Estructura Atómica y Propiedades Periódicas

Estructura del átomo

a) Núcleo atómico

Una especie nuclear se representa en la forma _Z ^AX,donde X es el símbolo químico del átomo correspondiente, Z es el número de protones, también llamado número atómico y A es el número másico suma de Z y N.

Los núcleos atómicos contienen una mezcla de protones y neutrones, colectivamente llamados como nucleones. El protón tiene la misma carga que el electrón pero positiva. Los protones y los neutrones en el núcleo atómico se mantienen unidos por la acción de la fuerza nuclear fuerte, que supera a la fuerza de repulsión electromagnética mucho más débil que actúa entre los protones de carga positiva.

La corteza del átomo está formada por unas partículas llamadas electrones. Como el átomo es neutro debe haber el mismo número de electrones que de protones.

Al número de protones se le llama Z o número atómico, y se corresponde con el número de orden en el sistema periódico.

Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de protones que de electrones.

Al número de neutrones se llama N.

La masa atómica (A) de un átomo será la suma de los protones y de los neutrones (ya que la del electrón por ser muy pequeña se desprecia).

A = N + Z

Los átomos se representan así: ^A_XX (puede que nos encontremos el número atómico y la masa cambiada, pero siempre sabremos cual es uno y cual es otro porque la masa atómica siempre será mayor que el número atómico). Ej.:

²³₁₁ Na, ¹⁴₇N

Para un mismo elemento químico, el número de protones que tienen sus átomos en sus núcleos es el mismo, pero no el de neutrones, el cual puede variar.

Se llaman Isótopos de un elemento químico a los átomos de un mismo elemento químico que tienen el mismo número atómico pero distinto número de neutrones. Ej.:

Isótopos del Hidrógeno:¹₁H, (protón), ²₁H (deuterio), ³₁H (tritrio)

Los isótopos son los responsables de que la masa de los elementos químicos en el sistema periódico no sea un número entero, ya que la masa que presentan las tablas periódicas es una masa resultante de promediar las masas de los diferentes isótopos existentes de un mismo elemento.

Los átomos son neutros, pues el número de cargas positivas es igual al número de cargas negativas, es decir, el número de electrones es igual al número de protones.

Puede ocurrir que el átomo pierda o gane electrones (nunca que pierda o gane protones pues esto acarrearía la transformación de ese átomo en otro átomo de un elemento químico diferente), adquiriendo carga eléctrica neta y dando lugar a un ión :

Si pierde electrones, adquiere carga eléctrica positiva y el ión se llama catión. Si gana electrones, adquiere carga eléctrica negativa y el ión se llama anión.

Configuración electrónica

Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo.

Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios y reglas:

Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía.

Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller.

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6 3d10

4s2 4p6 4d10 4f14

5s2 5p6 5d10 5f14

6s2 6p6 6d10 6f14

7s2 7p6 7d10........... ( recordar que el llenado es en diagonal!!!)

De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s

Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones.

Propiedades Periódicas

Las propiedades periódicas de los elementos químicos, son características propias de dichos elementos que varían de acuerdo a su posición en la tabla periódica, ósea dependiendo de su número atómico.

Las propiedades periódicas son: electronegatividad, electropositividad, radio atómico, afinidad electrónica, potencial de ionización, entre otras.

Electronegatividad

La electronegatividad es la tendencia que un átomo tiene para atraer hacia él los electrones cuando forma un enlace químico.

En mención al concepto antes vertido y para determinarlo de forma práctica podemos apreciar que el fluór es el elemento más electronegativo de la tabla periódica.

Electropositividad

La forma de medir la electropositividad es exactamente igual que la utilizada para las mediciones inherentes a su homónimo, mediante un enlace químico.

Entretanto la tendencia dentro de la tabla de elementos es contraria, ya que mide la tendencia de un átomo en perder electrones: Un claro ejemplo son los metales los cuales son los mas electropositivos de la tabla.

La electropositivitad crece en el sentido opuesto a la electronegatividad. De arriba hacia abajo esto nos demuestra que es el Francio, simbolizado por Fr y de numero atómico 87 el mas electropositivo de la tabla

Es importante considerar, que los gases nobles son demasiado inertes, por lo que el estudio de los valores de electronegatividad y electropositividad no es objeto de estudio debido a la complejidad que involucra la obtención de los datos.

Radio atómico.

