carreras tecnico quimico: profesorado en quimica licenciado en

UNIVERSIDAD NACIONAL DE CATAMARCA
FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES
CARRERAS
TECNICO QUIMICO:
PROFESORADO EN QUIMICA
LICENCIADO EN QUIMICA
LICENCIADO EN CIENCIAS AMBIENTALES
CURSO DE INGRESO 2012
A TEÓRICO –PRÁCTICA
QUÍMICA-TÉCNICAS DE ESTUDIO
Docenes Coordinadores:
Lic. Susana Fiad y Msc. Dora Galarza
Docentes a Cargo del Dictado:
Prof. Elvira Lema
Prof. Anabella Quevedo
Prof. Laura Favore
Ayte. Alumno: Maria Rosa Rodríguez
CURSO DE INGRESO
MODULO: QUÍMICA Y TECNICAS DE ESTUDIO
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
DOCENTES RESPONSABLES: Lic. Susana Fiad, Msc.Dora Galarza,
AUXILIARES DOCENTES: JTP. Prof. Elvira Leonor Lema; Prof. Anabella
Quevedo
AYUDANTES ALUMNOS: María Rosa Rodríguez-Laura Favore
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.
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Combinaciones ternarias y de orden superior: oxácidos, hidróxidos, sales: neutras,
básicas, ácidas, dobles y mixtas.
Módulo III: Técnicas de Estudio aplicadas a la Química.
Las Técnicas de estudio. Cómo, donde y cuando estudiar. El horario personal y la
organización del material de estudio. Las gráficas, cuadros, tablas y dibujos
explicativos. Cómo tomar apuntes. Cómo preparar un examen. La memoria y las
reglas nemotécnicas. Organigramas de aprendizaje: Mapas Conceptuales. Registro
de los resultados. Redacción de Informes. La resolución de problemas en Química.
BIBLIOGRAFIA:
 Fiad,S, (2009)“Guía Teórico Práctica: Química y Técnicas de Estudio”
 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. Una guía de estudio y autoevaluación. Editorial Mc Graw Hill
 Chemical Education 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.
2
 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.
REGLAMENTO DEL CURSO INTRODUCTORIO DE QUIMICA:
1) El alumno deberá cumplimentar con un 80% (ochenta por ciento) de asistencia
a las clases teórico-prácticas y prácticas del curso.
2) Aprobar con el 60% (setenta por ciento) cada uno de los trabajos prácticos
desarrollados.
3) Presentar en tiempo y forma los Informes oportunamente solicitados.
4) Aprobar el examen final del curso con el 60% (setenta por ciento). Este examen
será escrito y versará sobre los contenidos programados para el curso. Se
tomará el último día previsto para el dictado del curso.
5) Las instancias recuperatorias serán de acuerdo a lo estipulado en el
Reglamento del Ingreso a las carreras de grado de la Facultad de ciencias
Exactas y Naturales. Resol C.D.F.C.E.yN.Nº
Msc. Dora Galarza
Lic. Susana Fiad
A LOS ALUMNOS INGRESANTES A LAS CARRERAS DE QUIMICA Y DE
CIENCIAS AMBIENTALES
Estimados alumnos:
Escribimos estas líneas a los efectos de 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
3
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 al Curso Introductorio y
que constituyen la base que debe tener el estudiante para cursar exitosamente la primera
materia especifica de la carrera: 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
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.
La química es una ciencia fáctica y como tal posee un objetivo y un método.
Objetivo: estudia la materia
Método de estudio: método científico
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A los fines prácticos se divide en química inorgánica y química orgánica.
Química Inorgánica

Química Orgánica
Intervienen los elementos químicos

El carbono es el principal elemento.
pero el carbono es poco frecuente Al combinarse con hidrógeno, oxígeno
(sólo
en
Dióxido
Monóxido
de
Carbónico,
de
Carbono, y nitrógeno, es capaz de formar gran
Carbono,
Acido cantidad de compuestos distintos.
Carbonatos
y

Bicarbonatos).

Predominan
los
los
compuestos
compuestos complejos.

sencillos.

Predominan
Los compuestos son solubles en
Los compuestos son solubles en solventes apolares (éter, cloroformo,
solventes polares (agua).
benceno).

Los compuestos son termoestables.

Los compuestos son termolábiles.

Los

Los compuestos, en general, no
compuestos,
en
general,
conducen corriente eléctrica.
conducen corriente eléctrica.


Los compuestos son estables y no
Los compuestos son inestables e
inflamables.
inflamables.


La velocidad de reacción es rápida.
La velocidad de reacción es lenta.
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:
 Es ponderable (posee masa)
 Es extensa (ocupa un lugar en el espacio)
 Es impenetrable
 Es indestructible
 Es divisible
Propiedades de la materia
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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
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
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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 el tema 9 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 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 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
7
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).
Volatilización
Fusión
Sólido
Vaporización
Líquido
Solidificación
Gaseoso o Vapor
Licuación o condensación
Sublimación
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
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 sólidolíquido(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
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transición de fase líquido-gas, fenómeno que también ocurre 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 in cuerpo es atraído por el centro de gravedad de
la Tierra.
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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.)
Existen distintas clases de materia que se distinguen por las cualidades que nuestros sentidos
perciben (en forma directa o indirecta). Tales cualidades o propiedades físicas, características
de cada sustancia, que no dependen del tamaño ni de la forma, se denominan propiedades
Intrínsecas o Específicas. Citaremos entre estas propiedades: color, olor, conductividad, dureza,
ductibilidad, sabor, brillo, transparencia, punto de fusión, punto de ebullición, densidad, etc.
Entre ellas, las que se pueden medir son más útiles que las que no se pueden cuantificar.
Clasificación de los Sistemas Materiales
Sobre la base de sus propiedades intensivas, los sistemas pueden clasificarse:

Sistemas homogéneos

Sistemas heterogéneos

Sistemas Inhomogéneos
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).
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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
Sustancias Puras
Homogéneos
Ejemplos
Simples
Na, Cl2, H2, O2, S
Compuestas
NaCl, H2O, H2SO4
Soluciones
NaCl en H2O
H2SO4 en H2O
Sistemas
Cloruro de Sodio en
Heterogéneos
agua con arena.
Acido 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).
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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).
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:
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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..
 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: densidad, solubilidad, punto de fusión, punto de ebullición, 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.
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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 (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
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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).
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
15
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. (Prácticamente 300.000
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:
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.
de
calor.
No
hay
16
Agua a 100 ºC
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.
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.
17
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.
En 1907, Carl Ostwald clasificó las dispersiones coloidales según el estado físico de las fases
dispersas y dispersante, en los siguientes tipos:
Medio de
Fase dispersa
Ejemplos
Gas
Líquido
Nubes. Nieblas
Gas
Sólido
Humo. Polvo volcánico
Líquido
Gas
Espuma
Líquido
líquido
Mayonesa. Manteca
Líquido
Sólido
Pinturas
Sólido
Gas
Pelo cano. Piedra
dispersión
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.
18
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
Dispersiones:
son(formado
sistemasmediante
heterogéneos
llamado humus
la acción de distintos microorganismos con
procesos físicos
químicos)homogéneos
Soluciones:
son ysistemas
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 soluciones si.

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.
19
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

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
Mecánicas
Ópticas
Eléctricas
Difusión
+
Diálisis
-
Filtración
+
Ultrafiltración
-
Ultramicroscopio
+
Efecto Tyndall
+
Movimiento Browniano
+
Electroforesis
+
En el siguiente cuadro vemos ejemplos de dispersiones según quien sea el dispersante y la fase
dispersa:
Dispersión
Fase Dispersante
Fase Dispersa
Tinta china
agua
negro de humo
Niebla
aire
Agua
Arcilla en agua
agua
Arcilla
IV- Dispersión verdadera o molecular: sistema homogéneo aún al ultramicroscopio.
Corresponde al sistema material homogéneo denominado solución. Ejemplo: agua salada.
20
Resumiendo, podemos clasificar a los sistemas dispersos como:
Sistemas dispersos
Dispersiones
Groseras
Soluciones verdaderas
Finas
Emulsiones
Coloidales
Suspensione
s
En el siguiente cuadro se clasifican según el tamaño de las partículas:
Tamaño de
Visibilidad
Diálisis
Filtración
Ultrafiltrac.
Ejemplos
partícula
(micrones - - )
Dispersión
p > 50
Ojo
_
50 > p > 0,1
Microscopio
_
_
_
Agua y arena
_
Emulsiones:
grosera
Dispersión
fina
+o_
leche, crema.
Suspensiones:
Tinta china
Dispersión
0,1 > p > 0,001
coloidal
Solución
Ultramicrosco
_
+
_
pio
p < 0,001
Gelatina
Agar
+
+
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:
21
Permiten separar los componentes de una solución pero no los de una sustancia pura. Los más
importantes son:
Destilación: 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 figura.

Destilación fraccionada: permite separar dos o más líquidos mezclados siempre que
posean próximos pero 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
que requiere de un dispositivo adicional llamado corrientemente columna de
fraccionamiento:
22
Cristalización: 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.
Cromatografía:
La palabra Cromatografía significa “Escribir en Colores” ya que cuando fue desarrollada los
componentes separados eran colorantes. 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.
b) Métodos de separación de fases:
23
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.
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..
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. Ejemplo: filtración de arena y agua.
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.
Averigua en que consisten los métodos de flotación,
imantación y disolución
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
24
70 g ------ 100%
70 g ------- 100%
70 g ------- 100%
10 g ------ x = 14,28 %
40 g ------ x = 57,14%
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
11 g ------- 100%
11 g ------- 100%
4 g ------- x = 36,36 %
7 g ------- x = 63,64 %
También
Azufre
Hierro
11 g ------- 4 g de azufre
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
25
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
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
Trabajo Práctico Nº 1
1-Clasificar las siguientes propiedades como químicas o físicas:
a) Los objetos hechos de plata se manchan;
b) el color rojo de los rubíes se debe a la presencia de iones de cromo;
c) el punto de ebullición del etanol es 78ºC.
2-Identifique todas las propiedades físicas y las transformaciones en el siguiente enunciado:
“La temperatura del terreno es un factor importante para la maduración de las naranjas, porque
ella afecta la evaporación del agua y la humedad del aire circundante”.
3-Identifique si las siguientes propiedades son extensivas o intensivas:
a. La temperatura a la cual se derrite el hielo;
b. El color del cloruro de níquel
c. la energía producida cuando se quema la gasolina;
d. el costo de la gasolina; la dureza del hormigón
4-Identificar cada uno de los siguientes cambios como físico o químico:
26
a- Un leño que arde
b- La sal que se disuelve en el agua
c- La fusión de la nieve
d- Ebullición del agua
e- La leche que se corta
f- Empañar un espejo
g- La fractura de un pedazo de hormigón
h- Combustión del carbón
5- Dos trozos de materia de 5 y 10 g, respectivamente, tienen la misma densidad ¿Se trata de la
misma sustancia?¿Por qué?
6-Lea atentamente el siguiente listado de caracteres de los estados de la materia y coloque en el
paréntesis la letra que le corresponde: A: estado sólido B: estado líquido C: estado gaseoso
( ) Predominio de las fuerzas de cohesión
( ) Volumen constante y forma variable
( ) Partículas (moléculas, átomos o iones) distribuidos ordenadamente
( ) Volumen y forma variada
( ) Predominio de las fuerzas de repulsión intermoleculares
( ) Movimiento vibratorio de las moléculas en un sitio fijo
( ) Moléculas dotadas de gran cantidad de energía cinética
( ) Forma y volumen constante.
7-Durante siglos, los aborígenes australianos han usado las hojas de los árboles de eucalipto
para aliviar los dolores de garganta y otros dolores. El principal componente activo se ha
identificado y se denomina eucaliptol. El análisis de una muestra de eucaliptol con una masa
total de 3,16 g dio su composición como 2,46 g de carbono, 0,373 g de hidrógeno y o,329 g de
oxígeno. Determine los porcentajes de las masas de C, H y O del eucaliptol.
8- Lee con atención los siguientes sistemas materiales y coloca en el paréntesis la letra de la
derecha que corresponde al ítem de la izquierda.
- Salmuera con cristales de sal
- Agua con trozos de hielo
- Agua con nafta en reposo
- Agua
- Un litro de salmuera liquida
- Granito
(
(
(
(
(
(
)
)
)
)
)
)
A) Sistemas Homogéneos
B) Sistemas Heterogéneos
9-Dibuja un esquema del sistema material formado por trozos de hielo, agua salada y alfileres.
a- En dicho esquema escribe el nombre de las distintas fases.
b- Justifica la ubicación relativa de las fases.
c-Clasifica el sistema material.
10- Completa el siguiente cuadro:
Sistema Material
Clasificación
Pequeñas gotas de aceite en agua
Partículas de hollín en el aire
Agua condensada en la atmósfera
Dispersión de talco enagua
Fase dispersa
Fase dispersante
27
11-Observa las dos listas detalladas a continuación, una de sistemas heterogéneos y otra de
métodos de separación. Coloca en los paréntesis de abajo él número del sistema de la izquierda,
acompañado de la correspondiente letra de la derecha:
Sistemas Heterogéneos
Métodos de separación
1) Azufre en polvo y limaduras de hierro
a) Flotación
2) Arena y corcho molido
b) Disolución
3) Arena y Kerosén
c) Tamización
4) Harina y salvado
d) Imantación
5) Azufre en polvo y sal fina
e) Filtración
(
)
( )
( )
( )
( )
12-Un sistema material esta formada por agua, hielo y talco. Indica que tipo de sistema es,
cuales son las fases y como procederías para separarlas.
13-Indica que métodos utilizarías para separar los siguientes sistemas heterogéneos.
Ejemplifica.
a) Dos fases sólidas de distintos tamaños
b) Dos líquidos miscibles entre sí y de punto de ebullición diferente
c) Una fase sólida dispersa en un liquido
d) Dos fases liquidas no miscibles y de diferente punto de ebullición
14- Indica sistemas homogéneos formados por:
e) Dos componentes líquidos
f) Tres componentes gaseosos
g) Un componente sólido
h) Dos componentes sólidos
15- El vino es una solución formada por agua, alcohol y otros solutos sólidos
de menor
proporción. Sabiendo que el punto de ebullición del agua es de 100 °C y la del alcohol es 78 °C
que método utilizaría para separar dicho compuesto.
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 le una novela o una película; y 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:
28
1. Sustancias iniciales o reaccionantes
2. Sustancias finales o productos de la reacción
Por ejemplo:
A

