Cambios Fisicos Y Quimicos 2x3u1s

OBJETIVO.- Analizar la relación entre materia y energía a partir de sus propiedades para comprender su vinculación con los fenómenos físicos y químicos de su entorno. Materia: Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio, por tanto, tiene masa y volumen. Clasificación de la materia.-

Estados de agregación molecular.Los estados de agregación molecular se refieren a los estados de la materia. Estados de la materia

Sólido

Líquido

Gaseoso

Forma

Definida

Del recipiente

Del recipiente

Volumen

Definido

Definido

Del recipiente

Compresibilidad

Despreciable Muy poca

Alta

Fuerza entre sus partículas

Muy fuerte

Media

Casi nula

Ejemplo

Azúcar

Gasolina

Aire

Cambios de estado.-

Sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas. ELEMENTO: Ejemplos: Plata, oro, níquel, estroncio, oxígeno, helio, etc.

ÁTOMO:

Partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.

Los nombres de los elementos se representa mediante símbolos. Existen dos reglas para escribir un símbolo correctamente: Si el símbolo es una sola letra, ésta debe ser mayúscula. Ejemplos: C (carbono), H (hidrógeno), S (azufre), etc. Si el símbolo tiene dos o tres letras la primera es mayúscula y las demás son minúsculas. Ejemplos: Na (sodio), Hg (mercurio), Cl (cloro), COMPUESTO: Sustancia pura que se puede descomponer por medio químicos en dos o mas sustancias diferentes. Está formado por dos o más elementos. Ejemplos: Na2CO3 (carbonato de sodio), HNO3 (ácido nítrico), SO3 (trióxido de azufre), Fe2O3 (óxido de hierro III), etc. MOLÉCULA:

Es la partícula más pequeña de un compuestos que conserva sus propiedades.

MEZCLAS:

Las mezclas están formados por dos o más sustancias puras (elementos y/o compuestos), pero su unión es solo aparente, ya que los componentes no pierden sus características originales. Ejemplos: Agua de limón, azufre y azúcar, latón, bronce, agua de mar, etc.

Cuadro comparativo entre mezclas y compuestos.-

Característica

Mezcla

Compuesto

Composición

Puede estar formada por elementos, compuestos o ambos en proporciones variables.

Formados por dos o más elementos en proporción de masa definida y fija.

Separación de componentes

La separación se puede hacer mediante procedimientos físicos.

Los elementos solo se pueden separar por métodos químicos.

Identificación de los componentes

Los componentes no pierden su identidad.

No se asemeja a los elementos de los que está formado.

Mezclas homogéneas.-

Tiene las misma composición en toda su extensión. No se pueden distinguir sus componentes.

Mezclas heterogéneas.-

Se pueden distinguir sus componentes a simple vista. Están formadas por dos o más fases.

Tabla comparativa de ejemplos.

Elementos

Compuestos

Mezcla homogénea

Mezcla heterogénea

Lingotes de oro

Sal de mesa (NaCl)

Agua de mar

Agua y arena

Té de manzanilla

Sopa de verduras

Papel de aluminio Azúcar (C12H22O11) Flor de azufre

Alcohol etílico (C2H6O)

Alcohol y agua

Yoghurt con frutas

Alambres de cobre

Acetona (C3H6O)

Aire (nitrógeno y oxígeno principalmente)

Mosaico de granito

Agua (H2O)

Bronce (cobre y estaño)

Madera

Clavos de hierro

Ley de las proporciones definidas.- Establece que un compuesto puro siempre contiene los mismos elementos exactamente en las mismas proporciones de masa.

