Física y Química 3º ESO Material de apoyo para alumnos de 4º ESO con la Física y Química de 3º ESO pendiente Tema 2 LA MATERIA (Primera parte) Índice del tema 1. 2. 3. 4. 5. La materia.................................................................................................................................................................... 11 Relación entre la masa y el volumen: la densidad....................................................................................................... 12 Los estados de agregación.......................................................................................................................................... 12 Los cambios de estado. ............................................................................................................................................... 13 La teoría cinético-molecular......................................................................................................................................... 14 5.1. Teoría cinética y estados de agregación. ......................................................................................................... 15 5.2. Teoría cinética y temperatura. .......................................................................................................................... 15 5.3. Teoría cinética y cambios de estado. ............................................................................................................... 15 6. Descripción del estado de un gas................................................................................................................................ 16 6.1. Relación entre el volumen y la presión de un gas. ........................................................................................... 17 6.2. Relación entre la presión y la temperatura de un gas. ..................................................................................... 17 6.3. Relación entre el volumen y la temperatura de un gas. ................................................................................... 18 1. La materia. Se define materia de la siguiente forma: “Todo lo que tiene MASA y ocupa un VOLUMEN”. En Química se estudian partes de la materia que se denominan: sistema material, objeto o cuerpo y que se definen como: Porciones de materia que se considera para su estudio al margen del resto del Universo. Ejemplos de ello son: un libro, una moneda... Los sistemas materiales están formados por SUSTANCIAS QUÍMICAS. Tanto la masa, como el volumen, son propiedades generales de la materia, es decir, propiedades que no sirven para conocer el tipo de sustancia objeto de estudio. De ellas se puede decir: MASA Magnitud, propiedad COMÚN de la materia, que mide la CANTIDAD DE MATERIA de un objeto. Se mide con la BALANZA Unidades (S.I.): Kilogramo (kg). Unidades: Tm, kg, hg, dag, g, dg, cg, mg. VOLUMEN1 Magnitud, propiedad COMÚN de la materia, que mide el ESPACIO que ocupa un objeto. Magnitud derivada de la longitud. Unidades (S.I.): Metro cúbico (m3). Unidades: km3, hm3, dam3, m3, dm3, cm3, mm3. 1 CAPACIDAD: Magnitud física utilizada en la medida de volúmenes de líquidos y gases. Sus unidades se basan en el litro (L): kL, hL, daL, L, dL, cL, mL, que no pertenece al SI. Departamento de Física y Química – IES “Vicente Medina” Archena Página 11 Tema 2 – La materia (primera parte) 2. Relación entre la masa y el volumen: la densidad. La materia que nos rodea no es toda del mismo tipo. se puede distinguir distintos tipos de sustancias por su aspecto, color, olor… las sustancias químicas se diferencian, unas de otras, por tener una composición química definida y unas propiedades características. ejemplos son: agua, mercurio, plomo, oro, oxígeno, azufre, ...hay millones de sustancias químicas distintas, ¿cómo distinguirlas? La respuesta la encontramos cuando estudiamos sus propiedades características: Propiedades que nos permiten identificar cada sustancia química. Entre ellas se encuentran la densidad o los puntos de fusión y ebullición. La densidad es una magnitud física que mide la cantidad de materia, la masa, que ocupa un determinado volumen. densidad = Unidades: kg/m3 (S.I.), g/cm3 ó g/mL 1 masa m ⟺d= volumen V g g =1 3 mL cm ⟶ dHg = 13,6 g g 1000000cm3 1kg kg → 13,6 · · = 13600 3 3 3 3 1000g cm cm 1m m g dH2 O = 1 cm3 ⇒ En 1 cm3 de espacio hay 1 g de H2O. Significado de la densidad g dO2 = 0,00143 cm3 ⇒ En 1 cm3 de espacio hay 0,00143 g de O2 g dHg = 13,6 cm3 ⇒ En 1 cm3 de espacio hay 13,6 g de Hg La densidad de una sustancia cambia con la temperatura y con su estado físico: En general, la densidad de una sustancia disminuye conforme aumenta la temperatura. La densidad de una sustancia disminuye cuando cambia de estado sólido a estado líquido y de estado líquido a estado gaseoso. Medida de la densidad de un líquido • Se mide la masa de una porción de un líquido en la balanza. • Se mide el volumen de esa misma porción con una probeta. • Se divide la masa entre el volumen, en las unidades adecuadas. Medida de la densidad de un sólido • Se mide la masa del sólido con una balanza. • Se mide el volumen del sólido con una probeta: a. Se llena la probeta con agua hasta un volumen determinado. b. Se sumerge el sólido con cuidado en el agua de la probeta. c. Vsólido = Vfinal − Vinicial • Se divide la masa entre el volumen, en las unidades adecuadas. 