BC

D


Sustancias
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 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.
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.
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 representan a través de un símbolo que consta de una letra inicial
del nombre en 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,
tomadas las dos de los nombres en latín o griego.
29
Por ejemplo:
Ag (Argentum) Plata
Au (Aurum) Oro
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.
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)
30
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
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
1,2
2
31
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
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
P
Fósforo
As
Arsénico
Sb
Antimonio
Cl
Cloro
Br
Bromo
I
Iodo
1, 3, 5, 7
En algunos textos puede encontrarse el bromo sólo con valencia 1, 3 y 5 lo cual se discutirá
oportunamente. A continuación veremos un cuadro que sintetiza la secuencia a seguir para
recordar cómo se escribían y nombraban las sales:
32
No metálicos propiamente dichos
Dobles
Hidruros
+H2
No Metal
Hidrácidos
Oxido ácido
o Anhídrido
+O2
+H2O
Básicas
Ácidos
Neutras
Sal
Mixtas
Elementos
Ácidas
Metal
+H2
+H2O
Oxido Básico
+O2
Hidróxidos
Hidruros
metálicos
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 oxigeno 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
1
valencia del oxígeno
2
valencia del metal
Tomaremos ahora algunos ejemplos y escribiremos la ecuación de obtención del óxido:
4 Na + O2  2
Na 2 O
33
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 Na 2O
NA: Oxido de sodio
NM: Monóxido de disodio
NS: Oxido de sodio (I)
 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
34
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
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  2 Au(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:
35
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:
 C2 O4
C + O2
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.
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:
36
2 Cl2 + O2
 2 Cl2O
NA: Anhídrido hipocloroso
NM: Monóxido de dicloro
NS: Oxido de cloro (I)
2 Cl2 + 3 O2
 2 Cl2O3
2 Cl2 + 5 O2
 2 Cl2O5
2 Cl2 + 7 O2
 2 Cl2O7
NA: Anhídrido cloroso
NM: Trióxido de dicloro
NS: Oxido de cloro (III)
NA: Anhídrido clórico
NM: Pentóxido de dicloro
NS: Oxido de cloro (V)
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”.
37
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
 H2N2O4:
1
N2O5 + H2O 
1
H2N2O6:
1
Cl2O + H2O 
1
ácido nitroso
2 HNO3
ácido nítrico
2 HClO
ácido hipocloroso
3
H2Cl2O2:
1
2 HNO2
2
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 HPO2
P2O3 + 2 H2O  H4P2O5:
P2O3 + 3 H2O  H6P2O6:
3
1
Ácido pirofosforoso
H3PO3
Ácido ortofosforoso ó Fosforoso
2 HPO3
Ácido metafosfórico
3
P2O5 + H2O  H2P2O6:
1 1
Ácido metafosforoso
2
3
P2O5 + 2 H2O  H4P2O7:
P2O5 + 3 H2O  H6P2O8:
Ácido pirofosfórico
2H3PO4
Ácido ortofosfórico ó Fosfórico
38
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:
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:
39
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 Cr2O2 CrO
Óxido cromoso; 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
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
40
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
N2O4 tetróxido de dinitrógeno u óxido de nitrógeno IV
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:
41
ACIDO
FORMULA
H2SO4
HNO3
HCl
H4P2O7
NOMBRE
Sulfúrico
RADICAL
FORMULA
HSO4-
Sulfato ácido
SO4 2-
Sulfato
NO3-
Nitrato
Cl-
Cloruro
Nítrico
Clorhídrio
Pirofosfórico
NOMBRE
H3P2O7-
Pirofosfato triácido
H2S
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
Hipo ---------- oso
Nombre de la sal
Hipo ---------- ito
42
Per ------------ ico
Per ------------ ato
----------------- oso
----------------- ito
----------------- ico
----------------- ato
----------------- hídrico ----------------- uro
Piro------------ ico
Piro------------ ato
Orto------------ oso
Orto------------ ito
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
43
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.
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)3  Al (OH)21 (IO3)1 + H2O
Nota: El subíndice uno no es necesario escribirlo, acá se lo pone con fines aclaratorios
solamente.
44
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
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
45
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
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
Trabajo Práctico Nº 2
1 - Dados los siguientes compuestos químicos: MgS; LiBrO3; Pb(CO3)2; KHSO4
La secuencia correcta que relaciona los nombres con las fórmulas es:
a. sulfato de magnesio- bromato de litio- carbonato plumboso- sulfato de potasio
b. sulfuro de magnesio- bromato de litio- carbonato plúmbico- sulfito ácido de
potasio
c. sulfito de magnesio- bromito de litio- carbonato plumboso- sulfito ácido de
potasio
d. sulfuro de magnesio- bromato de litio- carbonato plúmbico- sulfato ácido de
potasio
2- Dadas las siguientes fórmulas y nombres de compuestos químicos:
I) AlIO3
trioxoiodato de aluminio
II) Cu(HS)2
sulfuro de cobre(II)
III) Ag3N
nitruro de plata
IV) HBrO
ácido brómico
V) H3PO4
ácido fosfórico
Indicar la opción que contiene el conjunto de pares correctos:
a- I, II y III b- II, III y V c- II y IV d- I, III y V
3- El cloro tiene diferentes valencias y forma así diferentes compuestos, algunos de los cuales
se presentan a continuación:
I) HCl
II) Cl2O
III) KClO3
IV) Mg(ClO4)2
Sus respectivos nombres son:
I)cloruro de sodio II) hipoclorito de oxígeno III) perclorato de potasio IV) clorito de magnesio
I)cloruro de hidrógeno II) monóxido de di cloro III) perclorato de potasio IV) clorato de
magnesio
I)cloruro de hidrógeno II) monóxido de di cloro III) clorato de potasio IV) perclorato de
magnesio
I)cloruro de hidrógeno II) dióxido de cloro III) clorato de potasio IV) perclorato de magnesio
46
4-Dadas los siguientes nombres: tetraoxosulfato de dihidrógeno, hidróxido de estroncio, clorato
(I) de calcio, fluoruro de litio, nitrato(V) de aluminio, trioxocarbonato de di potasio,
tetraoxosilicato de diberilio, sulfato(IV) de magnesio, monoxoclorato de hidrógeno, sulfuro de
sodio, óxido de fósforo (III). Escribir las correspondientes fórmulas.
5-Nombrar y clasificar los siguientes compuestos:
K2O, MgO, PbO2, P2O5, HgO, NO, SiO2, Co2O3, Cl2O7, CO, SnO, MnO2, I2O, CrO,
N2O, MnO3.
6-Formular los siguientes compuestos: óxido de mercurio(I), anhídrido hipobromoso,
Dióxido de platino, óxido de niquel(II), anhídrido nítrico, óxido manganoso, monóxido de
bario, trióxido de di cromo, óxido de bromo(V), anhídrido sulfúrico, óxido de yodo(VII)
7-Complete las ecuaciones de disociación iónica de los siguientes compuestos, dando el
nombre del anión:
a. H2SO4 (.........) _ _ _ _ _ _ _ _ + _ _ _ _ _ _ _ _
b. _ _ _ _ _ _ _ _ (H2O) + H+ + NO-3
(................................)
(................................)
c. _ _ _ _ _ _ _ _ (H2O) Ca2+ + _ _ _ _ _ _ _ _
(oxhidrilo)
d. Na(OH) (.........) _ _ _ _ _ _ _ _ + _ _ _ _ _ _ _ _
(...............................)
e. _ _ _ _ _ _ _ _(.........) _ _ _ _ _ _ _ _ + _ _ _ _ _ _ _ _
f._ _ _ _ _ _ _ _ (.........) Fe3+ +
3OH-
(sulfito)
(...............................)
8-Complete las siguientes reacciones indicando en cada caso el nombre de las sales que se
forman:
a. ácido nitroso + hidróxido de potasio
agua + .............................
b. ácido clorhídrico + hidróxido de bario
agua + ............................
9-Efectue la disociación de los siguientes ácidos y coloque e nombre a todos los radicales
formados:
a. acido clórico
b. acido sulfuroso
47
c. acido sulfhídrico
d. acido pirofosfórico
e. acido metasiliciso
10. Complete las siguientes ecuaciones de neutralización, dando el nombre de la oxosal.
a. H2SO4 +_ _ _ _ _ _ _ _
_ _ _ _ _ _ _ _ + K2SO4
b. _ _ _ _ _ _ _ _ + Cu (OH)
c. HNO3 + Ca (OH)2
.............................
_ _ _ _ _ _ _ _ + CuClO2
............................
________ +________
...........................
d. H2S + _ _ _ _ _ _ _ _
_ _ _ _ _ _ _ _ + FeS
..........................
e. _ _ _ _ _ _ _ _ + _ _ _ _ _ _ _ _
H2O + HgSO3
..........................
f. _ _ _ _ _ _ _ _ + _ _ _ _ _ _ _ _
H2O + CaCl2
.........................
11-Dé el nombre de las siguientes sales:
a BaSO3:.................................. b.
. ....
d.
c Ca(NO2)2:............................. f.
. ....
h.
e KNO3:...................................
j.
. ...
FeCl3: .........................
NaClO:.................................
CuSO4:.................................
Li2CO3:................................
g Al(NO3)2:...........................
48
TRABAJOS PRACTICOS
DE
LABORATORIO
49
TRABAJO PRACTICO Nº 1
RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO Y DE PICTOGRAMAS
1) Dibuje el material de laboratorio que encontrará en la mesada.
2) Busque en la Biblioteca de la Facultad, en libros de textos o en Internet información de
los mismos de tal manera que construya una ficha de cada uno (esta información debe
responder a las siguientes preguntas: de que están fabricados, el nombre, para que se
usa, etc.). El informe deberá presentarse por grupo y bajo las pautas de redacción de
informes establecidas en el módulo Técnicas de Estudio.
3) Para la correcta manipulación de los productos peligrosos es imprescindible que el
usuario sepa
identificar los distintos riesgos, intrínsecos a la naturaleza de los diversos
reactivos químicos, a través de la señalización con los símbolos de peligrosidad respectivos.
Los símbolos de riesgo o peligrosidad son pictogramas o representaciones impresas en fondo
anaranjado, utilizados en rótulos o informaciones de productos químicos. Éstos sirven para
advertir sobre la peligrosidad o riesgo de un producto. Busque información y complete el
siguiente cuadro referente a algunos pictógramas y sus significado que puede encontrar en el
laboratorio.
Pictograma
Significado Clasificación y precaución
.
50
51
TRABAJO PRÁCTICO N° 2
DENSIDAD DE SÓLIDOS Y LÍQUIDOS
1) Densidad de sólidos:
A) Densidad de la masilla:
a) Modele tres esferas de diferentes valores de radio con la masilla que se encuentra
en la mesada.
b) Determine la masa de cada una, primero con la balanza granataria y luego
con la balanza analítica. Registre todos los valores en el cuadro.
c) Coloque agua en una probeta hasta cierta cantidad. Lea el volumen.
Introduzca una de las esferas y lea nuevamente el volumen. Determine, por
diferencia, el volumen de la misma. Regísterlo en el cuadro.
d) Repita el procedimiento para las otras dos esferas.
e) Calcule la densidad utilizando los valores de la masa obtenida con las dos
balanzas y registrelo en el cuadro.
Muestra de
Masa (gramos)
Masilla
Granataria
Analítica
1
Volumen
Densidad
(cm³)
S/ Granataria
S/Analítica
2
3
B) Densidad de Metales:
a) Dados los siguientes matales: Fe, Cu, Co y Zn, determine la masa y el
volumen de cada uno siguiendo las instrucciones del punto 1 A. Anote los valores en
el cuadro.
b) Calcule la densidad y registre los valores en el cuadro.
Metales
Masa (gr)
Volumen (cm³)
Densidad (g / cm³)
2) Densidad del agua:
52
a) Determine la masa de un vaso de precipitado de 50 cm³ de capacidad.
b) Agregue agua hasta la cuarta parte de su capacidad y determine
nuevamente su masa. Regístrelo en el cuadro.
c) Calcule, por diferencia, la masa del agua. Regístrelo en el cuadro.
d) Trasvase el agua a una probeta graduada y lea su volumen. Regístrelo en el
cuadro.
e) Calcule la densidad y anótelo en el cuadro.
B) Densidad de un líquido desconocido:
a) Solicite la muestra al profesor.
b) Proceda como en el punto 2 A.
Líquidos
Masa (gr.)
Volumen (cm³)
Densidad (g / cm³)
Agua
Sustancia x
C) Densidad de líquidos usando densímetros:
a) Opere según instrucciones del profesor para determinar nuevamente la
densidad del agua y del líquido desconocido.
b) Anote los resultados en el cuadro.
c) Compare los resultados con los obtenidos en 2 A y en 2 B.
Líquidos
Densidad (g / cm³)
Agua
Sustancia x
3) Para responder:
a) ¿Con cuál de las dos balanzas obtuvo constancia de masa? ¿Por qué?