Cuando nos referimos a radio atómico, básicamente planteamos la posibilidad de medir la distancia entre el núcleo de un átomo y la nube de electrones que componen su capa externa.

El radio metálico corresponde a la mitad de la distancia entre ambos núcleos lo que marcaría la pauta del tamaño del radio comprendido entre el núcleo del citado átomo y su capa de valencia.

El radio atómico en la familia de los elementos aumenta de arriba hacia abajo, acompañada proporcionalmente de la cantidad de átomos de cada elemento, a mayor valor en numero atómico de un elemento, mayores son las fuerzas ejercidas entre el núcleo y la electrósfera, lo que se resume en un menor radio atómico.

Por lo tanto y como nos indica la tabla el elemento de mayor radio atómico es el Cesio.

Afinidad Electrónica

La afiniadad electrónica se basa en la medición de la energía liberada por un átomo en estado fundamental y no en estado gaseoso al recibir un electrón.

Además es la energía mínima necesaria para la liberación de un electrón perteneciente a un anión de un determinado elemento.

Los gases nobles no presentan afinidad electrónica relevante, aunque es importante recalcar que nunca igual a 0, la adición de electrones siempre genera liberación de energía.

La afinidad electrónica no presenta una forma muy definida dentro de la tabla periódica aunque su comportamiento es similar al de la electronegatividad, por lo tanto la veremos crecer de abajo hacia arriba de izquierda a derecha.

Potencial de Ionización

El potencial de ionización mide lo inverso a la afinidad electrónica, por lo tanto podemos decir que mida la energía necesaria para retirar un electrón de un átomo neutro en estado fundamental.

Considerando que la energía necesaria para retirar el primer electrón siempre es mayor que la necesaria para retirar el segundo electro que a su vez es menor que la tercera y así sucesivamente.

Presenta el mismo comportamiento que la afinidad electrónica y la electronegatividad.

Por lo tanto podemos deducir que el Flúor y el Cloro son los elementos con mayores potenciales de ionización ya que son los elementos de mayor afinidad electrónica de la tabla periódica.

Para analizar cómo estamos frente al examen!!!

1) Realizar la configuración electrónica de los siguientes elementos:

Z=12 Z=30 Z=34

Mg Zn Se

A=24 A=65 A=79

2) Analizar las siguientes configuraciones electrónicas e indique:

a) A que grupo y período pertenecen y si es metal, no metal, gas noble, o un elemento de transición. Indique el símbolo de cada uno.

b) Comparar entre ellos de acuerdo a energía de ionización, electronegatividad, afinidad electrónica, carácter metálico.

a) 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² b) [ Kr ] 5S² 4d⁹

c) 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 4P⁵

3) De los siguientes elementos, dar el Z, el símbolo y la cantidad de electrones:

a) Un átomo con 81 neutrones y su A= 137.

b) Un átomo con 126 neutrones y su A= 209.

4) Indicar cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas. Un átomo tiene 16 protones y 16 neutrones en su núcleo; en consecuencia corresponde a un elemento de

a) metálico

b) de transición

c) representativo

d) pertenece al grupo VI

e) pertenece al período 3

5) Se tiene un elemento X cuyo catión monopositivo tiene la siguiente configuración electrónica externa 4S² 4P⁶ . Si el número másico es 87. ¿ Cuántos neutrones tiene dicho átomo de X?

Repasando para la evaluación

Ejercitación de Química para 5 cuatrimestre.


1) En un laboratorio se obtienen 30 cm ³ de nitrógeno a 18 °C y 750 mm de Hg de presión, se desea saber cuál es el volumen en condiciones normales de presión y temperatura.

2) Se prepararon 250 ml de solución de hidróxido de calcio. Sabiendo que en dicho volumen hay 50 gr de hidróxido, calcule el % m/m y % m/v, si la densidad de la solución obtenida es de 1,2 gr/ml.


3) Se tienen las siguientes experiencias. Indicar que leyes gravimétricas se cumplen. Justifique.

