 28,57 g% c. Verificación 14,28% de talco + 57,14% de arena + 28,57% de azufre = 100 % del sistema Ejemplo 2: Una sustancia pura contiene 4 g. de azufre y 7 g. de hierro. a. Calcular la masa total de la sustancia 4 g de azufre + 7 g de hierro = 11 g de sustancia b. Calcular qué porcentaje de la masa total representa cada elemento. Azufre Hierro 30 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 11 g ------- 100% 11 g ------- 100% 4 g ------- x = 36,36 % 7 g ------- x = 63,64 % También Azufre 11 g ------- 4 g de azufre Hierro 11 g ------- 7 g de hierro 100 g ------- x = 36,36 g% 7 g ------- x = 63,64 g% c. Verificación 36,36 % de azufre + 63,64% de hierro = 100 % de sustancia. UNIDADES DE MEDICIÓN En el año 1960 la Conferencia General de Pesos y Medidas, la autoridad internacional en lo que respecta a unidades, propuso una revisión y modernización del sistema métrico llamada Sistema Internacional de Unidades (SI). En el siguiente cuadro se muestran las siete unidades básicas del SI, las demás se pueden derivar de estas básicas. Cantidad Básica Nombre de la Unidad Símbolo Longitud metro m Masa kilogramo k Tiempo tiempo s Corriente eléctrica ampere A Temperatura kelvin K Cantidad de sustancia mol mol Intensidad luminosa candela cd Al igual que las unidades métricas, las unidades del SI cambian en múltiplos de 10 mediante una serie de prefijos como los que se muestran en la siguiente tabla, y que son utilizados frecuentemente en química. Prefijo Símbolo Significado Ejemplo Tera T 1000000000000 ó 1.1012 1terametro (Tm)= 1.1012m Giga G 1000000000 ó 1.109 1gigametro(Gm)= 1.109m 31 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Mega M 1000000 ó 1.106 1megametro(Mm)= 1.106m Kilo k 1000 ó 1.103 1kilometro(Km)= 1.103m Deci d 1/10 ó 1.10-1 1decimetro(dm)=0,1 ó 1.10-1 m Centi c 1/100 ó 1.10-2 1centimetro(cm)=0,01 ó 1.10-2 m Mili m 1/1000 ó 1.10-3 1centimetro(mm)=0,001 ó 1.10-3 m Micro µ 1/1000000 ó 1.10-6 1micrometro(µm)= 1.10-6 m Nano n 1/1000000000 ó 1.10-9 1nanometro(nm)= 1.10-9m Pico P 1/1000000000000 ó 1.10-12 1picometro (pm)= 1.10-12m Fórmulas y Nomenclatura de la Química Inorgánica Introducción Teórica: Para comprender los fenómenos químicos que es necesario saber interpretar los, al igual que cuando uno lee una novela o ve una película; y en Química esto se logra a través de las ecuaciones químicas que, no son otra cosa que la interpretación simbólica de las reacciones químicas. Toda ecuación química consta de dos partes: 1. Sustancias Iniciales, Sustancias Reaccionantes o Reactivos. 2. Sustancias Finales o Productos de la reacción Por ejemplo: A BC D Sustancias Iniciales Pr oductos 2Mg s O2 2MgO Sus tan cias Iniciales Pr oductos Además debemos recordar que en Química también nos interesa cuantificar las reacciones y por lo tanto es oportuno recordar la famosa Ley de Conservación de la masa o la Ley de 32 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Lavoisier que dice: "En toda reacción química las masas de las sustancias iniciales es igual a las masas de las sustancias finales". En símbolos y para el ejemplo anterior: mA + mB = mC + mD Por lo tanto debemos tener presente que toda ecuación química debe estar correctamente igualada, lo que significa que el número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación. Formula Química Es conveniente distinguir de entrada lo que es una fórmula química. Se define como la representación de las moléculas de las distintas sustancias. Estas fórmulas se construyen agrupando los símbolos de los elementos que componen la molécula, indicando por medio de subíndices el número de átomos de cada elemento que la forman. Así, el ácido nítrico se representa por: HNO3la molécula de ácido nítrico está formada por 1 átomo de hidrógeno, 1 átomo de nitrógeno y 3 de oxígeno. ¡RECORDAR!!!!!!! El subíndice siempre indica la cantidad de