b) Calcule el error porcentual con los datos obtenidos (para la experiencia de la
masilla) en los valores obtenidos de la densidad. Explique.
c) Informe con la ayuda de la tabla de densidades el nombre del líquido
desconocido.
53
TRABAJO PRÁCTICO Nº 3
SISTEMAS MATERIALES
1- Coloque en un vaso de precipitado unos ml de agua destilada,, disuelva en el agua con la
ayuda de una cuchara unos gramos de cloruro de sodio (sal), luego agregue unos gramos de
arena y de limaduras de hierro, y por último un corcho cortado en 6 trozos.
2-Observe el sistema en estudio, dibújelo e indique:
a-Tipo de sistema.
b-¿Cuántas y cuáles son las fases que lo forman?.
c-¿Cuáles son las sustancias que lo forman (componentes)?.
3-Con la ayuda de una pinza, extraer los trozos de corcho que hay en el sistema. Indique como
se llama este procedimiento.
4-Deje reposar el sistema hasta que estén bien separadas las fases. Vierta con cuidado el agua
que sobrenada a otro recipiente. ¿Cómo se denomina esta acción?. ¿Cuándo es posible
efectuarla?.
5-Coloque el residuo de arena y las limaduras de hierro en una cápsula de porcelana y
sométalas a un secado con la ayuda de un mechero, sosteniendo la cápsula con una pinza de
madera. ¿En qué consiste un secado?.
6-Al residuo seco acérquele un imán y separe las limaduras de hierro. ¿Cómo se llama este
método?. ¿Cuándo es posible realizar una separación magnética?.
7-Prepare un filtro según le indica el profesor y luego vierta lentamente la suspensión de agua
salada y arena. Espere a que pase a través del papel.¿ Cómo se llama este procedimiento?. ¿Por
qué la solución pasa por el filtro y no lo hacen las partículas de arena?.
8-Observe la solución que le quedó en la probeta, ¿Qué clase de sistema tiene, cuántas fases y
cuántos componentes presenta el mismo?.
9-Coloque la solución en una cápsula de porcelana y caliente con la ayuda de un mechero hasta
la evaporación total del líquido. ¿Cómo se denomina este procedimiento?. .Describa el
producto obtenido luego que se evapora el agua.
10- a. Marque con un lápiz (no use bolígrafo, marcador ni lapicera) la línea de salida a 3 – 4 cm
del borde de una tira de papel de filtro de 4x8 cm de ancho. Con la punta de un aguja grande
coloque una gota pequeña de tinta líquida de color rojo y otra de tinta líquida de color verde
sobre la tira de papel (no utilizar la misma aguja). Las gotas deben quedar separadas entre 1,5
cm. Luego, dejar secar las manchas.
54
b. Preparar una mezcla con 2 ml de alcohol etílico y 2 ml de agua. Colocarla en un vaso de pp.
Introduzca la tira de papel en el vaso, de tal manera que la orilla donde están las gotas quede
hacia abajo, y que la mezcla no toque las manchas dejadas por las gotas. Tapar el vaso con un
vidrio de reloj para que no se evapore el alcohol.
c. Dejar que la mezcla líquida ascienda hasta la orilla superior del papel y observar.
d. El alcohol asciende por el papel de filtro (se absorbe por capilaridad) y, al llegar a las
manchas de tinta ¿Qué sucede?
Tinta roja:..................................................................................................................................
Tinta verde:...............................................................................................................................
I)Indicar los componentes y colores de cada tinta que observó..
II)¿Podemos afirmar que la tinta roja y la verde son mezclas? ¿Cómo se denomina a este
método de separación?.
CONCLUSIONES:
1) ¿Cuáles son los métodos para la separación de las fases de un sistema heterogéneo que
ha empleado en este trabajo práctico?.
2) ¿Qué método utilizó para separar un sistema homogéneo?.
3) Mencione otros métodos de separación que conozca.
4) ¿Por qué se denominan métodos separativos?.
55
TRABAJO PRÁCTICO Nº 4
COLOIDES
1) Solicite al JTP y/o Ayudante de Trabajos Prácticos los 100 ml de solución de gelatina al 6%
preparada en agua caliente, dejar enfriar un poco y colocar con una probeta 10 ml en 10 tubos
de ensayo diferentes y numerados, de la siguiente manera:
a. tubo 1: 5 ml de azul de metileno
b. tubo 2: 5 ml de sulfato de cobre
c. tubo 3: 5 ml de colorante rojo
d. tubo 4: 5 ml colorante azul
e. tubo 5: 5 ml de dicromato de potasio
f. tubo 6: 5 ml cloruro cobáltico
g. tubo 7: 5 ml de nitrato férrico
h. tubo 8: 5 ml cloruro férrico
i. tubo 9: 5 ml ferrocianuro de potasio
j. tubo 10: 5 ml permanganato de potasio
2- En el momento de la adición del gel de gelatina a cada una de las sustancias anotar la hora.
Medir la distancia recorrida como función de tiempo, cada vez que el avance de cualquiera de
las soluciones sea apreciable
NOTA: la difusión, en forma general, para estos sistemas es muy lenta, por lo que no se
extrañe que cuando alcanza el equilibrio se haya tardado 2 o 3 días en difundir.
3- Anote todas sus observaciones durante una semana.
B- PREPARACIÓN DE SISTEMAS COLOIDALES
1. Preparación del Sol de yoduro de plata: En un tubo de ensayo de 5 ml colocar 0,2 ml de
KI 0,1 N y diluir con agua destilada a 1,1 ml de volumen final. En otro tubo colocar 0,1
ml de nitrato de plata 0,1n y diluir tambien a 1,1 ml. Poco a poco y agitando se vierte la
solución de AgNO3
2. Preparación del Sol de hierro (III): en 1 ml de agua destilada hirviendo colocar con una
pipeta 0,05 ml de solución de FeCl3 al 32 %. Observe el momento de unión entre los
líquidos. Reserve el producto para experiencia C
3. Preparación de coloides de gelatina: Disuelva o,2 g de gelatina en 80 ml de agua
destilada hirviendo, coloque luego el sistema en un baño de agua fría. Anote sus
56
observaciones. Realice lo mismo pero ahora disolviendo 0,75 g de gelatina en 25 ml de
agua. Verifique efecto Tyndall
4. Preparación de coloide de benceno: En dos tubos de ensayo colocar 2 ml de agua
destilada y 1 ml de benceno. En un de ellos agregar 2 gotas de solución jabonosa.
Agitar los 2 tubos fuertemente. Anote sus observaciones.
C- PURIFICACIÓN DEL SOL DE HIERRO (III) POR DIÁLISIS
1. Haga una bolsa de papel celofán e introduzca el sol de hierro en ella. Medir pH.
2. Selle la parte superior de la bolsa con una liga o cinta, asegurándose que el sol no salga
por el cuello.
3. Introduzca la bolsa sellada en un vaso de pp de 100 ml que contenga 50 ml de agua
destilada. Después de una semana medir pH.¿Verifica que se produjo diálisis?
D- De acuerdo a las experiencias realizadas señale que propiedades de los coloides pudo
observa y verificar.
TRABAJO PRÁCTICO Nº 5. LABORATORIO VIRTUAL
En esta instancia se trabajará en la sala de computación con un software educativo
“Laboratorio virtual de química”
57
TECNICAS DE ESTUDIO
58
PLANES DE ESTUDIO
Que es un Plan de Estudios?
Es el diseño curricular concreto respecto de unas determinadas enseñanzas
realizado por una universidad, sujeto a las directrices generales comunes y a
las correspondientes directrices generales propias, cuya superación da derecho
a la obtención de un título universitario de grado de carácter oficial y validez en
todo el territorio nacional.
Características:
El plan de estudios ha de estar diseñado de tal forma que contemple la formación,
preparación y entrenamiento de futuros profesionales mediante la aplicación de un
método investigativo general y de los métodos y normas particulares de las diferentes
disciplinas, con responsabilidad y conciencia de su incidencia en la sociedad.
Los planes de estudios se elaboran y aprueban por las universidades, en la forma
que determinan sus estatutos o normas de organización y funcionamiento, previa
autorización de su implantación por el órgano competente de la respectiva
comunidad autónoma. Deben ajustarse a las directrices generales comunes y a las
directrices generales propias que el gobierno nacional establezca para cada título y
se homologan de acuerdo con la normativa vigente al respecto.
Categorías/clasificaciones:
- Estudios de Grado: comprenden las enseñanzas universitarias de primer ciclo y
tienen como objetivo lograr la capacitación de los estudiantes para integrarse en el
ámbito laboral con una cualificación profesional apropiada.
- Estudios de Posgrado: comprenden las Especializaciones, Maestrías, Doctorados,
Posdoctorados. Constituyen una formación avanzada dirigida a una especialización
académica o profesional o bien a promover la iniciación en tareas investigadoras.
Representan el nivel más elevado de la Educación Superior.
A continuación te presento los Planes de Estudio del Departamento Química de la
Facultad de Ciencias Exactas y Naturales, desde ahora, “tu facultad”.
En este contexto te informo que en la FACEN existen tres Carreras relacionadas
directamente con la Química, ellas son: Licenciatura en Química, Profesorado en
Química y Técnico Químico Universitario.
La propuesta es analizarlos y despejar las dudas que tengas al respecto. Esto es muy
importante, por lo que te sugiero que prestes mucha atención para que puedas
participar con preguntas e inquietudes.
Nº
PLAN DE ESTUDIOS LICENCIATURA EN QUIMICA , PLAN 2011
Crédito
Crédito
Horario
Horario Anual
Semanal
59
Asignatura
Cuat.
PRIMER AÑO
01
02
QUÍMICA GENERAL I
MATEMÁTICA I
2 asignaturas semanales
03
QUÍMICA GENERAL II
04
MATEMÁTICA II
05
FÍSICA I
3 asignaturas semanales
Total anual
SEGUNDO AÑO
06
07
08
QUÍMICA INORGÁNICA
QUÍMICA ORGÁNICA I
FÍSICA II
3 asignaturas semanales
09 QUÍMICA ORGÁNICA II
10 QUÍMICA ANALÍTICA I
11 MATEMÁTICA III
3 asignaturas semanales
Total anual
TERCER AÑO
12
BIOLOGÍA GENERAL
13
14
15
QUÍMICA FÍSICA I
QUÍMICA ANALÍTICA II
3 asignaturas semanales
QUÍMICA ORGÁNICA III
16
QUIMIOMETRIA
1°
2°
1°
2°
1°
2°
17
18
QUÍMICA FÍSICA II
QUÍMICA BIOLÓGICA
4 asignaturas semanales
Total anual
(*) CUARTO AÑO
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
QUÍMICA FÍSICA III
MICROBIOLOGIA GENERAL
QUÍMICA AMBIENTAL
BROMATOLOGIA I
OPTATIVA I (**)
5 asignaturas semanales
QUÍMICA ANALÍTICA III
TOXICOLOGÍA
HIGIENE Y SEGURIDAD LABORAL
TECNOLOGÍA QUÍMICA
QUIMICA BIOINORGANICA
5 asignaturas semanales
1°
2°
10
08
18
07
06
08
21
150
120
270
105
90
120
315
585
10
10
08
28
10
10
06
26
150
150
120
420
150
150
90
390
810
04
60
10
10
24
07
150
150
360
105
05
75
10
04
26
150
60
390
750
07
04
04
04
09
28
07
04
04
04
10
29
105
60
60
60
135
420
105
60
60
60
150
435
60
Total anual
855
QUINTO AÑO
29
30
31
32
33
34
OPTATIVA II (**)
TECNOLOGÍA DE LOS ALIMENTOS
ANALISIS DE MINERALES
3 asignaturas semanales
BROMATOLOGÍA II
QUIMICA ANALITICA AMBIENTAL
2 asignaturas semanales
TRABAJO FINAL
Total anual
09
10
10
29
10
10
20
1°
2º
135
150
150
435
150
150
300
200
935
anual
(*) Para cursar el cuarto año de la carrera de Licenciatura en Química el alumno deberá aprobar un exam
suficiencia de Inglés Técnico o cursar la asignatura extracurricular Inglés Técnico que ofrece la U
Académica. En este último caso, la condición requerida es tener aprobado el 2do. Año de la c
Licenciatura en Química.
(**) Las 2 asignaturas optativas se elegirán de la siguiente nómina de asignaturas
Departamento de Química.
ofrecidas
Plan de Estudios: Profesorado en Química
Nº
Asignatura
Curs. Hor.
Correlatividad
Regular
Aprobada
Primer Año
01 Matemática I
1º C
8
------
------
02 Química General I
1º C
6
------
------
03 Laboratorio I
1º C
8
------
------
04 Biología General
2º C
6
2
------
05 Física I
2º C
8
1
------
06 Química General II
2º C
6
2-3
------
Segundo Año
07 Química Inorgánica
1º C
8
3-5
2
08 Física II
1º C
6
5
1
09 Química Orgánica I
1º C
8
6
2-3
10 Matemática II
2º C
6
------
1
11 Química Orgánica II
2º C
8
7-9
6
12 Química Analítica I
2º C
8
9
6-7
13 Problemática de la Educación I
2º C
8
------
------
3
------
Tercer Año
14 Problemática de la Educación II
1º C 10
61
15 Psicología Evolutiva y del Aprendizaje
1º C
8
13
------
16 Química Analítica II
1º C
6
12
7-9
17 Química Industrial
2º C
6
------
11-12
18 Didáctica Especial
2º C
8
14
13
19 Elementos de Geoquímica
2º C
6
------
7-9
20 Química Física I
2º C
8
------
7-8-10
8
20
------
1º C 10
18
11-14-16
Cuarto Año
21 Química Física II
22
1º C
Practica de la Enseñanza de la
Química I
23 Química Biológica
1º C
6
------
4-11
24 Historia y Epistemología de la Química 1º C
6
------
9-11
25 Química Ambiental
2º C
6
17
16
26 Bromatología
2º C
6
23
11-16
------
22
27
Practica de la Enseñanza de la
Química II
2º C 12
Plan de Estudios: Técnico Químico Universitario
Nº