Ejemplo: Cualquier muestra de sal pura (cloruro de sodio), contiene 39.93% de sodio y 60.7% de cloro en masa. PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS Las propiedades física y químicas de las sustancias nos permiten diferenciar unas de otras. Propiedades físicas.- Son aquellas que se pueden medir u observar sin alterar la composición de la sustancia. Ejemplo: Color, olor, forma, masa, solubilidad, densidad, punto de fusión, etc. Propiedades químicas.- Son aquellas que pueden ser observadas solo cuando una sustancia sufre un cambio en su composición. Dentro de estas propiedades se encuentra el que una sustancia pueda reaccionar con otra. CAMBIOS FÍSICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS

Cambios físicos.- Se presentan sin que se altere la composición de la sustancia. Ejemplos: los cambios de estado, cortar, picar, romper, pintar de otro color, etc. Es importante distinguir entre la propiedad y el cambio. Ejemplos: Propiedad física

Cambio físico

Punto de fusión

Fusión de una sustancia

Solubilidad

Disolver una sustancia

Tamaño

Cortar un material

Cambios químicos.- Se presenta solo cuando la composición de la sustancia se modifica. Ejemplos: La oxidación de hierro, la fermentación, la putrefacción, la digestión de los alimentos, la producción de una sustancia nueva, etc. Aquí también es importante distinguir entre el cambio y la propiedad. Propiedad química

Cambio químico

Combustión

Quemar un papel

Electrólisis del agua

Separar los componentes del agua

EJERCICIO.- Escriba en el paréntesis la(s) letra(s) que correspondan de acuerdo a la clave mostrada a continuación:

elemento E: compuesto C: mezcla MH: homogénea MT: mezcla heterogénea

() () () ()

Alambres de platino

PF: PQ: CF: CQ:

propiedad física propiedad química cambio físico cambio químico

Arroz con chícharos

Abrir un refresco

() () () ()

()

Los gases nobles no reaccionan fácilmente

()

Disolver un jarabe de jamaica en agua

()

Preparar tepache

()

La leche fuera del refrigerador se pone agria.

()

Enranciamiento de la mantequilla

()

Prepara hielos

()

El sodio y el agua reaccionan en forma violenta.

()

Al reaccionar sodio y cloro se forma sal.

()

Carbonato de calcio (CaCO3)

()

El mercurio de un termómetro

() ()

Hervir un caldo de pollo

() ()

Aserrado de madera

El azufre es amarillo Vapor de agua

Fotosíntesis

La respiración Punto de ebullición Bióxido de carbono (CO2)

El sol brilla cada mañana.

()

()

La lluvia

Acero

ENERGÍA.Todos los cambios físicos y química están acompañados de energía. Ejemplos: Para un cambio de estado la sustancia debe absorber o liberar energía, tu cuerpo necesita energía para realizar sus actividades diarias, el automóviles necesitan energía para moverse y funcionar, los aparatos eléctricos necesitan energía para funcionar, etc. En todos los procesos la energía está presente de alguna forma. Energía.- Es la capacidad para realiza un trabajo o para transferir calor.

Energía potencial.- Es la que posee una sustancia en virtud de su posición o de su composición química.

Energía cinética.- Es la que posee una sustancia en virtud de su movimiento. Ejemplo: El agua que está en la parte superior de una presa tiene energía potencial debido a la fuerza gravitacional. Cuando se permite que el agua fluya por una turbina, hacia un nivel inferior, la energía potencial se convierte en energía cinética (energía de movimiento). Conforme el agua cae, su energía potencial disminuye y su energía potencial aumenta. La turbina convierte parte de la energía cinética del agua en energía eléctrica. La electricidad así producida se transporta por medio de cables hasta los hogares y fábricas, donde se puede transformar en energía lumínica, energía calorífica o energía mecánica. Así pues, la energía puede manifestarse en diferentes formas y transformarse de una a otra. A continuación se muestra una tabla con diversas formas de energía y su fuente. Forma de energía

Fuente

Energía calorífica

Combustión de carbón, madera, petróleo, gas natural, gasolina y otros combustibles.

Energía eléctrica

Plantas hidroeléctricas o termoeléctricas.

Energía química

Reacciones química.

Energía hidráulica

Corrientes de agua.

Energía eólica

Movimiento del aire.

Energía nuclear

Ruptura del núcleo atómica mediante la fisión nuclear.