Muestra Masa de Co Masa de S Masa de Compuesto
I 25 gr 32 gr 57 gr
II 45 gr 60 gr 105 gr
III 50 gr 64 gr 114 gr

4) a) Se tienen 2,5 moles de gas amoníaco en CNPT, indicar la masa, el volumen que ocupa y el número de moles presentes en dicha cantidad. NH3
b) Determinar el número de moles y la masa de los 2,5x1022 moléculas de C2H6

5) Clasificar los siguientes sistemas en homogéneos o heterogéneos. Indicar número de fases, propiedades intensivas y extensivas, indicar un método de separación. Calcule la composición centesimal. justificando la respuesta:
20 gr de arena, 25 gr de oro, 15 gr de sal (sólido blanco que se disuelve en agua, insoluble en nafta), 50 ml de agua ( densidad 1 gr/ml), 30 ml de nafta ( solvente insoluble en agua, densidad 0,8 gr /ml), 2 gr de corcho 2 trozos.

TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR

TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR

Ley de los gases ideales
La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al orden que implican. Las moléculas tienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que lo contiene.
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T). A bajas presiones,las ecuaciones de estado de los gases son sencillas:
La ley de Boyle-Mariotte afirma que el volumen de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión.
p1.V1 = p2.V2
La ley de Charles y Gay Lussac afirma que el volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
V1/T1 = V2/T2
Otra ley afirma que a volumen constante la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
p1/T1 = p2/T2
Resumiendo:
p1.V1/T1 = p2.V2/T2 = constante
Definiendo las condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) como, 1 atmósfera y 273 K, para el volumen que ocupa un mol de cualquier gas (22,4 dm ³), esta constante se transforma en:
constante = 1 atmósfera.22,4 dm ³/273 K.mol = 0,08205 atmósferas.dm ³/K.mol
Y se define R como la constante de los gases ideales:
R = 0,08205 atmósfera.dm ³/K.mol
La combinación de estas leyes proporciona la ley de los gases ideales, también llamada ecuación de estado del gas ideal:
p.V = n.R.T
donde n es el número de moles.
Teoría cinética de los gases
Con la llegada de la teoría atómica de la materia, las leyes empíricas antes mencionadas obtuvieron una base microscópica. El volumen de un gas refleja simplemente la distribución de posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente, la variable macroscópica V representa el espacio disponible para el movimiento de una molécula. La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en las paredes del recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo que depende del cuadrado de su velocidad.
La reducción de las variables macroscópicas a variables físicas como la posición, velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas, que pueden relacionarse a través de las leyes de la física de Newton, debería de proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta ser cierto.
La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas ideal, la teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.

Guía de ejercicios

Problema n° 1) Un volumen gaseoso de un litro es calentado a presión constante desde 18 °C hasta 58 °C, ¿qué volumen final ocupará el gas?.

Problema n° 2) Una masa gaseosa a 32 °C ejerce una presión de 18 atmósferas, si se mantiene constante el volumen, qué aumento sufrió el gas al ser calentado a 52 °C?.

Problema n° 3) En un laboratorio se obtienen 30 cm ³ de nitrógeno a 18 °C y 750 mm de Hg de presión, se desea saber cuál es el volumen normal.

Problema n° 4) Una masa de hidrógeno en condiciones normales ocupa un volumen de 50 litros, ¿cuál es el volumen a 35 °C y 720 mm de Hg?.

Problema n° 5) Un gas a 18 °C y 750 mm de Hg ocupa un volumen de 150 cm ³, ¿cuál será su volumen a 65 °C si se mantiene constante la presión?.

Problema n° 6) Una masa gaseosa a 15 °C y 756 mm de Hg ocupa un volumen de 300 cm ³, cuál será su volumen a 48 °C y 720 mm de Hg?.

Problema n° 7) ¿Cuál será la presión que adquiere una masa gaseosa de 200 cm ³ si pasa de 30 °C a 70 °C y su presión inicial es de 740 mm de Hg y el volumen permanece constante?.

Problema n° 8) ¿Cuál será la presión de un gas al ser calentado de 20 °C a 140 °C si su presión inicial es de 4 atmósferas?

Problema n° 9) Un recipiente está lleno de aire a presión normal y a 0 °C. Posee una válvula de seguridad que pesa 100 N y su sección es de 8 cm ². Si la presión se mantiene normal, se desea saber qué temperatura deberá alcanzar el recipiente para que la válvula se abra, despreciando la dilatación del recipiente.

Problema n° 10) En una fábrica de oxígeno se almacena 1 m ³ de ese gas en un cilindro de hierro a 5 atmósferas, ¿qué volumen habrá adquirido si inicialmente la presión era de 1 atmósfera?

Nro. De Avogadro. Moles de átomos. Moles de moléculas.