Asignatura
Curs. Hor.
Correlatividad
Regular
Aprobada
Primer Año
01 Matemática
1º C
8
------
------
02 Química General I
1º C
6
------
------
03 Laboratorio I
1º C
8
------
------
04 Biología General
2º C
6
2
------
05 Física I
2º C
8
1
------
06 Química General II
2º C
6
2-3
------
Segundo Año
07 Química Inorgánica
1º C
8
3-5
2
08 Física II
1º C
6
5
1
09 Química Orgánica I
1º C
8
6
2-3
10 Laboratorio II
2º C
8
7-8
3-5-6
11 Química Orgánica II
2º C
8
7-9
6
12 Química Analítica
2º C
8
9
6-7
Tercer Año
62
13 Microbiología General
1º C
6
11
4-10
14 Toxicología
1º C
6
11-12
9-10
15 Practica Profesional I
1º C
10
11-12
7-9-10
16 Química Industrial
2º C
6
------
11-12
17 Optativa
2º C
6
------
------
18 Practica Profesional II
2º C
10
13-14
15
Plan de Estudios: Licenciatura en Ciencias Ambientales , PLAN 2010
Nro. Asignatura
Horas Año
0
COMPUTACION - 2010 - 1
0 0
0
INGLES TECNICO - 2010 - 1
0 0
0
BIOLOGIA GENERAL - 2010 - 1
7 1
0
QUIMICA I - 2010 - 1
4 1
0
ESTUDIO DEL AMBIENTE - 2010 - 1
7 1
0
FUNDAMENTOS DE MATEMATICA - 2010 - 1
3 1
0
ZOOLOGIA - 2010 - 1
4 2
0
QUIMICA II - 2010 - 1
4 2
0
BOTANICA SISTEMATICA - 2010 - 1
4 2
0
FISICA AMBIENTAL - 2010 - 1
6 2
0
RECURSOS NATURALES - 2010 - 1
4 2
0
GESTION AMBIENTAL - 2010 - 1
3 3
0
OPTATIVA - 2010 - 1
3 3
0
MICROBIOLOGIA AMBIENTAL - 2010 - 1
6 3
0
QUIMICA AMBIENTAL - 2010 - 1
6 3
0
ADMNISTRACION Y LEGISLACION AMBIENTAL - 2010 - 1
3 3
0
ECOLOGIA - 2010 - 1
7 3
0
GEOLOGIA Y GEOMORFOLOGIA - 2010 - 1
6 4
0
EDUCACION AMBIENTAL - 2010 - 1
3 4
0
DESARROLLO SOSTENIBLE - 2010 - 1
6 4
0
ALIMENTACION AMBIENTE Y SOCIEDAD - 2010 - 1
6 4
0
ORDENAMIENTO TERRITORIAL - 2010 - 1
6 4
0
TRABAJO FINAL - 2010 - 1
8 5
0
EVALUACION DE IMPACTO AMBIENTAL - 2010 - 1
4 5
0
PATRIMONIO CULTURAL Y CIENTIFICO - 2010 - 1
6 5
SISTEMA DE INFORMACION GEOGRAFICA APLICADA AL
0
6 5
AMBIENTE - 2010 - 1
0
METODOLOGIA DE LA INVESTIGACION EN CIENCIAS
6 5
63
0
3
AMBIENTALES - 2010 - 1
ESTADISTICA - 2010 - 1
FISICA - 2010 - 1
6
6
5
1
1. LAS TÉCNICAS DE ESTUDIO
Las técnicas de estudio se han convertido en uno de los temas no solamente actuales
sino también importantes, interesantes e imprescindibles para los estudiantes de
todos los niveles educativos. Luego de comprobar a través de los diferentes sistemas
de evaluación, el fracaso escolar que se produce en las instituciones o centros
educativos, los estudiantes especialmente tendrían que asumir ésta realidad y tratar
de mejorar su rendimiento con normas, trucos, técnicas o recetas de estudio que
puedan revertir sus rendimientos.
Pero ante todo es fundamental la toma de conciencia, por parte de los mismos acerca
de la necesidad, para el logro de sus objetivos tanto personales como académicos de
"tener que estudiar". Para ello es fundamental que los estudiantes se comprometan
responsablemente a dar prioridad al estudio, sobre las demás actividades, con la
finalidad de lograr sus expectativas, en cuánto a su formación profesional,
desechando toda aptitud negativa o de rechazo, ante las exigencias propias del
estudio, dado que es evidente que la sociedad cada día demanda de los
profesionales, más calidad y excelencia en el desempeño de sus funciones, para
insertarse con éxito en el mercado laboral.
Nosotros los docentes les proponemos actualizar sus conocimientos con respecto a
las técnicas de estudio, para utilizarlas como herramientas para optimizar sus
capacidades intelectuales y aprendizajes.
Las técnicas de estudio son un conjunto de herramientas, fundamentalmente lógicas,
que ayudan a mejorar el rendimiento y facilitan el proceso de memorización y estudio.
La organización a la hora de comenzar un año escolar es fundamental. A partir del
horario de las clases presénciales, se debe organizar el resto del tiempo, de tal
manera que les permita el repaso, la consulta, ampliación de los contenidos que se
imparten en las diferentes asignaturas. Por lo tanto demás está decirlo el estudio debe
ser diario o continuo, hasta convertirse en un hábito, lo que no significa que basta con
estar sentado delante de los libros dos o tres horas todos los días; Sino que debe ser
un hábito conciente que les s ayude a detectar necesidades, dificultades, que les
permita analizar en que campos o temas se tiene más problemas, organizar y
planificar prioridades inmediatas (exámenes parciales o finales, y trabajos prácticos,
monografías, etc.), y a partir de ahí confeccionar un horario de "trabajo" diario.
Sí, decimos bien, "trabajo" ya que ustedes deben tomar conciencia que el estudio,
hasta finalizar sus formaciones académicas y convertirse en profesionales activos
socialmente, es mientras tanto su “trabajo”, y que el éxito de sus futuros laborales
depende en gran medida de la preparación científica, idoneidad, dedicación y
vocación que logren y manifiesten durante su tiempo como estudiantes
Es preciso tener claro o mentalizarse al elegir la carrera o profesión a lograr que
estudian para forjar sus propios porvenires o futuros y no lo de sus padres, para evitar
futuros abandonos o frustraciones que les coarten sus vidas.
64
2. CÓMO, DONDE Y CUANDO ESTUDIAR. EL HORARIO PERSONAL Y LA
ORGANIZACIÓN DEL MATERIAL DE ESTUDIO.
"Un buen plan de trabajo debe ser personal, realista, flexible y con tiempo
para el estudio y tiempo para el descanso"(Brunet)
El primer paso que debemos dar en el campo de las técnicas de estudio, es el de
tener bien en claro que estudiar es necesario y fundamental, pero que para realizar
correctamente esta tarea es conveniente que confluyan ciertas condiciones básicas
para rendir bien y obtener provecho.
Es fundamental que tengan bien claro ciertas condiciones que benefician el estudio:
Donde estudiar
 En una habitación que dispongan para ello, si puede ser de su uso exclusivo, sin
malos olores, bien aireada y ventilada, ni con mucho calor ni con frío, sin
molestias de ruidos, ni otro tipo de distracciones (televisión, juegos de los
hermanos, radio, etc.).
 Que tengan una mesa de trabajo amplia, en la que puedan tener encima todo el
material que van a necesitar, sin otros objetos de distracción como revistas,
juegos, adornos móviles, etc.
 La luz que sea preferiblemente natural y si no es así que sea blanca o azul y que
proceda del lado contrario a la mano con la que escriben (a un zurdo la luz tendrá
que provenirle de la derecha).
 Tanto la mesa como la silla deberán estar en consonancia con su altura, ser
cómodas pero no en exceso. La silla tiene que tener respaldo y ser dura. La
excesiva comodidad les llevará a rendir menos e incluso a dejar de estudiar, pero
con la incomodidad ocurrirá lo mismo.
Como y cuando estudiar
 Debe cuidarse mucho la postura. Con el tronco estirado y la espalda apoyada en
el respaldo de la silla. A una distancia alrededor de 30 cm. del libro o apuntes y si
es posible que estén inclinados sobre un atril u otro objeto, esto hace que la vista
y los ojos no se cansen tan pronto.
 Es muy importante estar decidido a la hora de ponerse a estudiar, no titubear e
intentar mentalizarlos de que ese es el trabajo que tienen que hacer y es mejor
hacerlo con alegría y distensión que enfadados y sin ganas.
 Es muy importante que antes de ponerse a estudiar hagan una reflexión sobre
todo lo que van a necesitar y lo coloquen o en la mesa o al alcance de la mano
(diccionarios, libros de consulta, bolígrafos, reglas, enciclopedias, etc).
 También es muy importante que sepan que es lo que van a hacer cada día y
tenerlo todo planificado (pero con flexibilidad). Por eso es muy conveniente que
hagan un horario de estudio diario pero que tiene que ser realista, teniendo en
cuenta sus capacidades, realizable y factible y también flexible y preparado para
los imprevistos, donde no solo esté reflejado el tiempo de estudio sino también el
tiempo de ocio y descanso.
65
 A la hora de hacer su horario que piensen cual es el mejor momento para
estudiar, según sus condiciones, y siempre que empiecen por las asignaturas más
fáciles para pasar posteriormente a las más difíciles y terminar con otras también
fáciles. - Las horas de ocio también son importantes, que no se olviden de ellas.
 Deben dormir una media de 8 a 10 horas, es fundamental para luego rendir bien.
En los horarios o programas que construyamos debemos reflejar el tiempo que
nos llevaría leer con detenimiento y entendiendo los contenidos que nos han dado
ese día.
A este tiempo de lectura también le sumamos, mas o menos, lo que nos lleva
hacer los ejercicios que debemos resolver para cada día.
Tenemos que reflexionar sobre cual es el tiempo real que esta tarea nos llevaría,
sin pensar en hacerlo con gran velocidad para terminar pronto.
Esta tarea tan simple nos ayudara a saber por donde andamos en cada asignatura
y a irnos haciendo una idea de los temas que se van viendo en clase. Esto nos
facilitara su posterior estudio.
 Colocar una postal bajo la línea que lee, tratando de ir aumentando
progresivamente la rapidez de la lectura y leyendo cada línea con sólo tres o
cuatro fijaciones, según sea su longitud.
Como se puede ver, la velocidad va junto con la comprensión, que podemos trabajar
con los conocidos análisis de textos pero no solo por escrito sino también oralmente.
3. LOS ESQUEMAS Y LOS CUADROS SINÓPTICOS.
El esquema es una técnica que realmente tenemos muy olvidada pero que da mucho
juego. No es una técnica sencilla ya que depende directamente de como se haya
realizado el subrayado y la lectura.
Un esquema debe presentar las ideas centrales del texto, destacadas con claridad.
Presenta de forma sencilla y lógica la estructura del texto. Debe tener una
presentación limpia y clara. En el esquema se destacan los puntos principales del
texto y los subtemas que se consideren de interés. Se utilizan signos para destacar
ideas, subrayado, las mayúsculas y minúsculas, colores y distintos tipos de letras.
Estará escrito en términos concisos y cortos.
Para trabajar el esquema partimos de la lectura analítica de un texto y de su posterior
subrayado. Vamos separando cada contenido por puntos, rayas y subrayados. Vemos
si lo que hemos escrito expresa la idea completa del texto sin dejarnos datos
fundamentales. Podemos utilizar las mayúsculas para señalar los apartados
fundamentales y las minúsculas para los elementos de importancia que hay en ellos.
El esquema se escribe todo seguido y debe intentarse que ocupe el menos espacio
posible. No existen nexos de unión de ideas sino, en ocasiones, flechas. No se deben
escribir palabras sin contenido propio del texto que analizamos.
El esquema es como un resumen pero más esquematizado, sencillo y claro. Con un
solo golpe de visto podemos percatarnos de la información que contiene el texto
estudiado. En síntesis:
66
 Localizamos las ideas centrales del texto.
 Subrayamos las palabras o frases que destaquen esas ideas. Subrayar
sobre todo las palabras clave.
 Anotar al margen la idea central del texto y de los distintos párrafos.
Por otra parte el cuadro sinóptico es una variante del esquema que sobre todo se
utilizará cuando existan datos muy concretos como fechas, nombres, cantidades y
cuando un texto habla de los mismos elementos pero en distintas
contextualizaciones. Su técnica es igual a la del esquema pero para su concreción
se confecciona un cuadro con las entradas que sean necesarias.
4. CÓMO TOMAR APUNTES.
Esta técnica es necesaria en la Universidad. Es evidente que para una buena
toma de apuntes debemos estar atentos a la clase y con actitudes positivas tanto
hacia el profesor como hacia lo que se expone. Para facilitar la toma de apuntes
es conveniente que anteriormente se sepa el tema de clase. También es muy
beneficioso el haber leído el tema dictado en la clase anterior.
Posteriormente estos apuntes se pueden completar con los datos de otros
compañeros y con el uso del libro de texto u otros.
5. CÓMO PREPARAR UN EXAMEN.
Para preparar un examen correctamente es necesario conocer con claridad los
contenidos que tienen que estudiar.
A partir de aquí nos podemos ir haciéndonos una idea de como vamos a tener que
estudiar: con gran memorización, con conexión de ideas, con todos los datos
hasta los de menos importancia, etc.
A partir de ahí es simplemente la puesta en práctica de todas las técnicas vistas
hasta ahora:





Una primera lectura rápida de lo que hay que estudiar.
Segunda lectura lenta, analítica, con subrayado y notas a los márgenes.
Confección de un resumen.
Confección de un esquema o cuadro sinóptico.
Repaso con lectura general por encima, lectura de lo subrayado, lectura
del resumen y repaso final a las ideas del esquema.
Si realmente conseguimos seguir este orden en todas sus fases, los resultados
serán realmente buenos y las notas, sin duda alguna, también.
6. CÓMO HACER UN EXAMEN.
Lo primero que tenemos que hacer por nuestra parte, es quitarle importancia y
trascendencia al examen como algo imposible de lograr, o lo difícil que será.
A partir de ahí es la hora de demostrar que todo nuestro trabajo ha servido de
algo.

Primero hay que tener en claro el tiempo que tenemos para el examen.
67





Hacer una primera lectura general de todas las preguntas.
Leer detenidamente cada pregunta y tener en claro lo que se está
preguntando.
Comenzar contestando aquellas que saben sin extenderse demasiado, con la
información que claramente se les pide. Después si les queda tiempo se las
completan.
Después seguir con las preguntas que creen que no saben, no dominen o
desconozcan.
Repasar las respuestas que han contestado antes de entregar el examen.
7. LA MEMORIA Y LAS REGLAS NEMOTÉCNICAS.
Uno de los temas que más interés tiene en las Técnicas de Estudio, es La
Memoria. Es evidente que en todo proceso de estudio la memoria es uno de los
elementos fundamentales. Pero lo importante es entender a la memoria
correctamente.
"La memoria funciona como un gran archivo. Ubicar la información en el lugar
correspondiente implica agilizar el proceso de selección y recuperación del
material"
Empezaremos diciendo que la memoria y el proceso memorístico está formado por
lo que podríamos denominar tres fases:
Registrar.
Retener.
Rememorar
Nuestra memoria es como un gran armario o archivo en el que es evidente que
encontraremos mejor las cosas si las tenemos ordenadas de una forma lógica.
También está demostrado que recordaremos más y mejor aquello que
comprendamos (por eso no es conveniente "estudiar" sin saber lo que
"estudiamos").
Registrar: En esta fase adquirimos el contacto con los elementos que
posteriormente memorizaremos. Sería la primera lectura. Para tener más claros
estos conceptos que leemos usamos el subrayado, los esquemas, los resúmenes
o fichas. Pero es fundamental que lo que leamos y escribamos lo hagamos de una
forma ordenada, lógica y comprendiendo lo que se lee. No te pongas a estudiar un
tema de matemáticas que se fundamenta en uno anterior que no lo conoces o no
lo entiendes.
Retener: Cuanta más atención prestemos a lo que intentemos memorizar, más
fácil nos será retenerlo. Esta es una premisa básica dentro del proceso de la
memorización: La Atención. Por esta razón el interés y la motivación ante lo que
estamos leyendo y pretendemos memorizar es algo básico. Es fundamental la
68
concentración: aislaros de ruidos, olores, gente que pasa por la habitación, de la
televisión e incluso en ciertas ocasiones de la música No es recomendable
estudiar con música cuya letra conocemos, esto nos distraerá. Tampoco es bueno
estudiar con la radio y por supuesto la televisión es nefasta. Si queres estudiar con
música podes hacerlo pero con clásica o instrumental. Tampoco que sea Rock o
Heavy, más bien Jazz, Blues, Regae, New Age, Folk, etc. Para retener las cosas,
releer los textos solo con lo subrayado, releer las fichas o anotaciones y, por
supuesto, releer los temas.
Rememorar: Este es, para nosotros, el proceso más importante y el que a todos
más les interesa. El recordar aquello que hemos memorizado. Para ello, la manera
de haberlo retenido (ordenado, con lógica, con notas, subrayados, esquemas) va a
ser fundamental y también el interés que hayamos puesto en ello. A veces
intentamos recordar algo que sabemos claramente que lo hemos estudiado, pero
como no lo hicimos de la manera correcta y con la lógica necesaria no es
imposible rememorarlo. Como ven, la lógica, el orden, la intención es la base. Pero
es que realmente son las piezas claves de la memoria.
Dentro del tema de la memoria, tenemos la memoria a corto plazo y la memoria a
largo plazo (esta segunda es la que a todos más nos interesa). En un principio
cuando empezamos a estudiar, la información pasa a la memoria a corto plazo,
pero lo que tenemos que pretender es "enviarla" a la memoria a largo plazo, que es
la que subsiste y la que necesitamos a la hora de los exámenes o pruebas. Para
que la información pase a la memoria a largo plazo es necesario la repetición, la
concentración, el orden y la lógica y sobre todo el interés por esos contenidos que
queremos memorizar. Lo que sí es evidente es que se recuerda mejor lo que
previamente hemos escrito o que previamente hemos clasificado. Por esto
insistimos tanto en lo del subrayado, los resúmenes, los esquemas y las fichas. Un
tema de 30 páginas de historia se puede resumir en una ficha señalando en ella
solo los apartados o puntos clave del tema y luego al mirar simplemente esa ficha,
si ya lo hemos estudiado, la mente irá soltando todos los contenidos de esos
apartados ella sola. Por esta razón, cuando en un examen nos pregunten sobre el
reinado de Felipe II podremos recordar lo estudiado ya que nuestra mente ya tiene
esa información procesada y memorizada y solo necesita el epígrafe de ese
material para soltar toda la información.
7.1. LAS REGLAS NEMOTÉCNICAS O TRUCOS PARA RECORDAR:
Las reglas nemotécnicas son un conjunto de trucos, casi siempre lingüísticos, para
facilitar la memorización. Posiblemente habrán oído hablar de ellos. Se basan es
que recordamos mejor aquello que conocemos o aquello que nosotros mismos
hemos creado. Esto lo veremos mucho mejor con un ejemplo.
La primera línea de la tabla periódica de los elementos químicos:
Litio-Berilio-Boro-Carbono-Nitrógeno-Oxígeno-Fluor-Neón
Si tenemos que memorizar esta serie, un buen método sería confeccionar una
frase con la primera o primeras letras de cada uno de estos elementos: "La BBC
no funciona". Esta podría ser una de las posibilidades para acordarnos de estos
ocho elementos. Fijaros que he utilizado la L de Litio (La), la B de Berilio y Boro, la
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C de Carbono (BBC), la N de Nitrógeno y la O de Oxígeno (no), la F de Fluor y la
N de Neón (funciona).
Esta es una posibilidad para este ejemplo concreto, pero seguro que podrán
encontrar otros muchos no solo para esta serie sino para esas cosas que tienen
que estudiar y no hay manera de memorizarlas y recordarlas.
8. ORGANIGRAMAS DE APRENDIZAJE
CUADRO SINÓPTICO
Un cuadro sinóptico es una forma de organizar gráficos ampliamente utilizados
como recursos instruccionales y se definen como representaciones visuales que
comunican la estructura lógica del material educativo.(Ambruster, 1994; Trowbride y
Wandersee, 1998; West, Farmery Wolf, 1991). Son estrategias para organizar la
información nueva a aprender, son de mucha utilidad cuando se trata de resumir en
forma esquemática un gran contenido de conocimientos.
El cuadro sinóptico proporciona una estructura global coherente de una temática y sus
múltiples relaciones. Pueden utilizarse como estrategias de enseñanza tanto en la
clase magistral como en los textos. Esta herramienta indica cómo se ordena un texto
y sus elementos principales, permite visualizar una representación esquemática de la
información, lo cual aclara su comprensión y facilita la percepción y el recuerdo de las
relaciones entre las ideas.
Los cuadros sinópticos pueden presentarse por medio de llaves y tomar forma de
diagramas o pueden estar compuestos por filas y columnas a manera de tablas.
Sugerencias para elaborar un cuadro sinóptico









