Características de la materia - IES Rosa...

CARACTERÍSTICAS DE LA MATERIA

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Tema 2

Características de la materia

1. Sustancias y mezclas

2. Propiedades características

3. Temperaturas de fusión y de ebullición

4. Calor específico y calor de cambio de estado

5. Diferenciación entre masa y volumen

6. Densidad

7. Mezclas de sustancias

8. Disoluciones

9. Dispersiones

10. Separación de los componentes en una mezcla heterogénea

10.1. Decantación

10.2. Filtración

11. Separación de los componentes de las disoluciones

11.1. Evaporación y cristalización

11.2. Destilación

12. ¿Cómo diferenciar una disolución de una sustancia pura?

13. Concentración de una disolución

14. Solubilidad

14.1. Solubilidad de los sólidos en los líquidos.

14.2. Solubilidad de los gases en los líquidos

15. Transformaciones físicas y químicas

16. Las sustancias pueden ser simples o compuestas


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1. Sustancias y mezclas Cada tipo de materia se dice que es una sustancia. El hierro es una sustancia. El agua

también. La mayoría de los materiales son una mezcla de sustancias. Las rocas están constituidas por diferentes sustancias, el agua de los océanos es una mezcla de varias sustancias y el aire también. Sin embargo, en el lenguaje corriente nos referimos al aire y al agua de mar como sustancias. Por ello, los químicos, cuando quieren resaltar que una sustancia no es una mezcla, hablan de sustancia pura. Esta expresión tampoco tiene el mismo significado que en el lenguaje cotidiano. Solemos decir «zumo puro» para indicar que no tiene aditivos (colorantes, conservantes, ...) o bien «aire puro» porque no tiene contaminantes.

El zumo contiene agua, azúcar, ácido cítrico y muchas otras sustancias. Para un químico el zumo y el aire son mezclas de sustancias.

La palabra SUSTANCIA indica los distintos tipos de materia que existen.

Para referirnos tanto a las sustancias como a las mezclas de sustancias utilizaremos la

expresión genérica de sistema.

2. Propiedades características ¿Qué tienen en común una paellera de hierro y un cable de hierro?. ¿Y en qué se

diferencian un cable de hierro y un cable de cobre?. En ambos casos presenten diferentes formas, tamaños o utilidades, pero hay algo

esencial que les identifica: la sustancia de la que están constituidos. Es fácil reconocer que el líquido contenido en un vaso es agua al beberla, su sabor nos

permite detectarla, incluso podemos saber si en el agua se ha disuelto alguna otra sustancia, sin embargo si nos hubiesen dicho que el vaso es cilíndrico o que contiene 100 ml, no podríamos averiguar con esta información qué tipo de líquido es el que contiene.

PROPIEDADES CARACTERÍSTICAS son aquellas que permiten identificar a una sustancia, diferenciándola de las demás.

Las propiedades características no dependen de la cantidad ni de la forma del

objeto. Algunas de las propiedades características se aprecian directamente por medio de los

sentidos. Así, por ejemplo, existen sustancias que se pueden reconocer por el color (azufre o cobre), por su brillo característico (plata, oro, etc.) o porque presentan formas cristalizadas (sal o azúcar). Otras sustancias se pueden reconocer por el sonido que producen. Los expertos en monedas saben si una moneda es auténtica por su sonido. Todas éstas son propiedades cualitativas.


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Sin embargo, muchas veces los sentidos no bastan para reconocer a las sustancias puras. Con el sentido de la vista no podemos distinguir entre agua y alcohol o con el tacto diferenciar entre varios metales. Además para evitar imprecisiones deberemos utilizar propiedades que se puedan medir, que sean cuantitativas, como las que figuran en el cuadro adjunto.

ALGUNAS PROPIEDADES QUÍMICAS CARACTERÍSTICAS

Cualitativas Cuantitativas

• color • olor • sabor • dureza • estado (sólido, líquido, gas) a la

temperatura ambiente

• densidad • temperatura de fusión • temperatura de ebullición • calor específico • calor latente de cambio de estado • solubilidad

actividad 1

En las descripciones siguientes indica cuál es la sustancia que forma cada objeto o sistema, y qué propiedades (de las que se citan) pueden considerarse como características de ella:

DESCRIPCIÓN SUSTANCIA PROPIEDADES

CARACTERÍSTICAS

Un cuchillo de plata, brillante y afilado.

Una bolita de azufre de color amarillo y de 1 g de masa.

Un terrón de azúcar cuadrado y soluble en agua.

El agua está transparente y fría.

3. Temperaturas de fusión y de ebullición

actividad 2

Las piedras ¿están siempre en estado sólido?, ¿se podrán convertir en

líquidos o en gases?. Y al contrario, ¿el aire que respiramos se podrá transformar en un sólido?.


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Las sustancias a temperatura ambiente pueden encontrarse en diferentes estados: sólido, líquido y gas. Pero esa situación se puede modificar si calentamos o enfriamos a la sustancia. Si calentamos un trozo de hielo sacado del congelador observaremos primero que su temperatura sube hasta alcanzar los 0 ºC, después comienza a transformarse en un líquido (“curiosamente” mientras se produce esta transformación o cambio de estado aunque estemos calentando no se modifica su temperatura), posteriormente, cuando toda la sustancia se ha convertido en un líquido la temperatura comienza a ascender nuevamente hasta alcanzarse los 100 ºC, momento en el que el líquido empieza a transformarse en gas, estabilizándose la temperatura hasta que termine la ebullición. Todo este proceso se puede invertir, mediante el enfriamiento, y se volverían a obtener el líquido y el sólido a las mismas temperaturas.

Todas las sustancias pueden experimentar cambios similares, pero cada una posee una temperatura de cambio de estado característica. Algunas son difíciles de alcanzar y por eso no es corriente observar aire en estado sólido, o una roca en estado de gas.

Se llama temperatura de fusión (Tf) o

punto de fusión a la temperatura a la que un sólido funde, convirtiéndose en líquido (o bien un líquido se solidifica)

Temperatura de ebullición (Te) o punto de

ebullición es la temperatura a la que un líquido hierve, convirtiéndose en gas (o bien un gas se licua)

Las temperaturas de fusión y de ebullición

dependen de la presión del aire que rodee a las sustancias. Cuanto mayor es la presión en el aire mayores son también esas temperaturas. Por eso el agua hierve dentro de una olla a presión a una temperatura superior a los 100 ºC (de ahí la utilidad de estas ollas: consiguen la cocción de los alimentos en menos tiempo) En cambio disminuyendo la presión se puede conseguir la ebullición del agua a la temperatura del ambiente. Aunque parezca contradictorio, el agua puede estar fría y en ebullición (lo podrás observar en el laboratorio) Esta es también la razón por la que se comenta que es imposible cocer un huevo en lo alto del Everest.

TIPOS DE CAMBIOS DE ESTADO

La vaporización se puede producir de dos formas distintas: evaporación (lentamente y a

cualquier temperatura. Es el caso del suelo mojado que se seca lentamente) y ebullición (rápidamente, con desprendimiento de burbujas y a la temperatura de ebullición).

TEMPERATURAS DE FUSIÓN Y DE EBULLICIÓN (a la presión atmosférica normal)

SÓLIDO

GAS

LÍQUIDO fusión

solidificación

vaporización condensación sublimación

sublimación inversa

Sustancia Tfusión (ºC)

Tebull (ºC)

Oxígeno – 218 – 183

Nitrógeno – 210 – 196

Acetona – 95,3 56,5

Agua 0 100

Sal 801 1.413

Hierro 1.535 2.750


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actividad 3

Una sustancia pura ha sido calentada utilizando un hornillo. Midiendo la

temperatura cada cierto tiempo hemos obtenido unos datos que hemos representado en la gráfica siguiente. Explica qué ha ocurrido en cada uno de los

tramos rectos de la figura. ¿Cuáles son las temperaturas de fusión y de

ebullición de esta sustancia?. ¿En qué estado se encuentra la sustancia en los minutos 2 y 3,5?.

T (ºC)

t (min)

100

50

–501 2 3 4 5 6 7

150

actividad 4

a) De acuerdo con los datos de la siguiente tabla, determina en que estado (sólido, líquido o gas) se encontrarán estas cuatro sustancias a la temperatura ambiente (25 °C). Razónalo.

b) ¿Cuáles serían tus respuestas si la temperatura a la que se encuentran estas sustancias es de 500 ºC?