Número de Avogadro y concepto de mol.
En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio.
Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.
Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uam».
De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro:
N = 6,023 x 10 23
Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.
Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).
También puede definirse como:
Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.

Este concepto de mol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,023 x 1023 huevos, 6,023 x 1023 cigarrillos, etc.).
La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol.
Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y sustituirlos por el de mol. Insistir en la necesidad de considerar el actual concepto de mol como número de entidades fundamentales.
Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la fórmula NaCl no representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto hay igual número de iones Na+ que de iones Cl -. El término mol no sería apropiado en este caso, pero para “salvar” este problema la partícula unitaria se entendería aquí en el sentido de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula». Por eso, el mol de NaCl contendrá N iones Na+ y N iones Cl -. En este caso, en lugar de peso molecular sería más correcto hablar de peso fórmula.

Volumen molar
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia, ya se encuentre en estado sólido, líquido o gaseoso y bajo cualesquiera condiciones de presión y temperatura.
Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar).
Volumen molar normal de un gas = 22,4 l
El concepto de volumen molar es muy útil, Pues Permite calcular el Peso molecular, de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 l de dicho gas en CNPT.

Ejercicios de aplicación
1) Cuántos átomos hay presentes en 28 gramos de Hierro?
2) Indicar la masa que poseen 1,2 x 1023 átomos de arsénico.
3) Si hay presentes 6 x 1022 moléculas de fluor, indique a cuantos moles representan.
4) Se tienen 3,5 moles de sulfato de aluminio Al2(SO4)3, indique la cantidad de moléculas presentes y la masa posee dicha cantidad.
5) Si se tienen 35 gramos de oxígeno, en CNPT, indicar los moles que representan, las moléculas que contienen y el volumen que ocupan.

SISTEMAS MATERIALES

Sistemas materiales
Sistemas material es un cuerpo o un conjunto de cuerpos, o de partes de un cuerpo, o de una porción de Universo que aislamos convenientemente para someterlo a estudio.
Cambios de estado
Es el pasaje de un estado a otro, por variación de la temperatura o de presión o de ambos factores conjuntamente.
Estado sólido: es aquel que posee forma y volumen constantes y donde la fuerza de atracción entre las moléculas es mayor que la repulsión entre las mismas.
Estado líquido: es aquel que posee volumen constante pero su forma es variable y donde la fuerza de atracción entre las moléculas es igual a la repulsión entre las mismas.
Estado gaseoso: es aquel que no posee forma ni volumen constantes y donde la fuerza de repulsión entre las moléculas es mayor que la de atracción entre las mismas.

Estados intermedios de la materia
Entre sólido y líquido
Estado pastoso: más semejante al sólido que al líquido, es el que presentan manteca, vaselina sólida, jabón; cuando se los comienza a calentar.
Estado viscoso: más semejante al líquido que al sólido, es el que presentan jarabes, vaselina líquida etc.
Entre líquido y gaseoso
Estado vesicular: por ejemplo, el agua contenida en las nubes.
Estado radiante: por ejemplo, el de los gases a bajas presiones.
Los cambios que puede experimentar la materia son:
1) Fusión
4) Licuación
2)Solidificación
5) Volatilización
3) Vaporización
6) Sublimación
Fusión es el pasaje de estado sólido al estado líquido