3. Los estados de agregación. Se entiende por estado de agregación de la materia el estado físico en que presentan las sustancias en la naturaleza. Estos estados son: sólido, líquido y gaseoso. Todas las sustancias pueden ser observadas en cualquiera de los tres estados, dependiendo dicho estado de los Departamento de Física y Química – IES “Vicente Medina” Archena Página 12 Física y Química 3º ESO Material de apoyo para alumnos de 4º ESO con la Física y Química de 3º ESO pendiente Tema 3 LA MATERIA (Segunda parte) Índice del tema 1. Sustancias puras y mezclas. ....................................................................................................................................... 19 2. Métodos de separación de los componentes de una mezcla. ..................................................................................... 20 2.1. Filtración........................................................................................................................................................... 20 2.2. Separación magnética...................................................................................................................................... 21 2.3. Decantación. .................................................................................................................................................... 21 2.4. Cristalización. ................................................................................................................................................... 21 2.5. Destilación........................................................................................................................................................ 22 2.6. Extracción con disolventes. .............................................................................................................................. 22 2.7. Cromatografía. ................................................................................................................................................. 22 3. Mezclas homogéneas: disoluciones. ........................................................................................................................... 23 3.1. Concentración de una disolución. .................................................................................................................... 23 3.2. Solubilidad........................................................................................................................................................ 24 3.3. Curvas de solubilidad. ...................................................................................................................................... 24 1. Sustancias puras y mezclas. En el tema anterior se ha definido la materia, se han descrito algunas de sus propiedades más importantes y se ha expuesto la forma física en la que podemos encontrarla en la naturaleza, así como los cambios de estado en función de la temperatura y la presión. En este tema se pretende clasificar los sistemas materiales para permitir su estudio de una manera sistematizada. Los criterios seleccionados para tal clasificación son variados, aunque los dos utilizados aquí son los más intuitivos: a) según el número de componentes del sistema material y b) según su aspecto, relacionado con propiedades y composición. Heterogé neas Mezclas Mezclas Homogéneas (disoluciones Compuestos químicos Sustancias Sustanciaspuras puras Eleme ntos químicos Sistemas Según el primer criterio las sustancias se homogéneos pueden dividir en: mezclas y sustancias puras Figura 1. Clasificación de la materia. mientras que según el segundo la división es: sistemas heterogéneos y sistemas homogéneos. La homogeneidad o heterogeneidad de los sistemas materiales es función de que las propiedades y composición sean las mismas en cualquier punto de la muestra examinada o no. Un cuerpo será una sustancia pura cuando “sólo esté formado por un único tipo de sustancia y su composición no cambia cualesquiera que sean las condiciones físicas en