átomos de cada elemento que forman la molécula, y cuando el subíndice es 1 no se debe escribirlo Ahora vamos a considerar la parte más dificultosa para los alumnos del Nivel Medio, a los que la química no les apasiona, (que por supuesto no es el caso de Uds.), son las muy conocidas Sales. Pero para llegar a ellas debemos realizar primero una revisión de otros conceptos fundamentales. Comenzaremos recordando lo que es un Elemento Químico Elemento Químico: Es una sustancia básica que puede combinarse con otros elementos para formar compuestos y que no pueden desdoblarse en sustancias más simples. Los elementos se clasifican, en general, en dos grupos: A. Metales: Son todos sólidos excepto el mercurio que es líquido (conocido porque está presente en los termómetros de uso frecuente). Conducen la corriente eléctrica y el calor, y además son dúctiles y maleables. 33 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 B. No Metales: Se presentan al estado sólido como el carbono, al líquido como el bromo y al gaseoso como el oxigeno, hidrógeno, nitrógeno, etc. En general los elementos se identifican por su símbolo, que consta de una letra inicial del nombreen mayúscula, y para obviar la situación presentada por varios elementos cuyos nombres comienzan con la misma letra, se convino en agregar una segunda letra en minúscula, del nombre del elemento escrito en latín o griego, así: Carbono, C ( carbonium). Plata, Ag (argentum). Calcio, Ca( calcium). Estaño, Sn (stannm). Cobre, Cu (cuprum). Oro, Au (aurum). Sodio, Na (natrium). Mercurio, Hg (hidragiros). Fósforo, P (phosphorus). Azufre, S (sulphurium). Potasio, K (kalium). Antimonio, Sb (stibium) Hierro, Fe (ferrum) Litio, Li (litium). Los elementos de la vida Todos los seres vivos están constituidos, cualitativa y cuantitativamente por los mismos elementos químicos. De todos los elementos que se hallan en la corteza terrestre, sólo unos 25 son componentes de los seres vivos Esto confirma la idea de que la vida se ha desarrollado sobre unos elementos concretos que poseen unas propiedades físico-químicas idóneas acordes con los procesos químicos que se desarrollan en los seres vivos. Se denominan elementos biogénicos o bioelementos a aquellos elementos químicos que forman parte de los seres vivos. Atendiendo a su abundancia (no importancia) se pueden agrupar en tres categorías: Según su abundancia se pueden clasificar en tres grupos. 1. Bioelementos primarios: H, O, C, N, Son los más abundantes en los seres vivos, representan un 99.3 % del total de los átomos del cuerpo humano, de estos cuatro los más abundantes son el hidrogeno y el oxigeno porque hacen parte de la biomolécula agua. 2. Bioelementos secundarios: Ca. P. K. S. Na. Cl. Mg. Fe. Todos ellos minerales, constituyen 0.7 % del total de los átomos del cuerpo humano. 34 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 3. Oligoelementos: Mn. I. Cu. Co. Zn. F. Mo. Se. y otros. Se presentan solo en trazas o en cantidades realmente muy pequeña, pero a pesar de la mínima cantidad su presencia es esencial para el correcto funcionamiento del organismo. La ausencia de estos oligoelementos determina enfermedades carenciales. Otro criterio de clasificación es la función que desempeñan en el organismo y se pueden agrupar de acuerdo con las funciones en: 1. Plástica o estructural: H. O. C. N. P. S. Hacen porte de la estructura del organismo. Músculos piel etc. 2. Esquelética: Ca. Mg. P. F. Si. Encargados de dar rigidez; hacen parte del armazón del organismo (huesos, dientes, cartílagos) 3. Energética: C. H. O. P. Son parte fundamental de moléculas con alto contenido de energía ATP, AcetilCoA, Creatina fosfato, fosfoenol pirúvico etc. 4. Catalítica: Fe. Co. Cu. I. Se. Mg. Mn, Mo; participan en las reacciones bioquímicas activando o haciendo parte del sitio activo de las enzimas para aumentar la velocidad de las reacciones. 