Sustancia T. de fusión T. de ebullición

Flúor Sodio Carbono Mercurio

–219ºC 97,8ºC 3.727ºC –38,9ºC

–188,2ºC 892ºC 4.830ºC 320,9ºC

actividad 5

Dispones de 100 g. de una sustancia que se encuentra inicialmente a 40ºC y

la calientas hasta alcanzar la temperatura de 90ºC. (Su temperatura de fusión

es de 80ºC). Dibuja una gráfica que represente la variación de la temperatura con el

tiempo, sabiendo que empieza a fundir a los 3 minutos de iniciarse el

calentamiento, que termina de fundir en el minuto 7 y que el calentamiento dura un minuto más.


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4. Calor específico y calor de cambio de estado

Si calentamos dos sustancias diferentes ¿aumentarán sus temperaturas de la misma

manera?. La respuesta es que no. Influye la cantidad de sustancia que estemos calentando. Pero aun en el caso de que estas cantidades fuesen iguales nos encontraríamos con que cada sustancia se comporta de una manera diferente al ser calentada. Por eso los científicos han definido una magnitud característica para cada sustancia a la que se denomina calor específico.

El calor específico también da información de lo que costará enfriar a una sustancia, dado que la misma energía que necesita un objeto para ser calentado, es la que desprende ese objeto cuando se disminuye su temperatura el mismo número de grados.

El CALOR ESPECÍFICO (ce)

Indica la dificultad que encuentra la sustancia para modificar su temperatura. Es una medida de la “inercia térmica”.

Se define como la energía necesaria para aumentar en un grado la temperatura de la unidad de masa de dicha sustancia.

La sustancia con mayor calor específico es el agua líquida. Los sólidos tienen un calor

específico pequeño. Esto puede explicar la diferencia entre los climas continentales y los costeros. El mar tiene una enorme inercia térmica (a causa de su calor específico alto y de su gran masa), por ello tarda más en enfriarse y en calentarse que la tierra, y las diferencias térmicas entre el día y la noche, entre el invierno y el verano, son menos acusadas en las zonas costeras.

actividad 6

Analiza la tabla de datos adjunta y contesta a las siguientes preguntas:

a) Tenemos dos recipientes iguales, uno

con 500 g de agua líquida y el otro con 500 g de aceite. Si queremos calentar a los dos

desde 20 ºC hasta 40 ºC; ¿en qué caso se

necesita más butano?. b) si suministramos la misma cantidad de

energía a 1 kg de hierro y a 1 kg de

aluminio; ¿cuál aumentará más su temperatura?; ¿por qué?.

La energía que hay que suministrar a un sólido para convertirlo en líquido o para

transformarlo en un gas es diferente para cada sustancia, de ahí que se haya definido otra magnitud característica:

CALOR LATENTE DE CAMBIO DE ESTADO (Clatente)

Indica la dificultad que presenta la sustancia para cambiar de estado. Se define como la energía necesaria para que la unidad de masa cambie de estado;

(siempre que la sustancia se encuentre a la temperatura del cambio de estado)

SUSTANCIA CALOR ESPECÍFICO

Cal/(g·ºC)

Agua sólida Agua líquida Agua gas Aceite Aluminio Alcohol Hierro

0,50 1,00 0,45 0,60 0,22 0,58 0,10


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La misma cantidad de energía que necesita una sustancia para pasar de sólido a líquido (o de líquido a gas) la devuelve en el proceso inverso, al pasar de líquido a sólido (o de gas a líquido). actividad 7

Las siguientes gráficas representan la variación de la temperatura de la misma cantidad de materia 1000 g, pero de dos sustancias diferentes A y B,

cuando las calentamos con dos placas calefactoras iguales hasta que pasan

completamente al estado gaseoso. a) ¿Cuáles son las temperaturas de ebullición de estas sustancias?.

b) ¿Cuál tiene mayor calor específico en estado líquido?. ¿Y mayor calor

latente de ebullición?. Justifica las respuestas. c) Si las placas calefactoras suministran a cada líquido 8.000 calorías en

cada minuto. ¿Qué cantidad de energía ha habido que darles para que hiervan

totalmente?. d) Partiendo del resultado anterior determina los calores específicos y los

calores latentes de ebullición de estas sustancias.

5. Diferenciación entre masa y volumen actividad 8

A y B son dos vasos idénticos que contienen cantidades iguales de agua.

Tomamos dos cuerpos sólidos diferentes y sumergimos uno en A y el otro en B. Observamos que tras un inmersión completa, el nivel del agua en cada vaso ha

variado como se muestra en la figura:

Según el dibujo anterior podemos decir que: (escoge la respuesta correcta) a) La masa del objeto sumergido en A es mayor que la del sumergido en B b) La masa del objeto sumergido en A es menor que la del sumergido en B c) Con esta información no se puede saber nada respecto de las masas.

antes de la inmersión después de la inmersión

A B A B

Antes de la inmersión Después de la inmersión

1 2 3 4 5 6 7

10

20

30

40

50

60

70 T (ºC)

t (min)

sustancia A

1 2 3 4 5 6 7

10

20

30

40

50

60

70 T (ºC)

t (min)

sustancia B


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Comprueba realizando las experiencias que te indique tu profesor si tu predicción ha sido correcta. En caso negativo indica por qué.

6. Densidad

actividad 9 a) ¿100 cm3 de agua y 100 cm3 de cualquier otro líquido tienen la misma

masa?. Compruébalo.

b) ¿Es correcto decir que un litro de vino pesa un kilogramo?.

Volúmenes iguales de diferentes sustancias no tienen la misma masa. Si comparamos la masa de dos objetos que ocupan el mismo volumen diremos que tiene más masa aquel que consideramos más denso. Esta densidad es una propiedad característica de cada sustancia.

Densidad de una sustancia es la masa que contiene cada unidad de volumen. Se

calcula mediante el cociente entre su masa y su volumen.

densidad =

masavolumen

d = V

m

La unidad de densidad en el S.I. es el kg/m3. Aunque se utilizan también otras unidades como g/cm3, g/l, etc.

Los valores de la densidad varían ampliamente de unas sustancias a otras. Generalmente,

la densidad de los sólidos es mayor que la de los líquidos y la de éstos, mucho mayor que la de los gases, aunque hay líquidos (como el mercurio) que son más densos que muchas sustancias sólidas.

El volumen de los gases varía mucho con la temperatura y la presión, y en consecuencia también la densidad; por lo que se debe indicar a qué temperatura y presión se da el valor de la densidad.

TABLA DE DENSIDADES DE ALGUNAS SUSTANCIAS (en kg/m3)

Sólidos Líquidos Gases (0ºC y 1 atm)

Aluminio 2.700 Hierro 7.800 Plomo 11.300 Platino 21.500

Alcohol 790 Aceite de oliva 918 Agua 1.000 Mercurio 13.600

Hidrógeno 0,09 Helio 0,18 Aire 1,3 Cloro 3,17

actividad 10

a) ¿Cuál es la masa de 20 m3 de agua de mar (d = 1.025 kg/m3)?.

b) ¿Cuántos kilogramos hay en un litro de alcohol?.

c) ¿Qué volumen ocupan 10 kg de aceite?.

d) Leemos en un frasco de glicerina que su densidad es de 1,6 g/cc. Si necesitamos 22 g de este líquido ¿qué volumen deberemos tomar del frasco?.


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actividad 11

En el laboratorio se mide la masa y el volumen de diferentes cantidades de sal común obteniéndose los siguientes datos:

Volumen (cc) 20,0 30,0 50,0 70,0 80,0

Masa (g) 44,00 66,00 110,00 150,00 172,00

a) Calcula la densidad de la sal común. b) ¿Qué volumen ocuparán 500 g de sal? c) ¿El volumen ocupado por un paquete de 1000 g de sal será igual, mayor o

menor que el de otro paquete de 500 g de sal?

d) ¿La densidad de la sal en un paquete de 1000 g será igual, mayor o menor que la de otro paquete de sal de 500 g?

e) ¿La densidad de la sal será igual o diferente a la del azúcar? ¿Por qué?

actividad 12

a) La densidad del agua es 1000 kg/m3. Exprésala en kg/l y en g/cm3.

b) Determina en el SI (kg/m3) las siguientes densidades: 1º) 15 kg/dm3 2º) 2 g/l 3º) 0,01 g/ml 4º) 5 g/cc

Al finalizar el estudio de las propiedades características es conveniente resaltar que

cada sustancia se reconoce por el conjunto de sus propiedades características y no por una sola. Como puedes observar en la tabla siguiente algunas propiedades características pueden coincidir en dos o mas sustancias (sobre todo las cualitativas), o bien puede ocurrir que las cuantitativas tengan valores muy parecidos.

agua

H2O alcohol C2H6O

azúcar C12H22O11

dióxido de carbono

CO2

oxígeno O2

benceno C6H6

sal común NaCl

densidad (g/cm3)

1 0,79 1,59 0,0020 0,0014 0,88 2,17

T.fusión (ºC) 0 – 117 186 – 56,6 – 219 5,5 801

T.ebullic.(ºC) 100 78,5 – – 78,5 – 183 80,1 1.413

solubilidad en agua –

muy soluble soluble soluble

poco soluble insoluble soluble

color incol. incoloro blanco incoloro incoloro incoloro blanco

7. Mezclas de sustancias Hay sistemas materiales en la naturaleza que presentan aspecto homogéneo, uniforme,

sin que podamos apreciar en ellos partes diferentes. Es el caso de las sustancias puras, todas ellas son homogéneas dado que tienen un único componente, pero también las mezclas


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pueden tener esta apariencia. Si echamos un poco de sal en el agua obtenemos un líquido claro, en el que cualquier porción tiene el mismo aspecto, dado que ya no podemos distinguir a simple vista o con ayuda de un microscopio a las dos sustancias que se han mezclado. A estos sistemas se les denomina mezclas homogéneas o disoluciones.