las que se encuentre”. Las sustancias puras tienen propiedades específicas diferenciadas y no se pueden Departamento de Física y Química – IES “Vicente Medina” Archena Página 19 Tema 3 – La materia (segunda parte) descomponer en otras más sencillas por métodos físicos. Éstas pueden ser compuestos o sustancias simples (elementos químicos) que se definen de la forma siguiente: Compuesto: Sustancia pura que se puede descomponer en otras más sencillas por medios de métodos químicos. Sustancia simple: Sustancia pura que no se puede descomponer en otras más sencillas por medios de métodos químicos. Están formadas por un solo elemento químico. Se dice que una sustancia es una mezcla cuando “está formada por dos o más sustancias diferenciadas e independientes, es decir, que mantienen sus propiedades físicas y químicas”. Las mezclas se pueden clasificar heterogéneas y homogéneas y se pueden separar en sus componentes por métodos físicos. Mezcla heterogénea: Aquella cuyos componentes se pueden distinguir por métodos ópticos (vista o microscopios). Mezcla homogénea: Aquella cuyos componentes no se pueden distinguir por métodos ópticos (vista o microscopios). Hay mezclas que tienen apariencia de ser homogéneas y no lo son. Son los coloides. La diferencia entre éstos y las mezclas homogéneas es que los coloides dispersan la luz (efecto Tyndall). Son ejemplos de estas: gelatinas, geles de baño, la leche… Los coloides se sitúan entre las mezclas homogéneas y las heterogéneas según el tamaño de las partículas que las constituyen: Mezcla heterogénea >10000·10-10 m Coloide > 10·10-10 m y < 10000·10-10 m Mezcla homogénea < 10·10-10 m En los coloides existe una o más fases dispersas y una fase dispersante. 2. Métodos de separación de los componentes de una mezcla. Como se ha indicado anteriormente, las mezclas son sistemas materiales formados por dos o más sustancias, donde dichas sustancias conservan sus propiedades físicas y químicas. Esto es muy importante, pues para separar los componentes de una mezcla bastará con buscar una propiedad, específica, que tome valores bien diferenciados para cada unas de ellos y elaborar una técnica basada en dicha propiedad. Las mezclas heterogéneas son, por sus características, las más fáciles de separar en sus componentes, siendo algunos de los métodos más utilizados los siguientes: 2.1. Filtración. Este método está basado en el tamaño de partícula de los componentes y se aplica a sistemas sólido-líquido, cuando el sólido sea insoluble en el líquido. Para ello se utiliza un embudo y un papel de filtro de forma circular que se coloca en el embudo (figura), de manera que los bordes del filtro no queden por debajo del borde superior del embudo. Departamento de Física y Química – IES “Vicente Medina” Archena Figura 2. Filtración. Página 20 Tema 3 – La materia (segunda parte) La operación debe hacerse lentamente, vertiendo la mezcla sobre del eje de una varilla de vidrio cuya parte inferior toque levemente el papel de filtro. Finalmente el líquido queda en el recipiente de recogida y el sólido en el papel de filtro. 2.2. Separación magnética. Este método está basado en las propiedades magnéticas que presentan algunos compuestos de hierro, por lo que se utiliza fundamentalmente para los sistemas sólido-sólido en los que uno de los componentes tiene carácter férrico (figura). Figura 3. Separación magnética. 2.3. Decantación. Este método está basado en la diferencia de densidad entre los componentes y puede ser aplicado a cualquier tipo de mezcla, aunque se utiliza fundamentalmente para las mezclas sólidolíquido o líquido-líquido no miscibles2. El procedimiento para separar un sólido de un líquido es muy simple y consiste en dejar reposar la mezcla en un vaso de precipitados y posteriormente vaciar el líquido con cuidado. Si se quiere recuperar el sólido, éste debe ser sometido a una evaporación del líquido sobrante posterior. El procedimiento para separar dos líquidos inmiscibles se lleva a cabo mediante un embudo de decantación (Figura). En éste, el líquido más denso se sitúa en la parte inferior y el menos Figura 4. Decantación. denso por encima de él siendo visible la superficie de separación. Al abrir el grifo comienza a caer el primer líquido (más denso), cerrando cuando haya caído por completo y quedando en el embudo el menos denso. Las mezclas homogéneas o disoluciones presentan un mayor grado de dificultad, aunque las técnicas utilizadas siguen teniendo un alto grado de sencillez. Algunas de ellas son: 2.4. Cristalización. Este método está basado en la variación que experimenta la solubilidad con la temperatura y en la capacidad que muestran algunos sólidos para formar cristales. Se aplica a disoluciones de sólido en líquido (habitualmente agua) y esta precedido por otras dos operaciones: 1) evaporación para concentrar el sólido, es decir, sobresaturar la disolución y 2) filtración para eliminar impurezas no disueltas (figura). Figura 5. Cristalización. 