5. Osmótica: Na, Cl, K, mantienen y regulan la distribución adecuada del agua en los diferentes compartimentos intra y extracelulares. Valencia de un elemento: entendemos a la valencia de un elemento como la capacidad de combinación de los mismos. A continuación se verá un cuadro en el que los elementos se hallan agrupados por carácter y por valencia (se encuentran los más utilizados en la escritura de las fórmulas de compuestos de química inorgánica). Para poder rápidamente escribir fórmulas ya que es el lenguaje de la asignatura es necesario recordar de memoria el listado de los elementos que figuran en ellas. Esto les facilitará la escritura de las fórmulas. METALES Símbolos Nombre Valencia Li Litio 1 Na Sodio 35 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 K Potasio Ag Plata Hg Mercurio Cu Cobre Ca Calcio Sr Estroncio Ba Bario Be Berilio Mg Magnesio Zn Zinc Cd Cadmio Au Oro 1, 3 Al Aluminio 3 Fe Hierro 2, 3 Co Cobalto Ni Níquel Sn Estaño Pt Platino Pb Plomo Cr Cromo 2, 3, 6 Mn Manganeso 2,3,4,6,7 1,2 2 2, 4 NO METALES Símbolos Nombre Valencia H Hidrógeno 1 F Flúor O Oxígeno 2 B Boro 3 C Carbono 4 Si Silicio S Azufre 2, 4, 6 N Nitrógeno 3, 5 36 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 P Fósforo As Arsénico Sb Antimonio Cl Cloro Br Bromo I Iodo 1, 3, 5, 7 A continuación veremos un cuadro que sintetiza la secuencia a seguir para recordar cómo se escribían y nombraban las sales: 37 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Óxidos Básicos: Son compuestos que resultan de la combinación de un metal con el oxigeno y para escribir la fórmula del mismo se debe intercambiar valencias, es decir el metal le pasa su valencia al oxigeno como un subíndice, e igualmente el oxígeno le pasa su valencia al metal también como subíndice. En los casos que estos subíndices sean divisibles por un mismo número se los debe simplificar, por ejemplo para un caso general: M1O2 Donde M representa a un metal O representa al oxígeno 1valencia 2 del oxígeno valencia del metal Tomaremos ahora algunos ejemplos y escribiremos la ecuación de obtención del óxido: 4 Na + O2 2 Na2 O Para nombrar estos compuestos y los que siguen utilizaremos las distintas Nomenclaturas. En la Antigua (NA), se escribe la palabra óxido seguida de la preposición de y del nombre del metal, siempre que el metal tenga una sola valencia. Si en cambio tiene dos y se prevé el uso de terminaciones oso para la menor valencia e ico para la mayor suprimiendo la preposición de. En la nomenclatura moderna (NM) se tiene en cuenta la atomicidad del compuesto (subíndices) utilizando prefijos como mono, di, tri, etc. En la nomenclatura Numeral Stock (NS) se escribe la palabra óxido seguido de la preposición de y del nombre del metal acompañado de la valencia del mismo en números romanos y entre paréntesis. Por ejemplo: El caso de un metal con una sola valencia: 4Na + O2 2 Na2O NA: Oxido de sodio NM: Monóxido de disodio NS: Oxido de sodio (I) 38 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 En el caso de un metal con dos valencias: 4 Au + O2 2 Au2O NA: Oxido auroso NM: Monóxido de dioro NS: Oxido de oro (I) 4 Au + O2 2 Au2O3 NA: Oxido Aúrico NM: Trióxido de dioro NS: Oxido de oro (III) En los primeros párrafos de este apunte dijimos que toda ecuación química debe ser igualada. En las ecuaciones anteriores se observa la igualación con números enteros que figuran adelante de las fórmulas, a los cuales llamaremos coeficientes. Por ahora, se usará el método del tanteo que consiste en “jugar” con los coeficientes hasta igualar la ecuación. A manera de ayudita se les puede decir que la forma más fácil es colocando adelante del símbolo un número de tal manera de convertir en par los subíndices impares. Continuando por la misma rama del cuadro llegamos a los hidróxidos. Hidróxidos: Son