En cambio si mezclamos arena con sal su aspecto no será uniforme, porque en este caso

podemos distinguir fácilmente sus componentes. Se trata pues de una mezcla heterogénea. Al mezclar dos o más sustancias no se forma una nueva sustancia. Aunque en

muchas ocasiones no se puedan ver, las sustancias que han sido mezcladas no han desaparecido, por eso pueden recuperarse, separándolas entre sí, como veremos posteriormente. Además una mezcla al no ser una nueva sustancia no tiene propiedades características, las propiedades del agua con sal son similares a las de sus componentes y dependen de las proporciones en las que se encuentren el agua y la sal.

Muchos de los materiales líquidos que empleamos en nuestra vida diaria parecen una

sola sustancia y sin embargo son mezclas homogéneas. Es el caso del vinagre, el aceite, los medicamentos, los productos líquidos de limpieza, las bebidas,... Las mezclas de líquidos son heterogéneas cuando están formadas por líquidos inmiscibles (que no son solubles entre sí), que se sitúan formando capas superpuestas según su densidad.

8. Disoluciones Para formar disoluciones las sustancias que se mezclen han de ser solubles entre si. El

azúcar es soluble en el agua y si los disolvemos formamos una disolución o mezcla homogénea en la que no se distinguen sus componentes.

La sustancia que se disuelve en otra y que, por tanto, se encuentra en menor proporción,

se denomina soluto. La sustancia que disuelve a otra u otras y que, por tanto, se encuentra en mayor proporción, se denomina disolvente. En el ejemplo anterior, el azúcar es el soluto y el agua el disolvente.

Cuando dos sustancias son solubles entre sí se dice que son miscibles. Los gases son

siempre miscibles entre sí y siempre forman disoluciones. Hay líquidos que son miscibles y otros que no. El agua y el alcohol son solubles, pero el aceite y el agua no. Los sólidos pueden formar disoluciones si se les mezcla en estado líquido y después se les solidifica. Es el caso de las aleaciones.

MATERIA

SUSTANCIAS MEZCLAS DE

SUSTANCIAS

Homogéneas o disoluciones

Heterogéneas


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El cuadro siguiente muestra los diferentes tipos de disoluciones según el estado físico del soluto y del disolvente. El estado físico de la disolución siempre coincide con el del disolvente. Así, el azúcar es sólido, pero cuando se disuelve en el agua, la disolución resultante es líquida.

Disolvente Soluto Ejemplo

GAS GAS O2 en N2 (aire)

GAS Bebidas carbónicas

LÍQUIDO LÍQUIDO Gasolinas, alcohol de 96º

SÓLIDO Agua de mar, lejía (NaClO+H2O)

GAS Hidrógeno (H2) en paladio (Pd)

SÓLIDO LÍQUIDO Amalgamas (mercurio + metal)

SÓLIDO

Aleaciones: • Acero: carbono (C) + hierro (Fe) • Bronce: cobre (Cu) + estaño (Sn) • Latón: cobre (Cu) + cinc (Zn)

9. Dispersiones Las dispersiones son mezclas heterogéneas que pueden parecer homogéneas.

Es el caso de la leche, por su aspecto parece homogénea pero con la ayuda del microscopio se ven pequeñas gotitas de grasa dispersas en este líquido. Para diferenciar “a simple vista” las dispersiones de las verdaderas disoluciones podemos considerar que cuando el disolvente es transparente (como el agua), las disoluciones que se formen con él podrán tomar el color que sea, pero continuarán siendo transparentes, es decir, no estarán turbias. Por el contrario, las dispersiones como la leche no son transparentes.

Dentro de las dispersiones se pueden considerar dos casos, las suspensiones y los coloides.

Las suspensiones son mezclas heterogéneas en las que las partículas son bastante

pequeñas, por lo que no caen al fondo rápidamente, pero también son suficientemente grandes como para poder ser observadas directamente. Un ejemplo podría ser una mezcla de tierra y agua. Si las partículas de tierra son pequeñas, quedan en suspensión durante bastante tiempo y sólo sedimentan si las dejamos varias horas. Sin embargo, las partículas de tierra pueden separarse mediante una filtración del agua en que están suspendidas.

Son también suspensiones algunos zumos de fruta que venden embotellados, o algunos jarabes que se utilizan como medicamentos. En estos casos se aconseja siempre “agitar antes de usar” pues si han estado largo tiempo en reposo, las partículas del sólido se han ido al fondo del recipiente.

En los coloides o dispersiones coloidales las partículas son aun menores que en las

suspensiones, son tan pequeñas que incluso atraviesan los poros de los filtros. Es el caso de la leche, las nubes, la niebla, la mayonesa, …


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actividad 13

Clasifica los siguientes sistemas materiales:

1) agua de mar, 2) aceite y agua, 3) agua con arena, 4) hierro, 5) granito, 6) humo 7) gasolina, 8) aleación de Cu–Ni, 9) mercurio de un

termómetro, 10) vino blanco, 11) sangre.

10. Separación de los componentes en una mezcla heterogénea Existen diferentes técnicas de separación (aquí sólo se mencionan las más sencillas).

Como iremos viendo, todas ellas se basan en el aprovechamiento de las diferencias en las propiedades características de los componentes de la mezcla, ya sean de densidad, solubilidad, temperaturas de fusión y ebullición, etc.

Las técnicas de separación empleadas en las mezclas heterogéneas serán lógicamente más simples que en las disoluciones.

10.1. Decantación

Esta técnica se emplea cuando las sustancias, que vamos a separar, tienen diferente densidad , por ejemplo en las mezclas de líquidos inmiscibles (aceite en agua) o en las suspensiones de sólidos en líquidos (agua con arcilla). Consiste en dejar reposar la mezcla para que las sustancias se separen quedando unas encima de otras. Después se trasvasan a recipientes distintos. Un aparato frecuentemente empleado para hacer las separaciones en las mezclas heterogéneas de líquidos es el llamado "embudo de decantación".

aceite

agua

10.2. Filtración

Esta técnica se emplea cuando una de las sustancias mezcladas es líquida y la otra es polvo o granos sólidos. Consiste en utilizar un embudo con un papel de filtro, de manera que por los poros del papel puede pasar el líquido, pero no pueden pasar las partículas o granitos de sólido.

agua y arena


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11.Separación de los componentes de las disoluciones

11.1. Evaporación y cristalización

Si queremos recuperar el sólido de una disolución sólido–líquido debemos evaporar el líquido. Eso se puede hacer de dos formas: calentando hasta que todo el líquido se evapore (calentamiento a sequedad) o dejando evaporar el líquido lentamente a temperatura ambiente. Cuando se hace evaporar el líquido lentamente se produce una cristalización.

Son procesos que aprovechan las diferencias en las temperaturas de los cambios de estado y, en el caso de la cristalización, también el cambio de solubilidad del sólido con la temperatura.

Se llama cristalización porque,

generalmente, el sólido disuelto, cuando se evapora el líquido, aparece en forma de pequeños cristales. Por ejemplo, para recuperar la sal contenida en el agua del mar, podríamos calentarla hasta que toda el agua se evapore y quede la sal sólida o bien, como sucede en las salinas, metiendo el agua en estanques poco profundos, donde se deja evaporar el agua al sol, quedando la sal cristalizada. calentamiento a sequedad

cristalización

El calentamiento a sequedad o la cristalización son procesos útiles cuando se quiere

separar las sustancias que componen una disolución y sólo interesa recuperar el soluto (sólido). Cuando en la separación interesa recoger todas las sustancias, no sirven los procesos anteriores y entonces se utiliza la destilación.