2 Líquidos que no se pueden disolver entre sí (por ejemplo agua y aceite). Departamento de Física y Química – IES “Vicente Medina” Archena Página 21 Tema 3 – La materia (segunda parte) Una vez filtrada la disolución “caliente”, se deja en reposo en un cristalizador para que se enfríe. Si este enfriamiento es rápido, los cristales formados serán pequeños, mientras que si el enfriamiento es lento, los cristales tendrán mayor tamaño. 2.5. Destilación. Este método está basado en la diferencia de puntos de ebullición de dos sustancias, aplicándose a disoluciones líquido-líquido, cuando uno de los componentes es volátil3. Para llevarlo a cabo, (figura), se hace hervir la disolución contenida en el matraz (calderín), de forma que el componente volátil, de punto de ebullición menor, se evapora dejando un residuo cada vez más concentrado en el componente de mayor punto de ebullición. El componente vaporizado se hace pasar por un elemento refrigerante donde condensa, obteniéndose finalmente en estado líquido. Figura 6. Destilación. Este método es muy utilizado para la recuperación de disolventes. 2.6. Extracción con disolventes. Este método está basado en la diferente solubilidad que presenta un soluto en distintos disolventes, siendo un procedimiento muy usual para eliminar un componente disuelto en un líquido mediante otro líquido inmiscible con el primero. En la figura se esquematiza la extracción del bromo disuelto en agua usando tetracloruro de carbono. 2.7. Cromatografía. Figura 7. Extracción con disolventes. Este método está basado en las diferentes solubilidad y velocidad de difusión de los componentes de una mezcla al ser disueltos por un disolvente en un soporte normalmente sólido. En la figura se explica el funcionamiento del método de separación: el disolvente, al empapar el soporte sólido y alcanzar la mezcla fijada en él, arrastra a los componentes de la mezcla a distinta velocidad. Figura 8. Cromatografía. 3 De punto de ebullición bajo, que fácilmente pasa del estado líquido al gaseoso. Departamento de Física y Química – IES “Vicente Medina” Archena Página 22 Tema 3 – La materia (segunda parte) 3. Mezclas homogéneas: disoluciones. Una disolución es: “Una mezcla homogénea, de composición variable, formada por dos o más sustancias puras”. Por ser una mezcla de composición es variable la proporción de sus componentes no es siempre la misma, y por ser homogénea, sus propiedades, incluida su composición es uniforme en todo su volumen. De todos los componentes que forman la disolución, se denomina disolvente al que se encuentra en mayor proporción, por lo que sólo puede haber uno, mientras que al resto de componentes, uno o más, se les denomina solutos. Las disoluciones se clasifican según distintos: número de componentes, estado de agregación de los mismos, composición... En la tabla siguiente se ha seleccionado el criterio del estado de agregación, incluyendo ejemplos: Tabla 1. Clasificación de las disoluciones según el estado de agregación de sus componentes. Disolvente Sólido Líquido Gaseoso Soluto Sólido Líquido Gaseoso Sólido Líquido Gaseoso Sólido Líquido Gaseoso Disolución Sólido Sólido Sólido Líquida Líquida Líquida Gaseosa Gaseosa Gaseosa Ejemplos Aleaciones (latón) Amalgama Hidrógeno en metales Sales minerales en agua Alcohol en agua Bebidas refrescantes Humo Niebla Aire Otro criterio utilizado para clasificar las disoluciones es el de su composición o proporción en la que se encuentra el soluto frente al disolvente. A esta proporción se le denomina concentración de la disolución, definiéndose como: “La cantidad de soluto presente en la disolución por cantidad de disolvente”. Así, según sea la proporción menor o mayor, se distingue entre: Disolución diluida Disolución concentrada Disolución saturada La cantidad de soluto es pequeña respecto al disolvente La cantidad de soluto es alta respecto al disolvente. La cantidad de soluto es la máxima que admite el disolvente. A esta cantidad se le denomina solubilidad del soluto en el disolvente. 