compuestos que resultan de la combinación del óxido básico con el agua y responden a la siguiente fórmula general: M (OH)v Donde M= metal (OH)= grupo oxhidrilo v= valencia del metal Una ecuación de obtención sería por ejemplo: Na2O + H2O 2Na(OH) NA: Hidróxido de sodio NM: Monohidróxido de sodio 39 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 NS: Hidróxido de sodio (I) Para nombrarlos solo se cambia la palabra óxido por hidróxido. Al anterior se lo llama Hidróxido de Sodio. Otros ejemplos serán: Au2O + H2O 2Au(OH) NA: Hidróxido Auroso NM: Monohidróxido de oro NS: Hidróxido de oro (I) Au2O3 + 3H2O 2Au(OH)3 NA: Hidróxido Aúrico NM: Trihidróxido de oro NS: Hidróxido de oro (III) Comenzaremos ahora a recorrer la otra rama del cuadro y hablaremos sobre los anhídridos. Anhídridos: Son compuestos que resultan de la combinación de los no metales con el oxigeno, y para escribir su fórmula también se debe intercambiar valencias como en el caso de los óxidos básicos y debe usarse el mismo criterio con respecto a la simplificación de los subíndices. Por ejemplo: C + O2 C2 O4 1 2 NA: Anhídrido carbónico NM: Dióxido de carbono NS: Oxido de Carbono (IV) Para nombrarlos según la nomenclatura antigua (NA) se emplea la palabra anhídrido seguida del nombre del no metal terminado en ico si tiene una sola valencia, y se usará oso e ico si tuviera dos valencias. Para el ejemplo anterior sería anhídrido carbónico. 40 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 En la nomenclatura moderna y en la numeral Stock se siguen las mismas reglas que para los óxidos básicos. Otro ejemplo sería el caso del azufre. El azufre posee las valencias 2,4 y 6; pero solo forma anhídrido con 4 y 6: S + O2 S2O4 1 2 NA: Anhídrido sulfuroso NM: Dióxido de azufre NS: Oxido de azufre (III) 2 S + 3 O2 S2O6 : 2 SO3 1 3 NA: Anhídrido sulfúrico NM: Trióxido de azufre NS: Oxido de azufre (VI) Otro caso es cuando el no metal tiene 4 valencias, como por ejemplo el cloro. En donde además de las terminaciones oso e ico, se usan los prefijos hipo para la menor y per para la mayor a saber: 2 Cl2 + O2 2 Cl2O NA: Anhídrido hipocloroso NM: Monóxido de dicloro NS: Oxido de cloro (I) 2 Cl2 + 3 O2 2 Cl2O3 NA: Anhídrido cloroso NM: Trióxido de dicloro NS: Oxido de cloro (III) 2 Cl2 + 5 O2 2 Cl2O5 NA: Anhídrido clórico 41 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 NM: Pentóxido de dicloro NS: Oxido de cloro (V) 2 Cl2 + 7 O2 2 Cl2O7 NA: Anhídrido perclórico NM: Heptóxido de dicloro NS: Oxido de cloro (VII) Continuamos con el cuadro y llegamos a los ácidos Ácidos: Son compuestos que resultan de la combinación del anhídrido con el agua y se escribe la fórmula de la siguiente manera: primero el símbolo del hidrógeno, luego el del no metal en cuestión y por último el del oxigeno. Luego se colocan los subíndices en cada uno de los elementos que lo forman y que resultan de la suma de los mismos que figuran en el primer miembro de la ecuación, adoptando el mismo criterio para que los otros compuestos con respecto a la simplificación de los subíndices. Para nombrarlos se cambia la palabra anhídrido por la palabra ácido en la nomenclatura antigua. En la nomenclatura moderna se usan prefijos para indicar los subíndices presentes en el oxígeno seguido del nombre del no metal terminado en ato y recién “de hidrógeno” si tiene uno, y “de hidrógeno o trihidrógeno si tienen 2 o 3 hidrógenos respectivamente”. En la Numeral Stock se escribe el nombre del no metal terminado en ato, seguido de un paréntesis con la valencia del mismo en números romanos y de la expresión “de hidrógeno”. Por ejemplo: CO2 + H2O H2CO3 NA: Ácido carbónico NM: Trioxocarbonato de dihidrógeno NS: Carbonato (IV) de hidrógeno N2O3 + H2O 1 H2N2O4: 2 HNO2 ácido nitroso 1 2 42 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 N2O5 + H2O H2N2O6: 2 HNO3 ácido nítrico