11.2. Destilación

Se coloca la mezcla líquida en un recipiente que tenga la salida para los gases que se produzcan cuando se caliente la mezcla. Los gases producidos pasan por un tubo alrededor del cual circula agua fría. A este dispositivo se le conoce con el nombre de refrigerante.

entrada de agua

salida de agua

destilado

termómetro

refrigerante

residuo

Al enfriarse los gases vuelven al estado líquido y por el extremo del tubo de salida se recogen

en otro recipiente que se llama colector. A este líquido recogido se le denomina destilado.


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En el recipiente de destilación quedarán las sustancias que no se hayan evaporado al

calentar. A esto que queda se le denomina residuo. Este método se basa en las diferencias en las temperaturas de ebullición de los líquidos.

actividad 14

¿Qué métodos emplearías para separar las sustancias que componen las

siguientes mezclas?. ¿Cuál es la propiedad característica de los componentes de

la mezcla, que te permite efectuar la separación en cada caso?. (Consulta los datos de la tabla de la pag 25)

a) Benceno y agua.

b) Azúcar disuelto en agua. c) Alcohol y agua mezclados.

d) Polvo de hierro mezclado con serrín.

actividad 15

Hemos mezclado sal y arena con cierta cantidad de aceite. La sal y la arena

se han quedado en el aceite sin disolver, incluso se les distingue a simple vista.

Indica cómo podrías separarles. Para mayor claridad realiza un esquema del proceso que seguirías.

12.¿Cómo diferenciar una disolución de una sustancia? Si disolvemos sal en el agua ¿cuál es la densidad de la disolución que se ha formado?;

¿y cuales son sus temperaturas de fusión y ebullición?. No se puede dar una respuesta general, ya que en las disoluciones, a diferencia de las sustancias puras, los valores de la densidad, temperaturas de fusión y ebullición, etc., pueden cambiar según la proporción en que se encuentren los componentes de la mezcla. En la disolución de sal en el agua la densidad será superior a la del agua, pero según la cantidad de sal disuelta el aumento variará. Su temperatura de fusión será inferior a 0 ºC y la de ebullición superior a los 100 ºC.

Las disoluciones tienen un aspecto homogéneo como las sustancias, y no se les puede

diferenciar a simple vista. Podemos distinguirlas averiguando si están formadas por la unión de otras sustancias, mediante las técnicas de separación que hemos estudiado. Otra posibilidad más simple y rápida es observar su temperatura de ebullición. Si se trata de un líquido puro la temperatura de ebullición será siempre la misma y no variará mientras se está produciendo el cambio de estado, mientras que en una disolución la temperatura de ebullición depende de las proporciones de soluto y disolvente, por eso al irse evaporando el disolvente la temperatura de ebullición cambia.


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actividad 16

Un alumno ha realizado las siguientes experiencias en su casa: 1ª experiencia: Ha puesto en un cazo 600 g de agua y lo ha calentado en el

fuego, tomando lectura de la temperatura del agua cada dos minutos.

2ª experiencia: Ha calentado en el mismo cazo y con el mismo fuego una disolución formada por 50 g de sal y 550 g de agua, y ha tomado también

lectura de la temperatura cada dos minutos.

3ª experiencia: Ha hecho lo mismo con otra disolución formada por 100 g de sal y 500 g de agua.

Los valores de temperatura obtenidos son los siguientes:

Tiempo (minutos) 0 2 4 6 8 10 12 14

Tª (ºC) 1ª experiencia 16,5 36,2 56,5 76,1 93,6 99,8 99,8 99,8



Los valores en negrita indican las temperaturas a las que se produce la

ebullición a) Analiza estos resultados. ¿Qué diferencias observas con la temperatura

de ebullición?. ¿A qué se deben estas diferencias?.

b) Representa los resultados de la 1ª y 3ª experiencias en una gráfica temperatura–tiempo.

actividad 17

Un sistema líquido tiene una densidad de 1,6 g/cm3

a) ¿Puede conocerse a partir de ese dato si se trata de una sustancia pura o

de una disolución? Explica tu respuesta.

b) Si se hierve el sistema hasta que quede la mitad del líquido inicial, dejando enfriar hasta que vuelve a la temperatura inicial y se vuelve a medir la

densidad se encuentra que es de 1,10 g/cm3. ¿Permite decidir este nuevo dato

si se trata de una sustancia pura o si se trata de una disolución? Explica la

respuesta.

13. Concentración de una disolución Las sustancias solubles pueden mezclarse en distinta proporción. Cuando echas azúcar

en la leche, haces una disolución. Puedes echar más o menos azúcar en un vaso de leche para que toda ella se disuelva. Se dice que el azúcar está mezclada en distinta proporción con la leche.

La concentración de una disolución es la proporción en la que se encuentra el soluto y la

disolución. El valor de esta relación es igual en cualquiera de las partes que podamos considerar en la disolución, ya que al tratarse de una mezcla homogénea todas sus partes son iguales.


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De manera cualitativa se expresa la concentración diciendo que las disoluciones pueden

ser concentradas o diluidas.

• concentradas

• diluidas

cuando contienen una gran cantidad de soluto comparada con la cantidad de disolvente.

cuando contienen una cantidad de soluto muy pequeña comparada con la cantidad de disolvente.

Numéricamente se puede expresar de varias formas, por ahora utilizaremos las

siguientes:

Concentración en gramos por litro (g/l)

Expresa los gramos de soluto que se encuentran en un litro de disolución

Se determina: C (g/l) = disolución de litrosen volumen

soluto de gramosen masa

Concentración en % en peso

Expresa los gramos de soluto que se encuentran en 100 gramos de disolución

Se determina: C (%) = disolución de gramosen masa

soluto de gramosen masa x 100

actividad 18

a) Una botella de 2 litros de un refresco azucarado contiene 40 g de azúcar

disueltos. ¿Cuál es su concentración en g/l?. b) Llenamos un vaso de 100 ml con este refresco, ¿el sabor azucarado es

diferente en el vaso y en la botella?. ¿La concentración en este vaso será

diferente a la de la botella?.

actividad 19

Para sazonar un caldo de pescado se deben añadir 12 g de sal común (cloruro

de sodio) a 1,5 litros de caldo.

a) ¿Cuál es la concentración (g/l) de sal en el caldo? b) Explica el significado del resultado anterior.

c) Suponiendo que la cuchara utilizada tiene una capacidad de 10 cm3.

¿Cuántos gramos de sal habrá en esa cucharada?

Sol: a) 8 g/l; c) 0,08 g


33

actividad 20

a) En un vaso se han puesto 190 g de alcohol junto con 10 g de yodo, que se

disuelven completamente. ¿Cuál es la concentración de la disolución que se ha

formado?. Exprésala en % en peso. Explica el significado del número que se obtiene.

b) ¿Cuántos gramos de esa disolución habría que tomar para que al

evaporarse el alcohol quedaran 2 g de yodo sólido?.

Sol: a) 5%; b) 40 g

actividad 21

La glucosa es una sustancia sólida a temperatura ambiente. Se suelen

preparar disoluciones de glucosa en agua, a las que se llama suero glucosado, para alimentar a los enfermos cuando no pueden comer.

a) En la etiqueta de una botella de suero de 500 cm3 se lee: «Disolución de

glucosa en agua de concentración 55 gramos/litro». ¿Cuántos gramos de glucosa

contiene cada botella?. b) Si un enfermo necesita tomar 40 g de glucosa cada hora. ¿Qué volumen

de ese suero se le debe inyectar en una hora?.

c) Echamos en una probeta, 50 cm3 de suero de la botella y lo ponemos en un

plato pequeño que pesa 103 g. Cuando se evapore el agua del suero, ¿quedará

algo en el plato?. ¿Cuánto pesará el plato después que se haya evaporado el

agua?

Sol: b) 0,73 l; c) 105,75 g

actividad 22

Cuando se atasca la nariz a causa de un resfriado es conveniente lavarla con

«solución salina», también conocida como suero isotónico. El suero isotónico tiene una concentración del 0,9 % de sal común (cloruro de sodio) en agua.

Calcula cuánta sal común y cuánta agua son necesarias para preparar 250 g de

suero isotónico.

Sol: 2,25 y 247,75 g

actividad 23

Si disuelves 40 gramos de sal común en 160 gramos de agua obtendrás una

disolución cuya densidad es 1,15 g/cc. Calcula:

a) ¿Qué indica el valor de la densidad de la disolución?. ¿Por qué es diferente de la concentración?.

b) La concentración expresada en gramos/litro.

c) La concentración expresada en tanto por ciento en peso. Sol: b) 230 g/l; c) 20%


34

14. Solubilidad Frecuentemente, cuando se disuelven dos sustancias, suele ocurrir que no pueden

disolverse en cualquier proporción. Esto ocurre, por ejemplo, cuando echamos azúcar en la leche; llega un momento en que ya no se disuelve más azúcar y la que echemos después se quedará en el fondo del vaso. Sin embargo algunas sustancias, como el alcohol y el agua, pueden mezclarse en cualquier proporción.