3.1. Concentración de una disolución. Como se ha definido anteriormente, la concentración mide la cantidad de soluto presente en una cantidad determinada de disolución. Matemáticamente se expresa de varias formas: % en masa, % en volumen, concentración en masa o en molaridad (concentración molar). A continuación se definen las primeras, dejando la molaridad para cuando se introduzca el concepto de mol, aunque sea la más utilizada en cálculos químicos. Departamento de Física y Química – IES “Vicente Medina” Archena Página 23 Tema 3 – La materia (segunda parte) • Indica la cantidad de soluto, medida en gramos, por cada 100 g de disolución. La expresión de cálculo es: % en masa % masasoluto = masa de soluto ·100 masa de disolución • Las masas deben estar expresadas en la misma unidad. El % masa no tiene unidades. También se denomina riqueza de soluto. • Indica las unidades de volumen de soluto que hay en 100 unidades de volumen de disolución. La expresión de cálculo es: % volumensoluto = % en volumen volumen de soluto ·100 volumen de disolución • Los volúmenes deben estar expresados en la misma unidad. El % volumen no tiene unidades. Se utiliza para disoluciones de líquidos, y es la forma de expresar el contenido alcohólico de una bebida. • Indica la cantidad en masa de soluto presente en cada unidad de volumen de disolución. La expresión de cálculo es: c= Concentración en masa masa de soluto volumen de disolución • Su unidad en el SI es kg/m3, aunque es frecuente medir en g/L o g/mL. • No debe confundirse con la densidad de la disolución que se define como: d= masa de disolución volumen de disolución 3.2. Solubilidad. Como recoge el apartado anterior, la solubilidad es la cantidad o concentración máxima de un soluto en un disolvente. La solubilidad se expresa matemáticamente de distintas maneras: Gramos de soluto por litro de disolución (g/L). Esta unidad se expresa igualmente en gramos de soluto por cm3 de disolución o gramos de soluto por mililitro de disolución. La solubilidad depende la temperatura de la disolución, evolucionando de forma distinta según el tipo de disolución. Dicha evolución se puede observar en las llamadas curvas de solubilidad, que son representaciones de la variación del valor de la solubilidad de un soluto en una disolución al modificar la temperatura de ésta. 3.3. Curvas de solubilidad. En general, se observan dos tendencias: a) que al aumentar la temperatura aumente la solubilidad, caso de una disolución sólido-líquido; b) que al aumentar la temperatura disminuya la solubilidad, caso de una disolución gas-líquido. Departamento de Física y Química – IES “Vicente Medina” Archena Página 24 Tema 3 – La materia (segunda parte) La siguiente curva de solubilidad corresponde a una disolución de nitrato sódico (NaNO3), sólido, en agua: 120 110 Solubilidad, g/l Puede observarse que al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad. Así, en un litro de agua a 25 ºC se puede disolver hasta 80 g de nitrato, mientras que a 55 ºC esta cantidad aumenta hasta los 110 g aproximadamente. Igualmente se deduce que al aumentar la temperatura de 25 a 45 ºC se podrá disolver 20 gramos de sal más por cada litro de disolución o que al disminuir la temperatura de 55 a 40 ºC precipitaran 10 gramos de sal por cada litro de disolución. Solubilidad nitrato sódico en agua 100 90 80 70 20 30 En la gráfica siguiente puede observarse que el aumento de solubilidad depende del soluto: 50 60 Solubilidad de sales sólidas en agua 1800 Nitrato de potasio Sulfato de Cobre II Cloruro de potasio Sulfato de potasio Cloruro de sodio 1600 1400 Solubilidad, g/l Así para el cloruro de potasio el aumento es lineal, es decir, la solubilidad aumenta en la misma cantidad para tramos iguales de temperatura, mientras que para el nitrato de potasio el aumento es exponencial, dependiendo el aumento de solubilidad del tramo de temperaturas. En general se observa que la solubilidad no crece indefinidamente con el aumento de temperatura, sino que para todos los solutos se alcanza una solubilidad límite al llegar a una determinada temperatura, y a partir de ahí, la solubilidad permanece aproximadamente constante. 40 Temperatura, ºC 1200 1000 800 600 400 200 0 0 10 20 30 40 50 60 70 80 Temperatura, ºC Figura 9. Curvas de solubilidad de sales sólidas en agua. La siguiente curva de solubilidad corresponde a una disolución de cloro (gas) en agua Solubilidad cloro en agua Al igual que en el caso anterior, la evolución depende del gas disuelto. Solubilidad, g/l 15 Puede observarse que al aumentar la temperatura disminuye la solubilidad del gas. Ahora, en un litro de agua a 20 ºC se puede disolver 8 g aproximadamente, mientras que a 50 ºC esta cantidad desciende hasta los 3 g aproximadamente. Igualmente se deduce que al aumentar la temperatura de 20 a 40 ºC se podrá disolver 4 gramos de gas menos por cada litro de disolución o que al disminuir la temperatura de 60 a 0 ºC la solubilidad pasa de 2 a 15 gramos por cada litro de disolución. 10 5 0 0 10 20 30 40 50 60 Temperatura, ºC Figura 10. Curva de solubilidad del cloro (gas) en agua. Departamento de Física y Química – IES “Vicente Medina” Archena Página 25