Antes de elaborar un mapa necesitan INFORMACIÓN
No se deben incluir ideas propias, solamente los puntos principales en
forma breve y concisa.
Deben indicarse los conceptos centrales de manera ordenada y
sistemática.
Representar en forma esquemática las relaciones entre los conceptos
centrales.
Identificar los puntos principales del texto.
Identificar los conceptos centrales del texto.
Relacionar los conceptos centrales de manera que puedan ser
organizados.
Elaborar un esquema que contenga los conceptos centrales y sus
relaciones.
Ampliar las ideas principales con las ideas subordinadas a estos.
Mapas Conceptuales
¿Qué es un mapa conceptual?
Un mapa conceptual es un recurso esquemático para presentar un conjunto de
significados conceptuales incluidos en una estructura de proposiciones. Los mapas
conceptuales proporcionan un resumen esquemático de lo aprendido y ordenado de
una manera jerárquica. El conocimiento está organizado y representado en todos los
70
niveles de abstracción, situando los más generales e inclusivos en la parte superior y
los más específicos y menos inclusivos en la parte inferior.
¿Cuáles son los elementos fundamentales que lo componen?
De acuerdo con la definición de Novak, el mapa conceptual contiene tres elementos
fundamentales:
 Concepto: se entiende por concepto una regularidad en los acontecimientos o en
los objetos que se designan mediante algún término. Los conceptos hacen
referencia a acontecimientos que son cualquier cosa que sucede o puede
provocarse y a objetos que son cualquier cosa que existe y se puede observar.
Los conceptos son, según Novak, las imágenes mentales que provocan en
nosotros las palabras o signos con los que expresamos regularidades.
 Proposición: consta de dos o más términos conceptuales (conceptos) unidos por
palabras (palabras enlace) para formar una unidad semántica. Es la unidad
semántica más pequeña que tiene valor de verdad, puesto que se afirma o niega
algo de un concepto; va más allá de su denominación.
 Palabras enlace: Son las palabras que sirven para unir los conceptos y señalar el
tipo de relación existente entre ambos. Por ejemplo, “es”; “de una”; “se distingue”;
“por orden de”; “integrada por”; “son”; “de”; “en”; “se expresan con”, etc.
¿Cuáles son las características que deben reunir?
Señalaremos tres características o condiciones propias de los mapas que los
diferencian de otros recursos gráficos y de otras estrategias:
 Jerarquización: En los mapas conceptuales los conceptos están dispuestos por
orden de importancia o de inclusividad. Los conceptos más inclusivos ocupan los
lugares superiores de la estructura gráfica. Los ejemplos se sitúan en último lugar
y no se enmarcan.
 En un mapa conceptual sólo aparece una vez el mismo concepto.
 En ocasiones, es conveniente terminar las líneas de enlace con una flecha para
indicar el concepto derivado, cuando ambos están situados a la misma altura o en
el caso de relaciones cruzadas.
 Selección: Los mapas constituyen una síntesis o resumen que contiene lo más
importante o significativo de un mensaje, tema o texto. Previamente a la
construcción del mapa hay que elegir los términos que hagan referencia a los
conceptos en los que conviene centrar la atención. Como es obvio, si queremos
recoger en un mapa un mensaje o texto muy extenso, quedarán excluidos muchos
conceptos que podrían recogerse si nos centráramos en una parte de ese
mensaje. Existen unas limitaciones de tipo material con las que hay que contar,
además del destino o la utilidad que asignemos al mapa. Cuidaremos más la
claridad si lo vamos a utilizar como recurso de apoyo en una exposición oral que
cuando lo destinamos a nuestro uso particular. De cualquier forma es preferible
realizar mapas con diversos niveles de generalidad. Uno presenta la panorámica
global de una materia o tema y otros se centran en partes o subtemas más
concretos.
 Impacto visual: Esta característica se apoya en la anterior. Se aconseja no dar por
definitivo el primer mapa que hayamos trazado, sino tomarlo como borrador y
repetirlo para mejorar su presentación. Algunas sugerencias para mejorar el
impacto visual: se destacan más los términos conceptuales cuando los escribimos
con letras mayúsculas y los enmarcamos con elipses. Esta figura es preferible al
rectángulo para aumentar el contraste entre las letras y el fondo.
71
9. REGISTRO DE LOS RESULTADOS
La forma de anotarlos resultados depende de la naturaleza de la investigación y
de la imaginación del investigador. Aquí, sólo hay necesidad de señalar que
todo detalle significante debe escribirse inmediatamente que se ha observado,
con todas las características relevantes. El cuaderno de laboratorio ideal, ha de
ser inteligible a otros que pudieran tener que continuar el trabajo sin terminar, y,
además, inteligible a su autor 10 años después. Los diseños de un aparato han
de recoger diversas fases de su construcción, así como su acabado, y cualquier
serie de observaciones que muestren una relación funcional entre magnitudes
que se han de representar gráficamente inmediatamente que se han hecho las
medidas. Siguiendo esta regla, los hechos inesperados pueden confirmarse y
hacer lecturas repetidas significantes.
Cuando llega el momento de describir el trabajo completo, bien sea en forma de una
tesis, de un informe o de un artículo para su publicación, el trabajo a realizar será el
menor si de vez en cuando, durante el curso de la investigación, el investigador
hubiese redactado anticipadamente párrafos o secciones. Suponiendo que se tiene
práctica, posiblemente se necesita mucha, tales redacciones previas tienden a captar
un aspecto reciente y próximo que vale la pena reservar para la presentación final.
Muchos no tienen el don de escribir bien, pero la mayoría pueden mejorarse mediante
imitación cuidadosa, prestando mucha atención en la lectura del vocabulario, la
puntuación y la distribución.
No despreciar la gramática, y usar regularmente un diccionario-para los significados
no para el deletreo-. Un buen lenguaje no sólo para este fin, sino en toda ocasión,
consiste en un lenguaje que sea claro y breve, deje al lector fuera de dudas en cuanto
al significado y que sea sufucientemente variado en la forma para evitar aburrirlo o
irritarlo.
Volviendo a la presentación, lo primero que se viene a la cabeza es el gran número de
los que comienzan a redactar el trabajo sin haber examinado previamente otro
análogo al que están intentando hacer.
Existen tres cosas que un lector desea casi siempre conocer: por qué y cómo se hizo
el trabajo y, si se obtuvieron, cuáles fueron los resultados y qué conclusiones se
sacaron de ellos. El estudio de cualquiera que sea la cuestión a describir ha de
hacerse en tres secciones. El que la “introducción” y “conclusión” se pongan al
principio o la última cierre el trabajo, es cuestión indiferente; pero cualquier camino
que se adopte, el autor debe llevar al lector a un conocimiento de lo que ha
descubierto. El “supense” está fuera de lugar en una comunicación científica.
Se han de reseñar brevemente todas las condiciones importantes de los
experimentos; no sólo aquellas de inmediata relación con el trabajo, sino otras que
puedan servir, posiblemente, para ramificaciones posteriores de dicho trabajo. Así, no
es necesario para el fin que tratamos registrar una temperatura particular o el volumen
de una vasija que aparece constante a través de una serie de experimentos, pero la
experiencia ha demostrado que la omisión de sólo estos dos factores particulares ha
restado utilidad a ciertos trabajos que hubieran sido muy útiles de haberlos incluido.
9.1. REDACCIÓN DE INFORMES
72
Es habitual que se solicite a los alumnos la elaboración de informes que reflejan lo
sucedido durante un trabajo experimental.
La redacción de informes en Química puede comprometer:
a)Sólo el completamiento de espacios en blanco, cuadros, tablas, gráficos, etc.
En este caso, la secuencia de desarrollo del informe está pautada por la Cátedra
quien determina la forma y el orden en que se registrarán los resultados. En ámbitos
distintos a los académicos suele utilizarse un informe impreso-estándar- que recibe el
nombre de protocolo de análisis.
b)La elaboración misma del informe con su desarrollo incluido. En este caso, es
el alumno quien propone y decide en qué orden informará acerca de los resultados y
cuáles de ellos en cantidad y calidad serán considerados.
La Cátedra orienta a fin de lograr que sean tenidos en cuenta aquellos que sean
relevantes.
¿En qué consisten los informes?
El informe consiste en una redacción, escrita en tercera persona (“se desarrolla”, “se
considera”, etc.) en lenguaje informativo, que comunica algo ocurrido con la mayor
objetividad y con los detalles considerados significativos pero sintéticamente
expresados.
En Química el informe puede estar referido a la verificación del cumplimiento de leyes,
a la producción de reacciones químicas en general, a la manifestación de fenómenos
físicos diversos, al reconocimiento de propiedades, etc.
Por lo general, y según la función que cumplen, los informes pueden ordenarse en
dos grandes grupos:
a) Informe descriptivo: es aquel que se limita a describir hechos o narrar
sucesos o procesos. En esta clase de informes hay que abstenerse de
hacer comentarios, interpretaciones o juicios de valor: contienen
solamente hechos. En realidad este tipo de informe, tal cual está
planteado, no es demasiado útil para registrar sucesos químicos, ya que la
mera descripción de la medida no alcanza para entender el significado de
las experiencias.
b) Informe interpretativo: es aquel que, además de exponer los hechos o las
situaciones, contiene una explicación hipotética de los mismos, una
interpretación o una valoración de lo ocurrido.
En estos informes es fundamental la claridad con que se distinguen los
hechos de las interpretaciones.
Ejemplos:
a) Supongamos que se desea averiguar de qué manera influye la temperatura sobre
la solubilidad de una sal.
1- Si el informe sólo registra los procedimientos de la experiencia (“se realizó...”,
“se calentó...”, “se midió...”, etc.) y lo sucedido al cabo de los mismos, estamos
frente a una descripción de lo ocurrido en la experiencia.
73