H2Cl2O2: 2 HClO ácido hipocloroso 1 1 3 Cl2O + H2O 1 1 1 A continuación vamos a recordar los llamados casos especiales de ácidos. Debemos considerar acá al fósforo, arsénico y antimonio. Estos elementos que poseen valencias 3 y 5 forman dos anhídridos, pero cada uno de estos anhídridos puede formar ácidos según se combinen con 1,2 o 3 moléculas de agua. Para nombrarlos se utilizan prefijos meta, piro y orto, respectivamente. Por ejemplo: P2O3 + H2O H2P2O4: 1 1 2 HPO2Ácidometafosforoso 2 P2O3 + 2 H2O H4P2O5: P2O3 + 3 H2O H6P2O6: Ácidopirofosforoso H3PO3Ácidoortofosforosoó Fosforoso 3 1 3 P2O5 + H2O H2P2O6: 2 HPO3Ácidometafosfórico 1 1 3 P2O5 + 2 H2O H4P2O7: P2O5 + 3 H2O H6P2O8: Ácido pirofosfórico 2H3PO4Ácidoortofosfóricoó Fosfórico 3 1 4 También se deben contemplar el caso de Silicio y Boro. El Silicio se combina con 1 y 2 moléculas de H2O y se usan los prefijos meta y orto respectivamente. El Boro se combina con 1 y 3 moléculas H2O y se usan los prefijos meta y orto respectivamente. Están invitados a realizarlo. A veces es conveniente saber hacer la fórmula de ácido directamente (sin realizar la ecuación). Esto es posible para todos los ácidos excepto para los casos especiales y se lo realiza de la siguiente forma: 43 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Ejemplo 1: Si se pide la fórmula del ácido Sulfúrico: 1. Escribo los símbolos de los elementos que lo forman: HSO 2. Pienso en la valencia con que el azufre actúa en este caso 6 (la mayor); e inmediatamente me pregunto si es un número par; si la respuesta es afirmativa como en este caso coloco un subíndice 2 en el H: H2SO. 3. Sumo mentalmente la valencia 6 del azufre con el número de hidrógeno o sea 2; 6 +2 = 8 y a este resultado lo divido en 2 y obtengo así el subíndice del oxigeno en la H2SO4 fórmula del ácido: Ejemplo 2: Si se pide la fórmula del ácido Perbrómico: 1. Procedo igual que en el ejemplo 1 escribiendo los símbolos: HBrO 2. Pienso en la valencia, en este caso 7, y como es impar el subíndice del H en el ácido debe ser 1: HBrO 3. Sumo mentalmente la valencia del Bromo, 7, con el número 7 del ácido, o sea: 7 + 1 =8 lo divido en 2 para obtener el subíndice del oxigeno: HBrO4 Caso del Cromo: Cromo: Cr, valencias: 2, 3 y 6 Este elemento forma compuestos de carácter básico con las valencias 2 y 3; mientras que con 6 forma los de carácter ácido: 2 Cr + O2 2 Cr2O2CrO Óxidocromoso; monóxido de cromo; óxido de cromo (II) 4 Cr + 3 O2 2 Cr2O3 Óxido crómico; trióxido de cromo; óxido de cromo (III) CrO + H2O Cr(OH)2 44 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Hidróxido cromoso; dihidróxido de cromo; hidróxido de cromo (II) Cr2O3 + 3 H2O 2 Cr(OH)3 Hidróxido crómico; trihidróxido de cromo; hidróxido de cromo (III) Con valencia 6: Cr2O6 = CrO3 anhídrido crómico CrO3 + H2O ------------- H2 CrO4 ácido crómico 2 moléculas de ácido crómico por acción del calor se deshidratan y forman el ácido dicrómico: 2 H 2 CrO4 ------------- H2 Cr2 O7 + H2O Caso del Manganeso: Con valencias 2 y 3 forman compuestos de carácter básico, con valencia 4 carácter neutro y con valencia 6 y 7 carácter ácido. MnO óxido manganoso – monóxido de manganeso – óxido de manganeso (II) Mn(OH)2 hidróxido manganoso – dihidróxido de manganeso – hidróxido de Mn (II) Mn2O3 óxido mangánico – trióxido de dimanganeso – hidróxido de manganeso (III) Mn(OH)3 dióxido de manganeso – óxido de manganeso (III) MnO2 dióxido de manganeso – óxido de manganeso (IV) MnO3 anhídrido manganoso – trióxido de manganeso – óxido de manganeso (VI) H2MnO4 ácido mangánico Mn2O7 anhídrido permangánico HMnO4 ácido permangánico Caso del Nitrógeno: Nitrógeno: N. Valencias 1, 2, 3, 4 y 5. Con valencia 1,2 y 4 forma óxidos neutros, con 3 y 5 óxidos ácidos. N2O óxido nitroso, monóxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno I NO óxido nítrico, monóxido de nitrógeno