Se dice que una disolución está SATURADA cuando el soluto está en la máxima

proporción posible. Cualquier cantidad adicional de soluto, por pequeña que sea, ya no es posible disolverla.

Se llama SOLUBILIDAD de una sustancia en otra, al valor de la concentración de una disolución saturada de ambas sustancias. Se expresa indicando la máxima cantidad de

soluto que puede disolverse en 100 g (o en 100 ml) del disolvente

EJEMPLO: Si hemos logrado disolver, como máximo, 38 g de sal en 100 cm3 de agua, diremos que la

solubilidad de la sal en el agua es de:

38 g de sal / 100 cm3 de agua

Teniendo en cuenta que la densidad del agua es de 1 g/cm3, el resultado anterior es equivalente a

38 g de sal / 100 g de agua Observa que esta forma de expresar la solubilidad difiere de la que hemos utilizado para la

concentración. La solubilidad está referida al volumen o la masa del disolvente y no de la disolución.

Recuerda también que la solubilidad es una propiedad característica.

14.1. Solubilidad de los sólidos en los líquidos. Habrás observado que la solubilidad del cacao en la leche es mayor cuando la leche está

caliente. En el caso de los sólidos en líquidos, generalmente la solubilidad aumenta cuando lo hace la temperatura; es decir, al aumentar la temperatura se pueden disolver más gramos de soluto en una misma cantidad de disolvente.

Si disminuimos la temperatura de una disolución saturada, al disminuir su solubilidad, parte del sólido disuelto deja de estarlo y se deposita en el fondo, se dice que precipita, por lo general en forma cristalizada.

La temperatura también afecta a la rapidez con la que se disuelven las sustancias.

Cuando la temperatura aumenta las sustancias se disuelven más rápidamente.


35

14.2. Solubilidad de los gases en los líquidos Los gases en general, son poco solubles en los líquidos, aunque todos ellos lo son en

alguna proporción. Por ejemplo, la solubilidad del oxígeno en agua a 20 ºC y a la presión normal es sólo de 4,3 mg/100 g, a pesar de lo cual los peces obtienen el oxígeno que necesitan para respirar del que está disuelto en el agua.

La solubilidad de la mayoría de los gases disueltos en líquidos disminuye al aumentar la

temperatura; es decir, al aumentar la temperatura se puede disolver una cantidad menor de soluto gaseoso en una misma cantidad de disolvente.

La solubilidad de los gases en líquidos se incrementa al aumentar la presión del gas que

se encuentra en contacto con el líquido. De hecho la solubilidad es directamente proporcional a la presión del gas. Por esta razón las bebidas carbónicas, que contienen dióxido de carbono disuelto, se embotellan a una presión superior a la atmosférica.

En ocasiones se produce una disminución de la solubilidad de un gas que está disuelto en

un líquido (por un aumento de temperatura o una disminución de la presión), y parte de este gas sale del líquido formando burbujas. Se dice entonces que el gas se desprende o que ha habido un desprendimiento del gas.

actividad 24

En la gráfica siguiente tienes los

valores de solubilidad de cuatro

sustancias en función de la temperatura.

a) ¿Cuál de estas sustancias es

más soluble a 20ºC?. ¿Y a 40ºC?. b) Si la solubilidad del sulfato de

cobre (II) es de 59 g/100 g de agua

a 80ºC. ¿Cuál crees que será su solubilidad a 20ºC?.

c) Si añadimos 50 g de sulfato de

cobre (II) a 235 cm3 de agua a

20ºC, ¿se disolverán

completamente?. Explica la

respuesta.

actividad 25

a) Si añadimos 8 g de nitrato de potasio a 10 cc de agua a 60 ºC ¿se

disolverán completamente?. Con la información de la gráfica anterior explica la respuesta.

b) Comprueba experimentalmente si se cumplen tus predicciones.

c) Si dejamos enfriar la disolución hasta la temperatura ambiente, ¿sigue disuelto todo el nitrato?. Compruébalo y anota el resultado. ¿La disolución

estará ahora saturada?.


36

actividad 26

a) La gráfica indica la solubilidad en el agua de dos gases: el cloro (Cl2) y el

dióxido de carbono (CO2) a diferentes temperaturas. ¿Cómo varían sus

solubilidades con la temperatura? b) ¿Cuál de esas sustancias es más soluble

a 30 ºC?.

c) En un río vivían bastantes peces. Cerca del río se instaló una central de producción

de energía eléctrica que utilizaba el agua del

río como refrigerante, de manera que aumentó la temperatura media del agua del

río. Se observó que los peces morían.

Intenta buscar una explicación a este hecho.

Una pista, observa la tabla siguiente:

Temperaturas 0 ºC 10 ºC 20 ºC 30 ºC Solubilidad del oxígeno (O2) en el agua

0,0146 0,0113 0,0091 0,0076

actividad 27

Si abres una botella de refresco cuando está muy fría, se observa que salen

pocas burbujas (CO2 gaseoso). Si se abre cuando la botella está a la

temperatura ambiente salen bastantes burbujas. (Se supone que la botella no se

agita previamente). Explica esas observaciones.

actividad 28

La solubilidad del dicloruro de mercurio (HgCl2)

en agua depende de la temperatura tal como

reflejan los datos de la tabla adjunta. Si echamos 30 gramos de dicloruro de mercurio

en 300 g de agua.

a) ¿Se disolverán totalmente a 20 ºC?. ¿Y a 60ºC?. Explica la respuesta.

b) Si procedemos a filtrar cuando la

temperatura es de 20 ºC, ¿qué cantidad de dicloruro de mercurio se quedará en el filtro?.

Recogemos lo que se ha filtrado y comprobamos

que ocupa un volumen de 310 cc. c) Calcula la concentración de esa disolución en

% en peso y en gramos/litro.

d) Determina la densidad de esta disolución. e) Si enfriamos esa disolución hasta llegar a una temperatura de 5 ºC ¿qué

pasará?.

SOLUBILIDAD del HgCl3

T (ºC) g de soluto en 100 g de agua

0

20

40

60

80

100

4,3

6,6

9,6

13,9

24,2

54,1

Solubilidad (g/100 g de agua)

20 30 40 50 60

5

15

10

10 T (ºC)

CO2

Cl2


37

15. Transformaciones físicas y químicas Todos los cuerpos y, por lo tanto, las sustancias que los forman pueden experimentar

cambios físicos y cambios químicos.

En las TRANSFORMACIONES FÍSICAS las sustancias no cambian, siguen siendo las mismas.

Situar un libro en lo alto de una estantería o poner en movimiento a un balón son ejemplos

evidentes de transformaciones físicas. Pero en la Química hay ocasiones en las que, a primera vista, podría parecer que se produce un cambio de sustancias y no es así, por ejemplo:

• Al calentar un trozo de hielo cambia de sólido a líquido y si

seguimos calentando pasa a gas, pero podemos volver a tener agua líquida o agua sólida si en lugar de calentar lo que hacemos es enfriar.

• Al disolver sal en agua, la sal pierde su aspecto sólido, y el agua

se vuelve salada, pero si dejamos evaporar el agua o calentamos para destilar, obtenemos otra vez la sal y el agua en su estado primitivo.

Los cambios de estado y los procesos mediante los cuales se forman las mezclas y se

separan sus componentes (decantación, filtración, calentamiento a sequedad, cristalización, destilación, ...) son transformaciones físicas.

En las TRANSFORMACIONES QUÍMICAS las sustancias desaparecen y se forman otras nuevas con propiedades diferentes.

A las transformaciones químicas también se les llama reacciones químicas. A las

sustancias iniciales se les denomina reactivos y a las que se obtienen en la reacción, productos.

EJEMPLOS DE CAMBIOS QUÍMICOS:

• Si quemamos butano (C4H10) con oxígeno (O2), el oxígeno y el butano dejan de existir y

se forman otras dos nuevas sustancias con características diferentes: el dióxido de carbono (CO2) un gas que no arde e impide las combustiones, y agua en estado gaseoso (H2O).

butano + oxígeno dióxido de carbono + agua

• Si hacemos pasar corriente eléctrica por agua (H2O), desaparece el agua y se forman

las sustancias hidrógeno (H2) y oxígeno (O2) en estado gaseoso que antes no existían (este proceso se llama electrólisis).

agua hidrógeno + oxígeno


38

actividad 29

Ponemos en un tubo de ensayo mármol (carbonato de calcio, CaCO3) y

añadimos unas gotas de ácido clorhídrico (HCl). Anota lo que observes. ¿Lo que ha sucedido es una reacción química?. ¿Por qué?.

actividad 30

En una cápsula de porcelana ponemos azúcar (C12H22O11). A continuación el

profesor vierte, con una pipeta, cierta cantidad de ácido sulfúrico (H2SO4)

sobre el azúcar. Anota lo que ocurre. ¿Este proceso es una reacción química?.