Biomasa Energía lunar

Cultivar plantas y quemarlas para producir energía. Potencia de las mareas

Energía geotérmica

Energía radiante

Fuerzas gravitaciones y radiactividad natural en el interior de la tierra (géiseres y volcanes). Onda electromagnéticas (ondas de radio, rayos luminosos, etc.)

Energía Hidroeléctrica

Las diferentes formas de energía tienen ventajas y desventajas que deben sera analizadas. Por ejemplo, la construcción de plantas para la utilización de la energía lunar destruiría bahías o costas apreciadas por su belleza natural. Es cierto que el mundo enfrenta un problemas de recursos energéticos. La decisión debe ser tomada por personas bien informada que analicen los pro y los contra de las diversas alternativas que existen para obtener energía. Ley de la conservación de la energía Todos los cambios físicos y químicos involucran energía, pero esta energía no se crea ni se destruye, solo se transforma. Unidades de la energía.CALORÍA.- Es la unidad estándar de la energía calórica (energía transferida de una sustancia a otra cuando hay una diferencia de temperatura entre ellas). JOULE.- Es la unidad estándar para la medición de la energía calórica en el Sistema Internacional de unidades. 1 cal = 4.184 Joules En nutrición se utilizan las calorías para determinar el valor energético de los alimentos y la energía necesaria en una persona para realiza ciertas actividades.

METALES, NO METALES Y METALOIDES Propiedades física de los METALES.Tienen mayor lustre (brillo). Ejemplo: plata (Ag)

Son buenos conductor del calor y la electricidad. Ejemplo: oro (Au) Son maleables (puede dárseles forma golpeándolos con un martillo). Ejemplo: estaño (Sn) Son dúctiles (es posible estirarlos para formar alambres) . Ejemplo: cobre (Cu). Tienen densidades altas. Ejemplo el plomo, d20° = 11,34 g/mol. Tienen altos punto de fusión. Ejemplo pfFe = 1535°C. Por esta razón, los metales son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg). Casi todos son duros, como es el caso de hierro, el tungsteno y el cromo. Pero algunos son blandos como el sodio.

Propiedades químicas de los METALES.No es fácil combinarlos entre sí. Se combinan con los no metales formando diversos compuestos. El hierro se encuentra en la naturaleza combinado con el oxígeno o el azufre, el silicio con el oxígeno. Otros como la plata, el oro, el cobre y el platino, se encuentran en estado libre. Propiedades físicas de los NO METALES.Suelen ser opacos, como el azufre y el carbono (grafito). Son malos conductores del calor y la electricidad. No son dúctiles, ni maleables. Tienen bajas densidades. Tiene un punto de fusión bajo, por lo que existen en los tres estados de la materia. Por ejemplo: El azufre (S), el fosforo (P) y el yodo (I) son sólidos, el bromo (Br) es líquido, el cloro (Cl), el nitrógeno (N) y el oxígeno(O) son gases a temperatura ambiente. Generalmente son blandos, excepto el diamante que es una forma del carbono.

Propiedades químicas de los NO METALES.Se combinan con los metales. Se combinan entre si. Ejemplo: El CO2 (bióxido de carbono), el HCl (ácido clorhídrico), el C12H22O11 (azúcar de mesa) son compuestos formados por no metales. METALOIDES.Son los elementos que separan los metales de los no metales y tienen propiedades metálicas y no metálicas. Los metaloides son: Boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), telurio (Te), polonio (Po) y astatino (At). EJERCICIO.- Consulte su tabla periódica y complete la siguiente tabla. Símbolo

Nombre

Carácter metálico

Estado

(metal, no metal o metaloide)

físico

Zn Antimonio Se Argón Hg Arsénico Cl Sodio Cu Silicio He

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA 1.- Clasificación de la materia La materia la podemos encontrar en la naturaleza en forma de sustancias puras y de mezclas. * Las sustancias puras son aquéllas cuya naturaleza y composición no varían sea cual sea su estado. Se dividen en dos grandes grupos: Elementos y Compuestos. - Elementos: Son sustancias puras que no pueden descomponerse en otras sustancias puras más sencillas por ningún procedimiento. Ejemplo: Todos los elementos de la tabla periódica:

Oxígeno, hierro, carbono, sodio, cloro, cobre, etc. Se representan mediante su símbolo químico y se conocen 115 en la actualidad.