u óxido de nitrógeno II N2O3 anhídrido nitroso, trióxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno III N2O4tetróxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno IV 45 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 N2O5 anhídrido nítrico, pentóxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno V Hidruros: Son compuestos formados por hidrógeno y otro elemento. Se clasifican en: a) Hidruros metálicos: formados por un metal, generalmente del grupo I o 11 de la tabla periódica y el H. Ejemplo: NaH hidruro de sodio CaH2 hidruro de calcio b) Hidruros no metálicos: se incluyen los hidrácidos y todo compuesto formado por hidrógeno y un no metal. Ejemplo: NH3 hidruro de nitrógeno o amoníaco PH3 hidruro de fósforo o fosfina CH4 hidruro de carbono o metano Hidrácidos: Son ácidos que no tienen oxigeno y están formados por hidrógeno y un no metal generalmente de los grupos VII y VI A de la tabla, actuando con la menor de sus valencias. Para nombrarlos se usa la palabra ácido seguido del nombre del elemento terminado en “hídríco”. Ej.: H2 + Cl2 --------- 2HCl ácido clorhídrico H2 + S --------- H2S ácido sulfhídrico Radicales de ácidos: se llama así al grupo de átomos que quedan cuando un ácido pierde hidrógeno. Se carga negativamente con tantas cargas como hidrógenos haya perdido A continuación se dan algunos ejemplos y queda como tarea completar todo el cuadro: ACIDO FORMULA H2SO4 HNO3 HCl NOMBRE Sulfúrico Nítrico Clorhídrio RADICAL FORMULA NOMBRE HSO4- Sulfato ácido SO4 2- Sulfato NO3- Nitrato Cl- Cloruro 46 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 H4P2O7 Pirofosfórico H3P2O7- Pirofosfato triácido H2P2O72- Pirofosfato diácido H2 S H2CO3 SALES Sales Neutras: Son compuestos que resultan de la reacción de neutralización entre los ácidos y los hidróxidos (llamados bases). Se originan por el desplazamiento de los hidrógenos de los ácidos por metales. Las sales se clasifican teniendo en cuenta si la sustitución de los hidrógenos por metales se hace total o parcialmente: serán neutras cuando la sustitución es total, y ácidas si es parcial. Por ahora nos limitaremos a las neutras. Para nombrarlas se toma el nombre del ácido del cual procede la sal y se agregan las terminaciones según lo siguiente: a) Los ácidos terminados en hídrico originan sales terminadas en uro. b) Los ácidos terminados en oso originan sales terminadas en ito. c) Los ácidos terminados en ico originan sales terminadas en ato. En la siguiente tabla se muestran en resumen las pautas Nombre del ácido Nombre de la sal Hipo ---------- oso Hipo ---------- ito Per ------------ ico Per ------------ ato ----------------- oso ----------------- ito ----------------- ico ----------------- ato ----------------- hídrico ----------------- uro Piro------------ ico Piro------------ ato Orto------------ oso Orto------------ ito 47 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 Ahora a través de un ejemplo concreto se explicarán los pasos a seguir para escribir la fórmula de una sal. Supongamos que se nos solicitara escribir la ecuación del Sulfato Férrico: a. Se analiza el nombre de la sal para saber de qué ácido proviene, en este caso es el ácido sulfúrico y se escribe la fórmula según se explicó anteriormente. SO3 + H2O H2 SO4 b. Se escribe la fórmula del hidróxido, en este caso: Fe(OH)3, que es el hidróxido férrico. c. Se escribe la ecuación de formación de la sal sumando el ácido con el hidróxido: H2SO4+ Fe (OH)3 d. En el segundo miembro de la ecuación, se debe escribir la fórmula de la sal de la siguiente manera: primero el símbolo del metal, al lado y entre paréntesis lo que queda del ácido al quitarle los hidrógenos (a este grupo se lo llama radical del ácido). Luego se debe intercambiar valencias: la del metal pasa como subíndice al radical del ácido, y la del radical (que está dada por