¿Por qué?.

actividad 31

Disponemos de una disolución de yoduro de potasio (KI) a la que añadimos

unas gotas de disolución de nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2. Anota lo que

ocurre. ¿Se tratará de una reacción química?. ¿Por qué?.

Cuando existan dudas sobre si la transformación ha sido física o química hay que analizar las propiedades características de lo que hay al final y de lo que había al principio. Si las propiedades características son diferentes es que ha habido una transformación química y se han obtenido nuevas sustancias. Con frecuencia podremos detectar la existencia de una reacción química porque se observan cambios que indican la formación de nuevas sustancias: desprendimiento de gas, formación de precipitado,... (como ocurre en los ejercicios anteriores)

INDICADORES DE QUE SE ESTÁ PRODUCIENDO UNA REACCIÓN QUÍMICA:

• cambio de color • cambio de temperatura

• desprendimiento de un gas • llama

• formación de precipitado • explosión.

actividad 32

Indica justificadamente cuáles de los siguientes procesos son cambios físicos

y cuáles son cambios químicos: a) La fotosíntesis d) Rallado del pan

b) La sublimación del yodo e) Respiración celular

c) La cocción de los alimentos f) La corrosión de un clavo de hierro


39

actividad 33

El yodo es una sustancia sólida a temperatura ambiente, de color gris violeta, no conductora de la corriente eléctrica e insoluble en agua. El cinc es una

sustancia sólida a temperatura ambiente de color gris metálico, insoluble en agua

y conductora de la corriente eléctrica. a) Si mezclamos a estas dos sustancias, ¿será la mezcla soluble en agua?.

¿Conducirá la corriente eléctrica?. ¿Qué color tendrá?.

b) Calentando a esta mezcla hacemos reaccionar a estas sustancias y obtenemos una nueva sustancia, el yoduro de cinc (ZnI2). ¿Será el yoduro de

cinc soluble en agua?. ¿Conducirá la corriente eléctrica?. ¿Qué color tendrá?.

16.Las sustancias pueden ser simples o compuestas No todas las sustancias llegan a experimentar un cambio de estado al ser calentadas.

Existen sustancias que al calentarlas desaparecen y dan lugar a dos o más sustancias diferentes. Se dice que han experimentado una reacción química llamada descomposición térmica.

actividad 34

Veamos un ejemplo de reacción de descomposición: Calentamos clorato de

potasio (KClO3), sustancia sólida a la

temperatura del ambiente. Observa que se produce el desprendimiento de un gas (se

trata de oxígeno, O2), que podemos recoger

en tubo de ensayo invertido lleno inicialmente de agua. Además se formará cloruro de

potasio (KCl).

¿Por qué el gas desprendido no puede ser clorato de potasio gaseoso, y ser este proceso una vaporización, es decir una transformación física?.

Otras sustancias se pueden

descomponer haciendo pasar por ellas la corriente eléctrica. Este es el caso del agua. Cuando esto ocurre la sustancia deja de existir y se forman otras sustancias diferentes; se dice que ha tenido lugar una reacción química llamada descomposición eléctrica o electrólisis.

+ -

agua

hidrógeno (gas)

oxígeno (gas)


40

actividad 35

En un recipiente con agua se introducen dos hilos metálicos y se conectan a una pila o a una fuente de electricidad. Cada hilo se introduce dentro de un

tubo cerrado por arriba y lleno de agua.

a) Observa y anota lo que sucede. b) ¿Por qué los gases desprendidos en los tubos no pueden ser agua en estado

gaseoso?. c) ¿Qué propiedades químicas tienen los gases que se han obtenido en esta

reacción?. La electrólisis tiene un gran interés técnico e industrial. Se emplea en la obtención de

algunas sustancias como el aluminio y para purificar metales. También se emplea en el revestimiento de objetos metálicos con finas capas de otro metal; es lo que se conoce como dorado, niquelado, plateado o cromado. Estos procesos se utilizan mucho en joyería.

No todas las sustancias pueden descomponerse al ser calentadas o al pasar la corriente

por ellas. Las que se descomponen de estas formas en otras más simples se dice que son compuestos (agua, azúcar, sal común, nitrato de plata, tolueno, alcohol...). Y sustancias simples las que no se descomponen (hierro, cobre, cinc, aluminio, mercurio, plata, oro,...)

COMPUESTOS son aquellas sustancias puras que pueden descomponerse por métodos químicos, tales como el calentamiento y la electrólisis, en otras sustancias.

SUSTANCIAS SIMPLES son aquellas que no se pueden descomponer en otras sustancias

La mayoría de las sustancias que forman el mundo son sustancias compuestas. Sólo

existen en la naturaleza unas 90 sustancias simples. Por su apariencia externa, las sustancias simples no pueden diferenciarse de las

sustancias compuestas. Hay sustancias simples que son sólidos, otras que son líquidos, y otras que son gases a temperatura ambiente. Para saber si una sustancia es simple o compuesta, hay que someterla a diversos tratamientos y ver que cambios se producen.

actividad 36

Un sólido blanco de aspecto homogéneo, A, tiene un punto de fusión constante y su solubilidad en agua a 60 °C es 158 g/100 cm3 de agua. Al

calentarlo, en un tubo de ensayo, produce un gas B y un sólido blanco C. El gas

B, aviva las combustiones. El sólido, C, tiene una solubilidad en agua, a 60 °C, de 38 g/100 cm3 de agua.

a) ¿Se cita, en este enunciado, alguna propiedad característica que distinga

C de A?. b) Indica, razonándolo, si A es una mezcla, una sustancia simple o

compuesta.

c) ¿El sólido A ha sufrido un cambio físico o químico?. Explica tu respuesta.


41

actividad 37

Un sólido amarillo se calienta hasta que funde, lo que hace a temperatura

constante. Si seguimos calentando se desprende un gas rojizo (que al enfriarse da lugar a un sólido violeta) y un líquido (que al enfriarse da lugar a un sólido

metálico). Si se mezcla de nuevo el sólido violeta y el sólido gris no vuelve a

obtenerse el sólido amarillo. ¿Es ese sólido amarillo una sustancia simple, un compuesto, una mezcla o una disolución?. Explica la respuesta.

RESUMEN DE LA CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Un sistema es una SUSTANCIA PURA cuando está formado por un tipo de materia. Se le reconoce por tener unas propiedades características definidas.

Una sustancia pura es un COMPUESTO si puede descomponerse, mediante reacciones

químicas, en otras sustancias. Una sustancia pura es una SUSTANCIA SIMPLE si no puede descomponerse en otras

sustancias. Un sistema es una MEZCLA HETEROGÉNEA cuando está formado por dos o más

sustancias que se pueden reconocer visualmente, por tanto sus propiedades difieren de un punto a otro del sistema. Estos componentes se pueden separar por métodos físicos (filtración, decantación).

Un sistema es una MEZCLA HOMOGÉNEA cuando está formado por dos o más

sustancias que no se reconocen visualmente. Por este motivo tiene las mismas propiedades en todos los puntos del sistema. Sus componentes se pueden separar por métodos físicos (destilación, cristalización, calentamiento hasta sequedad,...).


42

Cómo preparar una disolución Supongamos, por ejemplo, que queremos preparar una disolución que contenga 20 g de

azúcar en 1 litro de agua. Para preparar esta disolución es necesario seguir los siguientes pasos:

Primero ha de pesarse el recipiente vacío en el que

se colocará el soluto. Después se pesa la cantidad a disolver (20 g en

nuestro caso), descontando la masa del recipiente. También se puede realizar esta

operación presionando en la TARA de la balanza

Añadimos agua al vaso que contiene el azúcar y agitamos

hasta que se disuelva.

1

Vertemos la disolución en un matraz de 1 litro (1000 ml). Si es necesario utilizando un embudo

Añadimos agua en el matraz hasta que el

menisco coincida con la raya del cuello del matraz

2

3

4 5


43

Actividades complementarias

A. 38 a) Construye la gráfica del calentamiento para el agua destilada (en el eje Y

representa la temperatura y en el eje X el tiempo), suponiendo que inicialmente disponemos de hielo a –20 ºC y se calienta hasta vapor a 110 ºC. (No necesitas poner valores a los tiempos).

b) Una persona afirma ser capaz de hacer hervir agua destilada a 25 ºC. ¿Es eso posible?. ¿Por qué?.