- Compuestos: Son sustancias puras que están constituidas por 2 ó más elementos combinados en proporciones fijas. Los compuestos se pueden descomponer mediante procedimientos químicos en los elementos que los constituyen. Ejemplo: Agua, de fórmula

H2O, está constituida por los elementos hidrógeno (H) y oxígeno (O) y se puede descomponer en ellos mediante la acción de una corriente eléctrica (electrólisis). Los compuestos se representan mediante fórmulas químicas en las que se especifican los elementos que forman el compuesto y el número de átomos de cada uno de ellos que

compone la molécula. Ejemplo: En el agua hay 2 átomos del elemento hidrógeno y 1 átomo

del elemento oxígeno formando la molécula H 2O.

Molécula de agua (H2O), formada por 2 átomos de hidrógeno (blancos) y 1 átomo de oxígeno (rojo)

Molécula de etano (C2H6), formada por 2 átomos de carbono (negros) y 6 átomos de hidrógeno (azul) Molécula de butano (C4H10), formada por 4 átomos de carbono (negros) y 10 átomos de hidrógeno (blancos) Cuando una sustancia pura está formada por un solo tipo de elemento, se dice que es una sustancia simple. Esto ocurre cuando la molécula contiene varios átomos pero todos son del mismo elemento. Ejemplo: Oxígeno gaseoso (O2), ozono (O3), etc. Están constituidas sus

moléculas por varios átomos del elemento oxígeno.

* Las mezclas se encuentran formadas por 2 ó más sustancias puras. Su composición es variable. Se distinguen dos grandes grupos: Mezclas homogéneas y Mezclas heterogéneas. - Mezclas homogéneas: También llamadas Disoluciones. Son mezclas en las que no se pueden distinguir sus componentes a simple vista. Ejemplo: Disolución de sal en agua, el

aire, una aleación de oro y cobre, etc.

- Mezclas heterogéneas: Son mezclas en las que se pueden distinguir a los componentes a simple vista. Ejemplo: Agua con aceite, granito, arena en agua, etc.

En esta página encontrarás más información sobre elementos, compuestos y mezclas. En esta página encontrarás un esquema sobre lo visto anteriormente y una actividad para practicar. Realiza las siguientes actividades.

2.- Métodos de separación de mezclas heterogéneas Los procedimientos físicos más empleados para separar los componentes de una mezcla heterogénea son: la filtración, la decantación y la separación magnética. Estos métodos de separación son bastante sencillos por el hecho de que en estas mezclas se distinguen muy bien los componentes. - Filtración: Este procedimiento se emplea para separar un líquido de un sólido insoluble.

Ejemplo: Separación de agua con arena. A través de materiales porosos como el papel filtro, algodón o arena se puede separar un sólido que se encuentra suspendido en un líquido. Estos materiales permiten solamente el paso del líquido reteniendo el sólido.

- Decantación: Esta técnica se emplea para separar 2 líquidos no miscibles entre sí.

Ejemplo: Agua y aceite. La decantación se basa en la diferencia de densidad entre los dos componentes, que hace que dejados en reposo, ambos se separen hasta situarse el más denso en la parte inferior del envase que los contiene. De esta forma, podemos vaciar el contenido por arriba (si queremos tomar el componente menos denso) o por abajo (si queremos tomar el más denso). En la separación de dos líquidos no miscibles, como el agua y el aceite, se utiliza un embudo de decantación que consiste en un recipiente transparente provisto de una llave en su parte inferior. Al abrir la llave, pasa primero el líquido de mayor densidad y cuando éste se ha agotado se impide el paso del otro líquido cerrando la llave. La superficie de separación entre ambos líquidos se observa en el tubo estrecho de goteo.

- Separación magnética: Esta técnica sirve para separar sustancias magnéticas de otras que no lo son. Al aproximar a la mezcla el imán, éste atrae a las limaduras de hierro, que se separan así del resto de la mezcla.