el número de hidrógenos sustituidos) pasa como subíndice al metal. Con respecto a la simplificación de estos subíndices se debe adoptar igual criterio que en los otros compuestos. e. Por último y como toda ecuación hay que igualarla. En el ejemplo se verán los mecanismos para averiguar los coeficientes del ácido y del hidróxido, y luego, por tanteo, se determinará el coeficiente del agua. Por ejemplo: Sulfato Férrico ácido sulfúrico Hidróxido férrico 3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 Fe2 (SO4)3 + 6 H2O Sales ácidas:Son aquellas que en su nombre se lee la palabra ácido y en su fórmula se encuentra presente el Hidrógeno. Se originan a partir de ácidos con 2 o más Hidrógenos en su fórmula Ejemplo: Sulfato ácido Plúmbico. Para los puntos a., b. y c. Se procede igual que para sales neutras. 48 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 H2SO4 + Pb (OH)4 d. En el segundo miembro se debe escribir la fórmula de la sal de la siguiente manera: el símbolo del metal, al lado del radical del ácido con un número de hidrógenos igual al prefijo que lleva la palabra ácido en el nombre de la sal, si es ácido 1, si dice diácido 2 y si dice triácido 3. Luego se intercambian valencias entre el metal y el radical y de ahí se procede de la misma forma que para sales neutras: 4 H2SO4 + Pb (OH)4 Pb1 (H SO4)4 + 4 H2O Sales Básicas:Son aquellas que en su nombre se lee la palabra “básico”, y en su fórmula aparece el grupo (OH). Se originan de hidróxidos con 2 ó más grupos oxhidrilos en su fórmula. Ejemplo: Yodato dibásico de aluminio. Para los puntos a., b y c. se procede como en sales neutras HlO3 + Al (OH)3 d. En el 2º miembro se debe escribir la fórmula de la siguiente manera: el símbolo del metal seguido de tantos grupos oxhidrilos como lo indique el prefijo de la palabra básico en el nombre de la sal. Se encierra todo esto entre paréntesis y a continuación se escribe el radical del ácido como en las sales neutras. De allí en adelante se sigue como en lo explicado anteriormente. HlO3 + Al(OH)3Al (OH)21 (IO3)1 + H2O Nota: El subíndice uno no es necesario escribirlo, acá se lo pone con fines aclaratorios solamente. Sales Dobles: Son aquellas que presentan en su fórmula 2 metales y se las nombra con el nombre del radical seguido del nombre de un metal, la conjunción “y” y el nombre del segundo metal o con la palabra “doble”. Ejemplo: K1Na1SO4 Sulfato de Sodio y Potasio 49 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 NaCaCl1+2 Cloruro doble de Sodio y Calcio Sales Mixtas: Son aquellas que presentan en su fórmula 2 radicales ácidos Ejemplo: Na2(BrO2) (Cl)1 Cloruro Bromito de Sodio Mg2(PO4) (Br)1 Bromo Fosfato de Magnesio Otros compuestos Peróxidos Este es el nombre genérico de las combinaciones de oxigeno y metal, en las que el primero presenta la agrupación atómica (-O-O-) Su fórmula es referible a: M2 (O2)a Y se nombran con la palabra peróxido seguida del nombre del metal (en general alcalino o alcalino térreo) en genitivo o adjetivado. Ejemplos: Peróxido de bario BaO2 Peróxido de calcio CaO2 Peróxido de cúprico CuO2 Peróxido de litio Li2O2 Peróxido niqueloso NiO2 Agua Oxigenada H2O2 Oxilita Na2O2 Otros nombres Oxidos mixtos o salinos Se trata de un tipo de combinación oxigenada de los metales que responden a la fórmula: M3O4 Aunque debemos señalar que no se trata de una combinación química propiamente dicha, sino que es una forma de referirnos a la asociación de los dos óxidos de los metales que pueden 50 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Departamento Química Módulo: Química Año: 2016 actuar con más de una valencia. Se nombran con la palabra óxido y el nombre del metal terminado en –oso e –ico, sucesivamente. Ejemplos: 2 PbO + PbO2 Pb3O4 Oxido plumboso plúmbico MnO + Mn2O3 Mn3O4 Oxido manganoso mangánico FeO + Fe2O3 Fe3O4 Oxido ferroso férrico 51