A. 39 Al calentar a un sólido se obtienen los siguientes datos

a) Dibuja la gráfica temperatura–tiempo (temperatura en ordenadas, tiempo en abscisas)

b) ¿En qué estado físico se encontraba la sustancia en el minuto 3? ¿Y en el 7? ¿Y en el 12?.

c) ¿Cuál sería su temperatura en los minutos 3 y 8?. d) ¿Por qué podemos afirmar que este sólido es una

sustancia, y no una mezcla?.

A. 40 a) El calor específico del vidrio es 0,20 y el de la acetona 0,52 cal/g·Cº. ¿En cuál de las dos sustancias obtendremos un aumento mayor de la temperatura si las calentemos con la misma fuente de calor y las cantidades de sustancia son las mismas en los dos casos?

b) El calor de ebullición de la acetona 126 cal/g ¿cuántas calorías habrá que darle a 25 g de esta sustancia para convertirla en un gas?

A. 41 Explica si las siguientes afirmaciones son correctas:

a) El volumen de un líquido se puede medir con una pipeta b) Un trozo de plomo es siempre más pesado que otro de corcho. c) El hierro a 2000 ºC se encuentra en estado líquido (Los datos que puedas necesitar se encuentran en este tema)

A. 42 Completa el siguiente cuadro correspondiente a tres muestras de grafito

Masa Volumen Densidad Tfusión Tebull.

g Kg cm3 m3 g/cm3 kg/m3 ºC ºC

Muestra 1 225 0,225 100 3.527 4.200

Muestra 2 0,45 200

Muestra 3 900 4•10–4

Tiempo (min)

Temperatura (ºC)

0 23

2 53

4 83

6 113

7 113

10 113

12 130


44

A. 43 Determina: a) la masa en kg de un bloque de hierro de 100 dm3.

b) el volumen en cc de un cable de cobre de 2.500 g. DATOS: densidad del hierro = 7,9 g/cc; densidad cobre = 8,9 kg/litro

S: 790 kg, 280 cc

A. 44 La densidad del aluminio es 2,7 g/cm3. Calcula:

a) La masa que tendrá un trozo de aluminio de 860 dm3 de volumen b) El volumen que ocuparán 2 kg de aluminio

S: a) 2.322 kg; b) 740,7 cm3

A. 45 Expresa en unidades del SI el valor de las siguientes densidades:

a) 7,5 g/cm3 b) 6,23 kg/dm3

A. 46 Completa la siguiente tabla y escribe los cálculos realizados

Sustancia Densidad (kg/m3)

Masa (g)

Volumen (cm3)

Madera 860 300

Cobre 750 80

Mercurio 13.600 476

S: 258; 9.375; 35

A. 47 Analiza si son correctas las siguientes frases: (Utiliza la tabla de densidades que se encuentra en la página 24 y escribe los cálculos necesarios):

a) 5 litros de aceite tienen una masa de 5 kg b) el mercurio tiene una densidad de 13,6 g/cc c) 50 ml de mercurio tienen una masa de 680 g d) el volumen que ocupan 2 kg de alcohol es de 2,53 litros

A. 48 Un estudiante ha estado tomando datos

de la masa y el volumen de diferentes sistemas materiales en el laboratorio. Al representarlos gráficamente ha obtenido los puntos que aparecen en la figura, y los ha unido mediante rectas.

a) ¿Qué tienen en común todos los puntos que están cerca de una misma recta?.

b) ¿Cuántas sustancias diferentes hay en las muestras estudiadas?. ¿Por qué?.

c) Calcula las densidades de estos sistemas materiales.

20

5

10

15

20

25

m (g)

4 6 8 10 12 14 16

30

35A

B

V (cm3)


45

A. 49 Utilizando muestras de vidrio de diferentes tamaños y formas hemos tomado

valores de sus masas y volúmenes con el fin de determinar la densidad del vidrio. Los resultados obtenidos son los siguientes:

muestra 1 muestra 2 muestra 3 muestra 4 muestra 5 muestra 6

Masa (g) 11,5 6,8 15,4 8,5 14 11

Volumen (cc) 4 2,2 5 3 4,8 3,5

a) determina la densidad de cada una de las muestras utilizadas b) calcula la densidad media partiendo de los resultados anteriores c) representa los valores anteriores en una gráfica masa–volumen d) haciendo pasar una recta entre los puntos dibujados en la gráfica obtienes una

representación de la densidad media. Determina su valor a partir de esta recta. e) ¿cómo se puede medir en el laboratorio el volumen de los fragmentos irregulares de

vidrio? A. 50 a) Al calentar 20 g de una sustancia observamos que funde a 178 ºC. Si

calentásemos 250 g de la misma sustancia ¿cambiaría la temperatura a la que se produce la fusión?. ¿Qué cambiaría ahora?.

b) Muchos medicamentos son suspensiones. ¿Por qué suelen indicar en las instrucciones: “Agítese antes de usar”?

A. 51 Deseamos preparar 100 cm3 de una disolución de hidróxido de sodio cuya

concentración sea de 20 g/l a) ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio necesitaremos utilizar? b) Explica el procedimiento para preparar la disolución. Indica el material que

emplearías. c) Si la densidad de la disolución es 1,2 g/cm3, ¿cuál será su concentración expresada

en % en peso? S: a) 2 g; c) 1,66 %

A. 52 En 400 g de agua se disuelven 37 g de sal obteniéndose un volumen total de 420

cm3. a) Determina la concentración de la disolución en g/l y en % en peso. b) Calcula la densidad de la disolución c) ¿Qué cantidad de sal habrá en 125 cc de esta disolución? A. 53 Se ha preparado una disolución en el laboratorio disolviendo 45 gramos de azúcar

en agua hasta tener 600 cm3 de disolución. El matraz aforado que hemos utilizado, pesaba vacío 70 gramos, y con los 600 cm3 de disolución 685 gramos. Calcula:

a) La concentración de la disolución expresada en gramos /litro b) La densidad de la disolución en g/l y en g/ cm3 c) Que diferencias existen entre lo que representa la densidad y lo que representa la

concentración


46

d) La concentración en tanto por ciento en peso e) Si tomamos 40 cm3 de la disolución anterior:

1º) ¿Cual será su concentración en g/l? 2º) ¿Que cantidad de azúcar habrá en esos 40 cm3?

S: a) 75 g/l; b) 1.025 g/l; 1,025 g/cc; d) 7,32 %; e) 2º: 3 g A. 54 En 500 g de agua echamos 90 g de una sustancia sólida pero no se disuelven

totalmente. Mediante una filtración separamos lo que queda sin disolver y comprobamos que son 10 g. El liquido filtrado (la disolución obtenida) ocupa un volumen de 540 cm3.

a) Calcula la concentración en g/l y en % en peso. b) Determina la densidad de la disolución.

S: a) 148,15 g/l; 13,79 % b) 1,07 g/cc A. 55 La dosis máxima de sulfato de cobre (CuSO4) que puede echarse al agua potable

para destruir las algas microscópicas es de 1 mg por cada litro de agua. Al analizar el agua de una piscina se ha encontrado que en 100 cm3 había 0,2 mg de sulfato de cobre. ¿Cuál es la concentración de sulfato de cobre en el agua de la piscina?. ¿Está dentro del límite aconsejable o lo excede?.

S: 2 mg/l A. 56 Ordena de mayor a menor concentración las siguientes disoluciones:

a) 0,12 g/100 cm3 ; b) 14,5 g/l ; c) 8 kg/m3

A. 57 La etiqueta de una marca de leche indica que contiene un 1,8 % en peso de materia grasa. Si el litro de esa leche pesa 1070 gramos. ¿Cuál es la concentración de materia grasa en g/l?

A. 58 a) Tenemos una disolución saturada de azúcar en agua. ¿Qué debemos hacer

para, a partir de ella, obtener una disolución diluida de azúcar en agua?. b) Tenemos una disolución diluida de azúcar en agua. ¿Cómo podríamos conseguir que

esa disolución fuese más concentrada?. A. 59 La gráfica siguiente muestra la variación

de la solubilidad con la temperatura para dos sustancias diferentes, A y B

a) Si echamos 8 g de cada una de ellas en 100 g de agua ¿se formarán disoluciones saturadas?. Responde a la pregunta considerando primero que la temperatura es de 20 ºC y después que es de 40 ºC

b) ¿Y si echamos los 8 g en 170 g de agua; ¿se disolverían totalmente ambas sustancias a 20 ºC?. Realiza los cálculos oportunos.

1000

20 30 40 50

5

10

15

20

25

SOLUBILIDAD (g soluto/100 g de agua)

T (ºC)

A

B


47

c) ¿Cuál es la concentración, expresada en % en peso, de ambas disoluciones saturadas a 20 ºC?