Temperatura de fusión o punto de fusión
Es la temperatura constante en la cual una determinada sustancia (pura) pasa a líquido, para un determinado calor de la presión atmosférica.La temperatura permanece constante porque todo el calor que se entrega a la sustancia, lo emplea en el trabajo de transformación de sólido a líquido.
Solidificación es el pasaje del estado líquido al estado sólido
Es el estado inverso a la fusión. Se comprueba entonces que:
Toda sustancia pura pasa a estado sólido a una determinada temperatura llamada punto de solidificación.
Durante la solidificación la temperatura permanece constante.
Punto de solidificación
Es la temperatura en la cual el líquido pasa a estado sólido. Es constante para cada sustancia pura mientras la presión permanezca constante.
Vaporización es el pasaje del estado líquido al estado gaseoso
Se pueden distinguir dos formas de pasaje:
Evaporación
Ebullición
Evaporación
Es el pasaje de estado líquido a gaseoso que se verifica a partir de la superficie del líquido
La evaporación es un fenómeno que se verifica a partir de la superficie de la masa líquida (no vemos el fenómeno, lo comprobamos al observar como desaparece el líquido)
A mayor superficie, mayor evaporación.
A mayor temperatura ambiente mayor evaporación: la ropa en verano se seca más rápido.
Durante la evaporación, el líquido absorbe calor ambiente. Si colocamos alcohol sobre la palma de la mano, se evapora y notamos sensación de frío.
Ebullición
Es el pasaje de estado líquido a gaseoso, que se verifica en toda la masa líquida con producción de burbujas y a una determinada temperatura para un valor dado de la presión exterior.
A mayor presión mayor temperatura de ebullición.
A menor presión menor temperatura de ebullición.
Punto de ebullición
Es la temperatura en la cual la presión del vapor del líquido es igual a la presión exterior que soporta el líquido en cualquier punto de la superficie.
Licuación es el pasaje del estado gaseoso al estado líquido
En general, los gases al ser enfriados o comprimidos se convierten en líquidos.
Pero muchos no logran estas condiciones. No logran licuarse a pesar de ser expuestos a grandes presiones.Se comprobó que, en ciertos casos, debía procederse a enfriarlos hasta cierta temperatura y luego comprimirlos.
Clasificación:
Condensación es el pasaje del estado gaseoso al estado líquido
Cuando un vapor sufre un descenso brusco de temperatura o cuando toca una superficie fría se condensa.Ejemplos:a) Vapor de agua contra el vidrio se forman gotitas de agua.b) Las nubes al enfriarse bruscamente producen lluvia.En estos caso el vapor de agua se ha condensado.
Volatilización es el pasaje del estado sólido directamente al estado gaseoso sin pasar previamente, por el estado líquido.
Esta particularidad sólo la presentan, a presión de 1 atmósfera, ciertas sustancias como el yodo, la naftalina, el ácido benzoico, etc.
Sublimación es el pasaje del estado gaseoso directamente al estado sólido sin pasar previamente, por el estado líquido.
Es el proceso inverso al de la volatilización.

Sistema homogéneo
Es aquel que en todos los puntos de su masa posee iguales propiedades intensivas.
Agua destilada, hielo, oxígeno, etc.
Clasificación de los sistemas homogéneos
Sustancias puras
Son sistemas homogéneos que están formados por una sola sustancia.Poseen propiedades intensivas constantes, propias y exclusivas de ellas.Resisten los procedimientos mecánicos y físicos del análisis.Ninguno de éstos permiten obtener porciones que no sean de esa sustancia pura.
Soluciones
Las soluciones también son sistemas homogéneos, pero éstos se hallan formados por más de una sustancia. Por eso pueden resolverse en fracciones (agua y sal) por medios físicos (destilación)

No fraccionables: formadas por una sola sustancia
Fraccionables: formada por varias sustancias
Propiedades invariables y características
Sus propiedades varían.
Una sola clase de moléculas, dos o más clases de moléculas

Fraccionamiento de los sistemas homogéneos
Destilación
Es la separación de un líquido cualquiera de otro con el cual está formando una solución (agua y sal; agua y alcohol)
Esta operación consiste en transformar un líquido en vapor y condensar el vapor por enfriamiento.
A) Destilación simple
Se emplea este método para separar un disolvente de las sustancias sólidas disueltas en él.
B) Destilación fraccionada
Se emplea para separar dos o más líquidos mezclados que tienen diferentes puntos de ebullición