2- Si el informe además considera, el análisis de los datos obtenidos llegándose
hasta la elaboración de conclusiones que permiten contrastar las hipótesis
previamente supuestas: “al comparar los datos obtenidos e interpretar la relación
entre los parámetros considerados se puede inferir que la solubilidad de la sal
considerada aumenta con el aumento de temperatura...”, estamos frente a un
informe interpretativo.
El lenguaje de un informe debe ser:
Simple
Objetivo
Directo
Preciso
Gramaticalmente correcto.
¿Qué factores tener en cuenta al planear y preparar un informe?
Presentación: trabajo realizado de manera pulcra y legible.
Organización: coherencia general de la composición, que se refleja en una
presentación lógica y efectiva del material.
Originalidad: expresión, que se refleja en la eficaz exposición de las ideas propias y
en la seguridad del planteamiento.
Variedad: amplitud de contenido, que se releja en el apoyo de fuentes bibliográficas
de referencia.
Mecánica: uso correcto del idioma, que se refleja en la ausencia de errores de
gramática (ortografía, puntuación y uso de mayúsculas).
Formato: adoptar una forma correcta de organizar y presentar el trabajo, que se
refleja en los esquemas adoptados para estructurar el contenido del informe.
¿Cuál es la estructura formal del informe?
El escrito final debe tener una unidad de conjunto, es decir un principio, un medio, un
fin, en otras palabras debe componerse de:
a) Introducción:
Planteo claro y simple del problema y las razones que motivaron el estudio del mismo.
Ej. “El objetivo de este trabajo fue averiguar como influyen los cambios de
concentración en la velocidad de una reacción química”
En esta primera parte también se deben considerar las limitaciones que se
presentaron, la definición de términos importantes y la metodología utilizada en el
desarrollo de la experiencia.
b) Desarrollo:
En este apartado se describen las evidencias desde los procedimientos utilizados. Es
la parte principal del trabajo y por consiguiente debe hacerse de manera lógica. Es la
sustancia del argumento y la preparación para la formulación de hipótesis. En este
momento puede apelarse al uso de tablas, cuadros, gráficos, preguntas, etc. que
ayuden a ver mejor el despliegue de los sucesos relacionados con el problema que se
aborda.
74
El desarrollo incluye dentro de sí distintos momentos que para los informes en
Química son esenciales:
-Un momento destinado a conjugar “lo que sucede u observa”
-Un momento destinado a recoger esos datos, producto fundamentalmente de la
observación y experimentación, y agruparlos de manera sistemática.
-Un momento destinado a representar los datos obtenidos con alternativas que
permitan visualizar mejor las relaciones entre ellos.
Según la experiencia que deba realizarse serán los momentos a los que se apele. No
todos implican necesariamente usar todas las etapas antes mencionadas.
c)Final:
Es la etapa que requiere establecer relación entre los datos, hechos y observaciones
realizadas de manera tal de arribar a una o más generalizaciones. Es el momento que
permite pasar de un informe descriptivo a un informe de tipo interpretativo.
10. ACTIVIDADES
ACTIVIDAD Nº 1: ORGANIGRAMAS DE APRENDIZAJE
1- Realiza, con tu grupo de trabajo, un cuadro sinóptico para cada lectura.
2- Uno de los cuadros sinópticos deberá ser realizado, también, en un papel afiche,
para exponerlo al finalizar la clase.
3- Realiza, con tu grupo de trabajo, un mapa conceptual para cada lectura analizada.
4- Uno de los mapas conceptuales deberá ser realizado, también, en un papel afiche,
para exponerlo al finalizar la clase.
El Amplio Mundo de la Química.
CIENCIA FÁCIL Serie de artículos de divulgación sobre temas básicos de la
ciencia
– “La Química es una Ciencia Exacta que estudia aquellos fenómenos que
modifican la naturaleza íntima de la materia. Cuando estos fenómenos ocurren,
la sustancia deja de ser lo que era antes de que tuviesen lugar, por lo que
decimos que se transformó”. (6/12/06 - Agencia CyTA-Instituto Leloir. Por María
Cristina Chaler)
El científico en general, y en especial el químico, tiene una mirada muy distinta a la
del hombre común, ya que observa con su interés puesto en el micro mundo de la
materia. Cuando estudia un sistema material, enfoca el proceder de las moléculas,
por lo tanto, lo ve muy distinto de como se presenta, se cuestiona sus propiedades y
busca las explicaciones de su comportamiento.
75
El brillo, para el químico, es movimiento de electrones; el color es la devolución por
parte de las moléculas de una energía perteneciente a la luz que no absorben; la
fragilidad tiene que ver con el rechazo de cargas eléctricas en la estructura de la
sustancia; los estados son producto de las fuerzas intermoleculares; y la materia no
es más que electricidad condensada y abundante espacio vació, de modo que se
presenta ante nuestros ojos con una apariencia contundente, que no es tal.
La realidad, para un químico, se muestra de otra manera que para el hombre común.
El químico necesita profundos conocimientos, que le aportan las Matemáticas y la
Física, pues el mundo es físico-químico, y las teorías en que se apoyan los
descubrimientos se rigen por leyes matemáticas.
Luego de estudiar y observar profundamente lo que lo rodea, el químico se anima a
modificarlo, para lo que desarrolla metodologías a fin de sintetizar sustancias que le
serán útiles al hombre y le proveerán confort y progreso. La petroquímica, por
ejemplo, fue una de las ramas de la química que hacen gozar a la humanidad de
beneficios y confort sin los cuales ya no podría vivir.
Si observamos lo que nos rodea, donde coloquemos la vista encontraremos el trabajo
de un químico: las pinturas, los revestimientos, los plásticos, el papel, las tinturas, los
vidrios, los cristales, el cuero sintético, la fotografía, la tecnología de alimentos, los
medicamentos, las investigaciones criminológicas, la descontaminación del medio
ambiente, los análisis clínicos, los fertilizantes para el agro, las investigaciones
arqueológicas, el genoma… y podríamos nombrar muchísimas aplicaciones más en
donde interviene el campo de la química.
Las Ciencias Químicas se dividen en dos grandes ramas: Química Inorgánica y
Química Orgánica. La primera estudia todo lo referente al reino mineral, mientras que
la segunda es la química de la materia viva y sus productos derivados, por ejemplo, el
petróleo.
Dentro de ambos grupos tenemos las ramas de las Químicas Analíticas, que se
dedican a investigar sistemas y descubrir qué tipos de sustancias los componen y en
qué cantidad.
La investigación de los fenómenos esta a cargo de la Físico Química, que estudia los
por qué de todo lo que ocurre químicamente en la materia e incluso las distintas
teorías atómicas, la mecánica cuántica, la velocidad de las reacciones y cómo influyen
determinadas sustancias como aceleradores o retardadores de algunas de ellas.
Explica todo ello con engorrosos cálculos matemáticos que confirman los resultados
experimentales. Aquí encontramos el punto de contacto entre la Física y la Química.
La tecnología y el análisis de los alimentos son estudiados por una rama de la
química llamada Bromatología.
Lo referente a la industria lo estudia la Química Industrial, que se ocupa de
profundizar fenómenos que ocurren en los procesos industriales, como la destilación,
evaporaciones, formación de cristales, transmisiones de calor, mezclas y resistencia
76
química de los materiales.
En el nivel de la Medicina, la Química se transforma en Bioquímica o Química
Biológica, que estudia las complejas reacciones de los organismos vivos. Los avances
de los últimos años confirmaron que las enfermedades comienzan en las biomoléculas y tienen una íntima relación con la Química Biológica. La célula es un
pequeño pero complejísimo laboratorio que tiene que funcionar muy bien para que
gocemos del estado de salud. Conociendo profundamente la Química Biológica,
podemos diagnosticar en forma más precisa muchas enfermedades y también llegar
rápidamente a su cura.
Todos estos estudios ampliados y profundizados con conocimientos de Física y
Matemáticas hacen del científico químico un especialista con gran capacidad para
encarar la solución de problemas que necesitan de una profunda investigación.
La ciencia pura investiga, y la tecnología debe encontrar aplicación a los
descubrimientos que ésta realiza, con el único fin de promover el bien y el confort de
la humanidad.
Todo esto despierta un gran debate ético, en el que no vamos a profundizar, ya que la
Ciencia y la Tecnología poseen en sí una finalidad extremadamente positiva, que sólo
el hombre corrupto desvirtúa y pervierte. El hombre es un ser conflictivo, que no
siempre se encamina por los senderos correctos.
¿Cuáles son los caminos correctos?
• Aquellos que nos benefician manteniendo nuestra integridad como personas y no
superponiéndose a los derechos de otros.
• Son los que responden a valores universales, para vivir en armonía con uno mismo,
con quienes nos rodean y sobre todo con el Universo.
• Son los que no alteran el sutil equilibrio de la naturaleza.
• Son los que respetan al ser y sobretodo a la naturaleza.
• Son los que nos permiten vivir y dejar vivir.
El estudio de las Ciencias Puras tiene por objetivo la apropiación del saber enfocado
hacia los fenómenos de la Naturaleza y del Universo. En algún punto las Ciencias se
encuentran con la Filosofía
77
AGENCIA DE NOTICIAS CIENTÍFICAS Y TECNOLÓGICAS CYTA - INSTITUTO LELOIR
SISTEMAS MATERIALES
La observación de nuestro mundo circundante nos muestra una realidad compleja e intrincada.
Pensemos solamente en lo que se encuentra en nuestra aula: personas, aire, pizarrón, tizas,
bancos, sillas, escritorio, paredes, ventanas, vidrios, puerta, etcétera. Y si ampliamos nuestra
consideración fuera del edificio escolar, veremos plantas, más personas, automóviles, edificios,
animales, etc., etc., o sea, que la complejidad se incrementa rápidamente.
Es evidente que resulta imposible estudiar en forma simultánea todo lo que nos rodea.
Necesitamos aislar de modo real o imaginario un conjunto de objetos, o uno de ellos o una
fracción para su estudio detenido y minucioso. Así, analizamos el agua de un vaso, un lápiz, un
borrador, un cubito de hielo, la sal de mesa, el aceite, el aire, el alcohol, un trozo de granito, una
porción de arena, un pedazo de madera...
Cada una de estas porciones del Universo presenta una organización más o menos intrincada,
pero siempre compleja, y constituyen diferentes sistemas. Por otra parte, ya sea que se
encuentren en estado sólido, líquido o gaseoso, dichas fracciones se caracterizan por ocupar un
lugar en el espacio y por estar dotadas de masa, es decir, por estar compuestas de materia.
Esto determina que las porciones mencionadas, cuando son sometidas a un estudio
experimental, reciban la denominación de sistemas materiales. Entonces, podemos definir:
Sistema Material: es toda porción del Universo dotada de masa que se aísla en forma real o
imaginaria para su estudio experimental.
El estudio de los sistemas materiales es fundamental en Química.
¿Cuáles son las sustancias y los elementos químicos que constituyen dichos sistemas
materiales, cómo interactúan entre sí, cuáles son sus propiedades, qué transformaciones e
intercambios de masa y energía se producen en ellos?, son cuestionamientos esenciales en
Química.
El químico, para encontrar respuestas a los diversos interrogantes que se le plantean, realiza
experimentos, descubre leyes, elabora teorías, propone modelos..., que lo llevan a crear un
lenguaje propio. En consecuencia, podemos establecer que:
Química es la disciplina científica que se ocupa de investigar la composición de los sistemas
materiales y los cambios que se producen en ellos.
¿Cómo se clasifican los sistemas materiales?
Las propiedades de las sustancias se pueden clasificar en propiedades extensivas e intensivas.
Estas últimas son aquellas que no dependen de la masa de que se dispone, como por ejemplo
el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad, etcétera.
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Sistemas homogéneos
Entre los sistemas materiales podemos observar en muchos de ellos que las propiedades
intensivas son iguales en todas sus partes, como es el caso del agua destilada. Cualquier
fracción de ella que se considere tiene el mismo punto de fusión, densidad, índice de refracción,
etcétera. Estos sistemas se denominan sistemas homogéneos y se caracterizan por estar
constituidos por una sola fase. Además del agua destilada, podemos señalar como ejemplos al
azúcar, aceite, sal de mesa, agua de mar filtrada, nafta, agua azucarada, etcétera, es decir, las
distintas soluciones y sustancias puras que existen en la Naturaleza.
Fase: Es toda porción homogénea de un sistema material.
Sistema heterogéneo
Por el contrario, hay otros sistemas como agua con aceite, granito (roca formada por cuarzo,
mica y feldespato), en que las propiedades intensivas son diferentes según la porción que se
examine. Estos sistemas se llaman heterogéneos y están formados por lo menos por dos fases.
La superficie de separación entre las fases (interfase) es evidente y bien definida. Los sistemas
heterogéneos están constituidos por sistemas homogéneos agrupados, pues cada fase, si es
separada de las demás, forma un sistema homogéneo.
Sistemas inhomogéneos
Además, hay otra clase de sistemas materiales, menos frecuentes, en los cuales las interfases
son imprecisas y no están bien determinadas. Así, si colocamos en el fondo de una probeta
llena de agua un trozo de remolacha o cristales de sulfato de cobre y lo dejamos en reposo
varias horas, veremos la formación de zonas de diferente intensidad de color sin interfases
definidas. Estos sistemas se denominan inhomogéneos. Un ejemplo típico es la atmósfera
terrestre, cuya concentración disminuye gradualmente a medida que se asciende en ella (a
10km de altura queda menos del 5% de aire). Por lo tanto, las propiedades intensivas, como la
densidad, varían continuamente según la altitud a la cual se determine.
Separación de las fases de un sistema heterogéneos
Las fases que forman un sistema heterogéneo se pueden separar unas de otras utilizando
procedimientos adecuados a cada caso:
• Cuando el sistema está formado por una fase líquida y otra sólida, como agua y arena, se lo
deja cierto tiempo en reposo para que sedimente la arena y luego se separa el agua,
trasvasándola con cuidado a otro recipiente o succionándola con pipeta o sifón.
En el caso de que se trate de dos líquidos no miscibles o inmiscibles, como agua y aceite, se
utiliza una ampolla de decantación. Se coloca el sistema dentro de la ampolla y se lo deja en