En esta página puedes ver ejemplos de separaciones de mezclas heterogéneas

3.- Las disoluciones Una disolución es una mezcla homogénea formada por 2 ó más sustancias puras en proporción variable. Las disoluciones pueden ser binarias (2 componentes), ternarias (3 componentes), etc. Ejemplo: Una mezcla de agua con sal es una disolución. El componente de la disolución que se encuentra en mayor cantidad se llama disolvente y el o los que aparecen en menor cantidad se llaman solutos. Ejemplo: En una disolución de sal en

agua, la sal es el soluto y el agua es el disolvente. Las disoluciones binarias se clasifican según el estado de agregación en que se encuentran soluto y disolvente. en el siguiente cuadro podemos verlo: SOLUTO

DISOLVENTE

DISOLUCIÓN

EJEMPLO

GAS

GAS

GAS

AIRE

NIEBLA LÍQUIDO

POLVO EN EL AIRE SÓLIDO

AMONIACO COMERCIAL GAS

ALCOHOL Y AGUA LÍQUIDO

LÍQUIDO

LÍQUIDO

SAL Y AGUA SÓLIDO

HIDRÓGENO EN PALADIO GAS SÓLIDO

LÍQUIDO

SÓLIDO

AMALGAMAS (MERCURIO Y METAL)

ACERO INOXIDABLE SÓLIDO

3.1.- Concentración de una disolución Las disoluciones pueden clasificarse en concentradas o diluidas según la cantidad de soluto sea grande o pequeña con respecto a la cantidad de disolvente. Pero estos términos son cualitativos, no dan una cantidad exacta medible. Para ello, se emplea el término concentración. La concentración de una disolución es la cantidad de soluto que hay disuelto en una determinada cantidad de disolvente o en una determinada cantidad de disolución. Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución: 1) Tanto por ciento en masa Es la masa de soluto (en gramos) que hay en 100 gramos de disolución.

% en masa del soluto = (masa de soluto / masa de disolución) x 100 Ejemplo: Preparamos una disolución que contiene 2 g de cloruro de sodio (NaCl) y 3 g de cloruro de potasio (KCl) en 100 g de agua destilada. Calcula el tanto por ciento en masa de cada soluto en la disolución obtenida. Primeramente, se trata de identificar a los solutos y al disolvente. En este caso, el disolvente es el agua, pues es la sustancia que se encuentra en mayor proporción y los solutos serán NaCl y KCl. La masa de soluto será la que hay para cada uno de ellos; la masa

de disolución es la suma de todas las masas de sustancias presentes en la mezcla: 2 g + 3 g + 100 g = 105 g. Por tanto: % en masa de NaCl = (2 g / 105 g) · 100 = 1,9 % de NaCl en la disolución. % en masa de KCl = (3 g / 105 g) · 100 = 2,8 % de KCl en la disolución. Esto indica que si tuviésemos 100 g de disolución, 1,9 g serían de cloruro sódico, 2,8 g serían de cloruro potásico y el resto, hasta 100 g, serían de agua.

Masa de soluto

g

Masa de disolución

g

% en masa

%

Para calcular la concentración en % en masa de una diso

debes colocar la masa de soluto en gramos en su casilla correspondiente, la masa de disolución en gramos en la pulsar el botón "Calcular % en masa".

2) Tanto por ciento en volumen Es el volumen de soluto que hay en 100 volúmenes de disolución.

% en volumen del soluto = (volumen de soluto / volumen de disolución) x 100 Ejemplo: Preparamos una disolución añadiendo 5 ml de alcohol etílico junto a 245 ml de agua. Calcula el % en volumen de soluto en la disolución. En este caso, el soluto es el alcohol pues está en menor cantidad y el disolvente es el agua. El volumen de disolución es la suma de volúmenes de los componentes (no tiene porqué ser así siempre): 5 ml + 245 ml = 250 ml. Por tanto: % en volumen de alcohol = (5 ml / 250 ml) · 100 = 2 % de alcohol en la disolución.