Sistema heterogéneo
Es aquel que en distintos puntos de su masa posee diferentes propiedades intensivas.
Sistema inhomogéneo
Es aquel cuyas propiedades varían en forma gradual y continua.
Fase
Es cada uno de los sistemas homogéneos que componen un sistema heterogéneo.Las fases están separadas unas de otras, por superficies llamadas interfases.
Fases, interfases y componentes de los sistemas heterogéneos
1. En el caso de un sistema formado por: hielo, agua y aire
A) Tres fases: fase aire, fase hielo y fase agua.
B) Dos componentes: agua (líquida y sólida) y aire.
C) Tres interfases: hielo-agua; hielo-aire; agua-aire.
2. En el caso del sistema agua-aceite
A) Dos fases: fase agua y fase aceite
B) Dos componentes: agua y aceite
C) Una interfase: agua-aceite
3. En un sistema agua-hielo-vapor de agua
A) Tres fases: hielo, agua y vapor de agua.
B) Un componente: el agua en tres estados físicos.
C) Tres interfases: hielo-agua; hielo-vapor; agua-vapor.
Los sistemas heterogéneos se pueden clasificar en:
Dispersiones
Dispersiones groseras: sus fases se distinguen a simple vista
yodo y arena
hierro y azufre
agua y aceite
Dispersiones finas: sus fases se distinguen con ayuda de una lupa o un microscopio.
Emulsiones: cuando las fases son líquidas. Ejemplo: leche(crema y suero).
Suspensiones: cuando una fase es líquida y la otra sólida finamente dividida. Ejemplo: negro de humo en agua(tinta china).
Dispersiones coloidales: sus fases pueden observarse con el ultramicroscopio. Ejemplo: clara de huevo dispersa en agua, gelatina.
Métodos de separación de fases
Las fases de un sistema heterogéneo pueden separarse por diferentes métodos
Métodos mecánicos
Se realizan sin que ocurra entre el sistema y el ambiente que lo rodea un intercambio apreciable de calor(energía).
Imantación
Permite separar un sistema formado por arena-hierro. El método consiste en colocar el sistema sobre un vidrio o papel y deslizar por debajo de él un imán, siempre en el mismo sentido, hasta separar el hierro.
Filtración
Por este método se separa un sólido insoluble de un líquido. Ejemplo arcilla y agua.El sólido queda retenido en el papel de filtro, el líquido pasa a través de él.

Levigación
El método se emplea para separar por medio de una corriente de agua o aire, dos sólidos. Las partículas más livianas son arrastradas por la corriente. Ejemplo: para separar pepitas de oro, de arcilla se pasa una corriente de agua que arrastre la arcilla, quedando el oro.
Tamización
Sirve para separar dos sólidos de distinto tamaño de granos, valiéndose de un tamiz. Ejemplo: separación de arena y canto rodado; arena y harina
Decantación
Permite separar dos líquidos no miscibles (que no se mezclan), aprovechando su distinta densidad. Ejemplo: aceite y agua. También para separar un líquido de un sólido insoluble, como el caso de la arena y el agua.
Centrifugación
Se usa para separar una dispersión fina .Permite acelerar la decantación. Ejemplo: polvo de carbón disperso en agua
Métodos físicos
Se realizan cuando existe un intercambio de energía entre el sistema y el medio que lo rodea.
Lixiviación
Es un método donde intervienen procesos mecánicos y físicos, y mediante él se pueden separar dos sólidos, de los cuales uno de ellos es soluble en un líquido.Ejemplo: el sistema are-sal ,se puede separar adicionando agua
Evaporación
Se emplea para separar un sistema sólido-líquido. Ejemplo: creta y agua
Sublimación
Se pueden separar dos sólidos, de los cuales uno volatiliza y luego sublima. Ejemplo : arena-yodo

SISTEMAS MATERIALES: EJERCITACIÓN

01) Un sistema material está formado por agua, arena ( # ), partículas de corcho y limaduras de hierro, indicar justificando:
a) si el sistema es homogéneo o heterogéneo.
b) cantidad de fases.
c) cantidad de componentes.
d) los métodos de separación que se pueden utilizar para separar las fases.
02) Clasificar los siguientes sistemas en homogéneos y heterogéneos, justificando la respuesta:
a) limaduras de cobre y limaduras de hierro
b) sal fina y arena ( # )
c) tres trozos de hielo
d) agua y aceite
e) sal parcialmente disuelta en agua
f) sal totalmente disuelta en agua
g) azufre en polvo y una barra de azufre
03) En un recipiente se colocan medio litro de agua, remaches de aluminio y aceite. Indicar que tipo de sistema es, cuantas fases posee, cantidad de componentes y como se debe procecer, dando el nombre del método, para separar las fases.
04) Proporcione ejemplos de un sistema material constituido por
a) dos fases y dos componentes
b) tres fases y tres componentes
c) cuatro fases y tres componentes
d) cuatro fases y cuatro componentes
05) Un sistema se forma con partículas de iodo, sal común de cocina, polvo de carbón y limaduras de hierro. Proponga que métodos de separación utilizaría para separar las fases constituyentes. Justificar.
06) Proponga el ejemplo de un sistema material heterogéneo que para separar sus fases se utilizen los siguientes métodos de separación:
a) tría, atracción magnética y filtración
b) tría y levigación
c) sublimación, disolución y filtración
d) tamización y levigación
07) Caracterizar al sistema material constituido por un anillo de oro con una esmeralda y ocho brillantes.
( # ) suponer que la arena está formada a partir de un solo componente