A. 60 Para conseguir una disolución saturada de nitrato de potasio a 70ºC, hay que

disolver 17 g de nitrato en 20 cm3 de agua. a) Calcula la solubilidad del nitrato de potasio en agua a esa temperatura. b) ¿Cuál es la concentración de esta disolución en % en peso?.

S: a) 85 g; b) 45,9 % A. 61 La tabla indica la solubilidad del cloro en agua a diferentes temperaturas

expresadas en gramos de cloro en cada litro de agua

T (ºC) 0 10 20 30 40 50 60

Solubilidad (g/l) 14,6 9,8 7,2 5,6 4,5 3,8 3,2

a) Representa los datos en una gráfica, situando la temperatura en el eje X. b) ¿Qué cantidad (masa) de cloro tendríamos que disolver en 200 cm3 de agua para tener

una disolución saturada a 20°C? c) Si a esa disolución saturada se la calienta hasta 40°C se nota un fuerte olor a cloro

¿por qué crees que ocurre eso? Explica tu respuesta. S: b) 1,44 g

A. 62 Indica cuál de los siguientes procesos son reacciones químicas y justifícalo:

a) La fusión del hielo b) Disolver cacao en la leche. c) La destilación del vino d) Al juntar dos líquidos diferentes en un tubo de ensayo se empieza a desprender un gas. A. 63 Explica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Todo sistema heterogéneo está formado por distintas sustancias b) Las sustancias puras no son sistemas homogéneos c) Si mezclamos sal con agua la sal desaparece, este proceso es por tanto una reacción

química. d) En la electrolisis se separa el oxígeno y el hidrógeno contenidos en el agua. Es por

tanto una transformación física. e) Si calentamos agua a 2000 ºC se descompone en hidrógeno y en oxígeno. Por tanto

podemos asegurar que el agua es una sustancia compuesta. A. 64 Un líquido transparente incoloro se calienta hasta que hierve. La ebullición se

hace a temperatura constante y cuando se enfría la sustancia gaseosa se vuelve a obtener el líquido original. Si el líquido se somete a electrólisis, desaparece y da lugar a dos sustancias gaseosas diferentes.


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a) ¿Es ese líquido una sustancia simple, un compuesto, una mezcla o una disolución?. Razona tu respuesta.

b) ¿Qué transformaciones físicas y químicas se citan en este enunciado?.

Para saber más

¿Cómo aprovechar el agua del mar? Actualmente existe una demanda de agua cada vez mayor debido al progreso industrial,

al riego de parques y jardines y al mayor aseo personal de millones de habitantes. Este agua, tan escasa en nuestro país, es por otra parte sumamente abundante en nuestras costas, no olvidemos que España es una nación rodeada de mar en un 80 % de su contorno.

¿Por qué no utilizamos el agua del mar para usos domésticos e industriales? La

respuesta es evidente, el agua del mar tiene aproximadamente un 4 % de sales disueltas que no hacen aconsejable su utilización en la industria, riego o usos domésticos.

Los científicos llevan años estudiando el proceso de desalinización o desalación del

agua procedente del mar a un coste aceptable, pues si bien el proceso técnicamente está superado, el coste por Tm de agua desalada es bastante elevado

Existen dos procedimientos completamente diferentes para conseguir la desalinización del agua de mar: la destilación y el que se conoce con el nombre de «ósmosis inversa».

La destilación es el método utilizado más antiguo y el que actualmente produce la mayor

parte del agua reconvertida para uso doméstico e industrial. El proceso consta de una etapa previa que es la evaporación del agua del mar contenida en un recipiente y la posterior condensación de este vapor en agua pura. El inconveniente de este método es el elevado coste de energía calorífica que se emplea para esta etapa previa. Parte de esta desventaja se ha subsanado al utilizar como fuente calorífica la energía solar.

En el proceso de «ósmosis inversa» se filtra el agua de mar lanzándola a una presión elevada (70 atmósferas) a través de unas membranas. Este sistema tiene un gasto de electricidad importante que sitúa el m3 de agua potable a unas 150 pesetas.

A.65: Si un montañero se queda sin agua durante una excursión por el monte, ¿podría

utilizar la nieve para beber?. ¿Este agua es apta para el consumo humano?. ¿Por qué?.

Sustancias contaminantes del agua y del aire. Como se ha mencionado, la mayoría de los sistemas materiales de nuestra vida

cotidiana son mezclas de sustancias. Tal sucede con el agua que bebemos y el aire que respiramos. La concentración de las sustancias que forman esos sistemas tienen mucha importancia para la salud.


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El agua que bebemos procede de los embalses situados en los ríos o de aguas subterráneas. Pero esas aguas suelen contener bacterias y algas microscópicas que pueden causar daño a nuestra salud. Para purificar el agua, en la estación municipal de potabilización del agua, se le agregan algunas sustancias que actúan de veneno contra bacterias y algas. Habitualmente se utiliza cloro (gaseoso) para eliminar las bacterias y sulfato de cobre (II) (sólido) contra las algas. Ahora bien, tanto una como otra sustancia son también venenosas para los seres humanos si su concentración supera un determinado valor. Así pues, es preciso que las concentraciones de cloro y sulfato de cobre en el agua sean suficientes para eliminar las bacterias y las algas, pero que no perjudiquen la salud de las personas. Esa concentración es de unos 0,2 mg de cloro (Cl2) por litro de agua y 1 mg de sulfato de cobre por litro de agua.

En relación con el aire que respiramos es preciso cuidar también que la concentración

de sustancias contaminantes que perjudican a los seres vivos, especialmente a los humanos, no sobrepasen ciertos límites perjudiciales para la salud. Existen unas normas legales que establecen cuales son esos límites. Por ejemplo, la concentración de dióxido de nitrógeno gaseoso (NO2) que puede haber en el aire sin riesgo para la salud, no puede superar 200 µg/m3 de aire. Otro contaminante muy venenoso, el plomo (Pb), no puede encontrarse en

proporciones mayores de 2 µg/m3 de aire. Hasta hace muy poco la mayor parte del plomo

presente en la atmósfera procedía de la combustión de las gasolinas, por eso ha sido sustituida la llamada gasolina “súper” por otras sin plomo.

A.66: a) ¿Cuánto cloro, como máximo, ingerimos cuando bebemos un vaso de

aproximadamente 250 cc de agua? b) ¿Qué masa de dióxido de nitrógeno (NO2) entra en nuestros pulmones cada vez que

inhalamos 2 litros de un aire que contiene los máximos niveles permitidos de NO2?


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Lo que has de saber de las “Características de la materia”

1. Diferenciar entre sistema heterogéneo y homogéneo por la existencia o no de partes diferentes en él.

2. Distinguir entre sustancia y mezcla utilizando como criterios diferenciadores:

• el número de componentes del sistema material

• la posesión o no de propiedades características.

3. Comprobar experimentalmente la existencia de propiedades características en las sustancias (densidad, puntos de fusión y ebullición, ...). Utilizar este criterio para clasificar los líquidos que se presenten como sustancias o disoluciones.

4. Diferenciar entre la masa y el volumen de los objetos, relacionarlas mediante la densidad, y utilizar correctamente las unidades correspondientes.

5. Conocer el significado de los calores específico y latente de cambio de estado. Relacionar sus valores con la cantidad de energía necesaria para producir los procesos de calentamiento y los cambios de estado.

6. Realizar e interpretar representaciones gráficas de los cambios de estado (T–t), densidades de sólidos y líquidos (m–V), y variación de la solubilidad con la temperatura.

7. Describir algunos métodos de separación de los componentes de las mezclas, como la decantación, la cristalización, la filtración y la destilación.

8. Aplicar los procesos de separación anteriores para obtener sustancias a partir de mezclas, utilizando el material de laboratorio correctamente.

9. Comprender el concepto de concentración de una disolución, y saber aplicar las expresiones g/l y % en masa en la resolución de problemas numéricos.

10. Preparar en el laboratorio disoluciones, utilizando el material adecuado.

11. Comprender los conceptos de solubilidad de una sustancia en un disolvente y de disolución saturada. Determinar sus valores y conocer sus variaciones con la temperatura.

12. Reconocer, en procesos cotidianos o de laboratorio, que se ha producido una transformación química cuando se manifiestan cambios en las propiedades características de las sustancias que intervienen.

13. Diferenciar entre sustancia compuesta y simple por la posibilidad que tienen las primeras de dar lugar a nuevas sustancias por métodos químicos.

14. Describir los procesos de la electrolisis del agua y de la descomposición térmica del clorato potásico. Justificar por qué son transformaciones químicas.

Características de la materia - IES Rosa...

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