3) Concentración en masa Es la masa de soluto que hay disuelta por cada unidad de volumen de disolución.

Concentración en masa = masa de soluto / volumen de disolución La unidad de concentración en masa, en el S.I., es el kg/m3 pero en la práctica se emplea el g/l.

Ejemplo: Preparamos una disolución añadiendo 20 g de sal a agua destilada hasta tener un volumen de 500 ml. Calcular la concentración en masa. En este caso, el soluto es la sal y el disolvente es el agua. El volumen de disolución es 500 ml = 0,5 litros. Por tanto: Concentración en masa = 20 g / 0,5 l = 40 g/l.

4.- Solubilidad La cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad determinada de un disolvente es limitada. El azúcar, por ejemplo, es soluble en agua, pero si en un vaso de agua añadimos cada vez más y más azúcar, llegará un momento en el que ésta ya no se disuelva más y se deposite en el fondo. Además, se disuelve más cantidad de azúcar en agua caliente que en agua fría. La cantidad máxima (en gramos) de cualquier soluto que se puede disolver en 100 g de un disolvente a una temperatura dada se denomina solubilidad de ese soluto a esa temperatura. Así, la solubilidad se expresa en gramos de soluto por 100 g de disolvente. La solubilidad de una sustancia pura en un determinado disolvente y a una temperatura dada es otra de sus propiedades características. Cuando una disolución contiene la máxima cantidad posible de soluto disuelto a una temperatura dada, decimos que está saturada a esa temperatura. En este caso, si añadimos más soluto, éste se quedará sin disolver.

4.1.- La solubilidad de los gases

Cuando se eleva la temperatura de una disolución de un gas en un líquido, se observa, por lo común, que le gas se desprende. Esto se produce porque la solubilidad de los gases en los líquidos disminuye al aumentar la temperatura. Ejemplo: Una bebida carbónica a

temperatura ambiente tiene menos gas disuelto que si está fría, esto se debe a que a mayor temperatura se disuelve menos cantidad de gas y parte de éste se escapa.

4.2.- Curvas de solubilidad En general, la solubilidad de una sustancia en un determinado disolvente aumenta a medida que se eleva la temperatura. Si se recoge en el laboratorio la cantidad de una sal, por ejemplo nitrato de potasio, que se disuelven en 100 g de agua a diferentes temperaturas obtenemos los siguientes datos: Temperatura Masa disuelta en 100 g de agua

20 ºC 30 ºC 40 ºC 50 ºC 30

44

60

80

60 ºC 104

Al representar estos datos gráficamente se obtienen unas gráficas llamadas Curvas de solubilidad.

En esta gráfica se encuentran las curvas de solubilidad para diversas sales. Realiza las siguientes actividades

5.- Métodos de separación de mezclas homogéneas Existen varios métodos para separar los componentes de una mezcla homogénea o disolución. Entre los más utilizados están la cristalización y la destilación simple. - Cristalización: Esta técnica consiste en hacer que cristalice un soluto sólido con objeto de separarlo del disolvente en el que está disuelto. Para ello es conveniente evaporar parte del disolvente o dejar que el proceso ocurra a temperatura ambiente. Si el enfriamiento es rápido se obtienen cristales pequeños y si es lento se formarán cristales de mayor tamaño.

- Destilación simple: Esta técnica se emplea para separar líquidos de una disolución en función de sus diferentes puntos de ebullición. Es el caso, por ejemplo, de una disolución de dos componentes, uno de los cuáles es volátil (es decir, pasa fácilmente al estado gaseoso). Cuando se hace hervir la disolución contenida en el matraz, el disolvente volátil, que tiene un punto de ebullición menor, se evapora y deja un residuo de soluto no volátil. Para recoger el disolvente así evaporado se hace pasar por un condensador por el que circula agua fría. Ahí se condensa el vapor, que cae en un vaso o en un erlenmeyer.

Ejemplo: Esta técnica se emplea para separar mezclas de agua y alcohol. El alcohol es más volátil que el agua y es la primera sustancia en hervir, enfriándose después y separándose así del agua.