reposo hasta que se separen los líquidos (el agua ocupa la parte inferior, por ser más densa).
Luego, al abrirla llave se deja salir el agua, debiendo cerrarse el paso cuando está por pasar el
aceite. Esta operación que permite separar sistemas sólido-líquido o líquido-líquido de diferente
densidad, se denomina decantación.
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• Algunos sistemas están formados por una fase líquida en cuyo interior hay partículas sólidas
en suspensión, como por ejemplo el agua turbia de un charco. En este caso se puede proceder
de dos modos distintos:
a) Se hace pasar el sistema líquido-sólido a través de una superficie porosa, llamada filtro,
generalmente colocada dentro de un embudo. Las partículas sólidas son retenidas por el filtro
porque tienen un diámetro mayor que los poros. Como filtro es muy utilizado un papel poroso,
denominado papel de filtro, aunque también se utilizan arena, algodón, polvo de carbón, telas
especiales, lana de vidrio, porcelana, amianto, etcétera. Este procedimiento se llama filtración.
b) En otras ocasiones, primero se precipitan las partículas sólidas y luego se hace una
decantación.
Para acelerar la sedimentación de dichas partículas se las somete a la acción de la fuerza
centrífuga: el sistema se coloca en tubos cónicos que giran a gran velocidad dentro de aparatos
llamados centrífugas, lo cual determina que las partículas, por ser más densas, precipiten,
ocupando el fondo de dichos recipientes. Este procedimiento recibe el nombre de
centrifugación.
Una vez lograda la separación de las fases, se realiza la decantación del líquido.
• En el caso de sistemas cuyas fases son sólidas, se opera de diferentes modos, según las
características que presenten:
a) Cuando una de las fases se encuentra dividida en trozos de tamaños diferentes, éstos se
pueden separar tomándolos con una pinza. Es el caso de extraer trozos de mármol mezclados
en arena. Este método es denominado tría.
b) Si las partículas que forman cada fase sólida tienen diferente tamaño, se coloca el sistema
material sobre una malla de metal o plástico (tamiz), se sacude y entonces las partículas de
menor diámetro atraviesan la malla, mientras que las de mayor tamaño quedan retenidas. El
procedimiento se llama tamización y como ejemplo se puede señalar la separación del canto
rodado, de la arena.
c) Cuando los sólidos tienen diferente densidad, tal como una mezcla de arena y corcho, se
agrega un líquido que tenga una densidad intermedia con respecto a ellos, como el agua. El
corcho flota y la arena se deposita en el fondo. Este método se denomina flotación.
d) En el caso de que una de las fases sea soluble en un determinado solvente y la otra no,
como ocurre en la mezcla de arena y sal, se agrega agua, se agita para asegurarla disolución
de la sal, y se procede a filtrar, separando la arena del agua salada. Este procedimiento se
denomina disolución.
Luego, por evaporación se separa la sal del agua.
e) Si los sólidos tienen diferente densidad, como la arena y el oro, se hace circular una corriente
de agua que arrastra la mezcla a través de canales; entonces, las pepitas metálicas (más
densas) sedimentan, mientras que la arena se mantiene en suspensión. Esta forma de
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separación de fases recibe el nombre de levigación.
f) Cuando uno de los sólidos está compuesto por hierro, se puede separar de la mezcla
acercándole un imán. Este método se llama separación magnética. Así, en el proceso de
fabricación de la harina, una de las operaciones previas consiste en apartar de los granos de
trigo pequeños trozos metálicos (clavos, alambres, etc.), haciéndolos pasar por un campo
magnético.
Además de estos procedimientos para la separación de las fases de un sistema heterogéneo,
existen muchos otros que no describiremos por razones de tiempo.
En un sistema heterogéneo, cada una de las fases que lo integran, después de ser separadas
constituyen sistemas homogéneos.
Fraccionamiento de un sistema homogéneo
Entre los sistemas homogéneos debemos diferenciar aquellos que están constituidos por una
sustancia pura (agua destilada, cloruro de sodio), de otros que están formados por dos o más
sustancias (agua salada) y que se denominan soluciones. En éstas últimas es posible separar
las sustancias que las componen, es decir, proceder al fraccionamiento del sistema
homogéneo.
Para fraccionar una solución es necesario escoger el método más apropiado para cada caso:
a) Cuando el sistema está formado por una sustancia sólida disuelta en otra líquida, como el
agua salada, para separar el agua de la sal, se realiza una destilación simple.
Para ello se usa un aparato constituido por un balón con tubo de desprendimiento, un
termómetro, un refrigerante y un recipiente colector.
En el balón se coloca el agua salada y luego se calienta hasta la ebullición. Los vapores de
agua que se forman ascienden y salen por el tubo de desprendimiento. Al chocar con la
superficie fría del refrigerante se condensan, cayendo gota a gota como agua líquida en el
recipiente colector. Como la sal no se vaporiza queda retenida en el balón, y de ese modo se
separa el agua de la sal.
b) En ciertas ocasiones, como para separar los pigmentos de una solución coloreada, se utiliza
la técnica denominada cromatografía. Este método admite diferentes variantes, siendo una de
las más usadas la cromatografía de partición sobre papel.
Consiste en una tira de papel de filtro suspendida en un recipiente, cuya extremidad inferior está
sumergida en un solvente orgánico (éter de petróleo, butanol, etanol, etc.) La muestra a analizar
se deposita sobre el papel próxima al solvente. Este asciende por capilaridad y arrastra las
sustancias que forman la muestra, las cuales van alcanzando distintas alturas de acuerdo con
su masa molecular, afinidad con el solvente, etcétera. De ese modo se logra la separación de
los diferentes componentes de una solución.
c) En el caso de que los componentes de un sistema sean solubles en un mismo solvente a la
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temperatura de ebullición, pero uno de ellos es insoluble o poco soluble en frío, se procede a
realizar una cristalización fraccionada, la cual consiste en disolver el sistema en el solvente
hirviendo y luego, se deja enfriar.
De esta forma el componente menos soluble se cristaliza y sus cristales se separan por
filtración.
Las técnicas que permiten separar los componentes de una solución, como la destilación, la
cromatografía y la cristalización fraccionada, reciben la denominación de métodos de
fraccionamiento.
Soluciones y sustancias puras
De acuerdo con lo que se ha expresado, si se aplica un método de fraccionamiento adecuado a
una solución, se obtienen porciones o fracciones que tienen propiedades intensivas distintas
entre sí y con relación a dicha solución. Cada una de esas fracciones corresponde a una
sustancia diferente.
Entonces se puede afirmar que:
Soluciones es todo sistema homogéneo fraccionable.
En cambio, si se trata de fraccionar una sustancia pura, no hay posibilidades de hacerlo. Todas
las porciones que se obtienen presentan las mismas propiedades intensivas. Por lo tanto:
Sustancia pura es todo sistema homogéneo no fraccionable.
Cuando en un recipiente se encuentra una sustancia pura, todas las moléculas tienen la misma
composición. Así, una muestra de agua es pura si todas las moléculas que la forman están
constituidas por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Por el contrario, si además de
moléculas de agua hay otras compuestas por un átomo de cloro y otro de sodio (cloruro de
sodio) el agua no es pura, pues contiene sal y entonces es agua salada.
Por lo tanto:
Una sustancia es pura cuando todas las moléculas que la constituyen son iguales.
En el caso de tener varias sustancias diferentes mezcladas entre sí, hay tantas clases de
moléculas como sustancias constituyen la mezcla.
En razón de que las moléculas no son visibles, se plantea un problema: ¿Cómo se puede
comprobar si una sustancia es pura o no?
Experimentalmente se ha comprobado que ciertas propiedades intensivas, como el punto de
ebullición, el punto de fusión, la densidad, etcétera, tienen valores constantes para cada
sustancia pura. Así, en el caso del agua su punto de fusión es de O º C y el de ebullición de 100
°C (a la presión normal), la densidad es de 1 g/ml a los 4 °C de temperatura; mientras que el
alcohol etílico (etanol) tiene un P.F. de -114 º C, P.E. de 78,4 º C y una densidad de 0,79 g/ml a
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20 º C de temperatura.
Sobre la base de estos datos se deduce que determinando esas propiedades, también llamadas
constantes físicas, se puede verificar si la sustancia es pura o no.
Clasificación de las sustancias puras
Al examinar las sustancias puras podemos distinguir dos clases:
a) aquellas que se pueden descomponer en otras más simples, como el agua que origina
hidrógeno y oxígeno, o el dióxido de carbono que se descompone en carbono y oxígeno. Estas
sustancias reciben la denominación de sustancias compuestas.
b) Otras, como el oxígeno, el hidrógeno, el hierro, no se pueden descomponer y se las llama
sustancias simples.
El análisis de la composición de las moléculas de las sustancias compuestas muestra que están
formadas por átomos de dos o más especies.
Molécula de agua compuesta por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. H 2O
Molécula de dióxido de carbono constituida por un átomo de carbono y dos de oxígeno. CO2
En cambio, el examen de las moléculas que forman a las sustancias simples revela que están
constituidas por átomos de la misma especie. Veamos a modo de ejemplo:
Molécula de hidrógeno formada por dos átomos de hidrógeno: H-H
Molécula de oxígeno constituida por dos átomos de oxígeno: O=O
Molécula de helio compuesta por un solo átomo de helio: He
ACTIVIDAD Nº 2: DE FIJACIÓN
1- La propuesta ahora es realizar una revisión de la técnica de mapa conceptual.
Para ello te entrego un resumen, para aliviar el camino, con el que deberás
realizar, con tu grupo de trabajo, un mapa conceptual. El trabajo deberá realizarse
también en un papel afiche para su posterior exposición.
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Coloides
Los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las
suspensiones.
Las partículas en los coloides son más grandes que las moléculas que
forman las soluciones.
Para clasificar una sustancia como coloidal, las dimensiones de las partículas
del soluto están comprendidas entre 10 y 100 nm (1 nanómetro = 1x10-9 m)
mientras que las moléculas en solución están entre 0.1 y 10 nm.
Diferencias entre soluciones, coloides y suspensiones
Solución
Tamaño de las
partículas:0.1 nm
Coloide
Tamaño de las partículas
Una fase presente
l0 y lOO nm
Dos fases presentes
Homogénea
No se separa al reposar
En el límite
No se separa al reposar
Transparente
Intermedia
Suspensión
Mayores de 100
nm
Dos fases
presentes
Heterogénea
Se separa al
reposar
No transparente
Partes de un coloide
Los coloides están compuestos de dos partes:
1. La fase dispersa o partículas dispersas: esta fase corresponde al soluto
en las soluciones, y está constituida por moléculas sencillas o moléculas
gigantes como el almidón. Pueden actuar como partículas
independientes o agruparse para formar estructuras mayores y bien
organizadas.
2. La fase de la dispersión o medio dispersante: es la sustancia en la cual
las partículas coloidales están distribuidas. Esta fase corresponde al
solvente en las soluciones. La leche es un coloide: la grasa constituye
las partículas dispersas y el agua es el medio dispersante.
Tipos de coloides
Según el estado físico en que se encuentren la tase dispersa y el medio
dispersante, los coloides toman diferentes nombres:
Clases de Coloides
Medio
Dispersante
Sustancia
Dispersa
Ejemplo
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Soles, geles
Emulsiones
líquido
líquido
sólido
líquido
Espumas
líquido
gas
Aerosoles líquidos
Aerosoles sólidos
Espumas sólidas
Emulsiones sólidas
Sol sólido
gas
gas
sólido
sólido
sólido
líquido
sólido
gas
líquido
sólido
pintura, gelatina
leche, mayonesa,
cremas.
espuma de jabón,
crema batida.
neblina, nubes
humo.
caucho
queso, mantequilla
algunas aleaciones.
Los coloides según la afinidad entre la fase dispersa y la dispersante
Los coloides se clasifican según la afinidad al medio dispersante en:
a) Liofóbicos o liófobos: si las partículas dispersas tienen poca afinidad por el
medio dispersante. Estos coloides son poco estables y muy difíciles de
reconstituir Ejemplo: el aceite suspendido en el agua. Este tipo de coloides
corresponden a una dispersión de una fase en otra de distinto tipo químico.
b) Liofílicos: si las partículas tienen fuerte afinidad al medio de suspensión.
Estos coloides son fáciles de reconstituir si el sistema coloidal es roto. Ejemplo:
el jabón disperso en agua, gelatina en agua, caucho en benceno.
Formación de partículas coloidales
Para la formación de coloides se emplean los siguientes métodos:
1. Dispersión: consiste en reducir de tamaño pedazos grandes de materia el
batido y la agitación se emplean para formar emulsiones y espumas como la
mayonesa y la nata batida. El almidón, la cola, la gelatina, se disgregan
espontáneamente en partículas coloidales cuando se colocan en el agua.
Calentando y agitando se acelera el proceso.
2. Condensación: la formación de la niebla y las nubes son los mejores
ejemplos de condensación. También, la formación de sustancias insolubles a
partir de soluciones, la formación del negro de humo que es la forma coloidal
del carbón y se emplea para fabricar la tinta de imprenta y la tinta china.
Importancia de los coloides
1. Todos los tejidos vivos son coloidales.
2. El suelo en parte está constituido de una materia coloidal.
3. Muchos de los alimentos que ingerimos son coloides: el queso, la
mantequilla, las sopas claras, las jaleas, la mayonesa, la nata batida, la leche.
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En la industria, los cauchos, los plásticos, las pinturas, las lacas y los barnices
son coloides. En la fabricación de las cerámicas, los plásticos, los textiles, el
papel, las películas fotográficas, las tintas, los cementos, las gomas, los cueros,
lubricantes, jabones, insecticidas agrícolas, detergentes y en proceso como
blanqueo, purificación y flotación de minerales, dependen de la absorción en la
superficie de materia coloidal.
ACTIVIDAD N° 3: REDACCION DE INFORMES.
Realiza un informe descriptivo de las experiencias, un informe para cada experiencia,
realizadas en el Módulo de Química.
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