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Materia y sistemas materiales

Materiales

Clases y propiedades

Haremos en primer lugar la distinción entre Objetos y Clases de materiales. Un objeto, tal como un ser humano, una mesa, un tirador de latón de una puerta, una planta, entre otros, puede estar formado por una o varias clases de materiales. El químico se interesa principalmente no por los objetos en sí, si no por la clase de material del que están compuestos. Estudia la aleación de latón, ya sea en un tirador de una puerta o en cualquier otro objeto de latón, y su interés se dirige sobre todo a aquellas propiedades del material que son independientes de las características particulares de los objetos que lo contienen.

Las propiedades de los materiales se pueden clasificar en:

Propiedades Extensivas: Dependen de la cantidad de material que se considere. Si un recipiente contiene un litro de alcohol y otro diez litros de alcohol, es posible comprobar que la cantidad de alcohol del segundo recipiente tienen mayor masa y volumen que la del primero. Esto significa que la masa y el volumen de una cierta cantidad de material dependen de dicha cantidad; por lo tanto son propiedades extensivas, como lo son también el peso y la capacidad calorífica, por ejemplo.

Propiedades Intensivas: No dependen de la cantidad de material que se considera. Dos trozos de hierro de distinto tamaño tendrán distinta masa y distinto volumen, pero tendrán el mismo color, el mismo PF, el mismo PE. Estas propiedades son, por la tanto, intensivas, pues no dependen de la cantidad de material considerado.

Otras propiedades intensivas de los materiales son: el brillo, la dureza, la forma cristalina, el índice de refracción, la densidad, el peso específico, la solubilidad. En ciertos casos las propiedades intensivas pueden ser expresadas numéricamente, como pasa con el PF, PE, densidad o el peso específico. Estos valores numéricos se denominan Constantes Físicas del material.

Un tipo particular de propiedades intensivas son aquellas que podemos describir con nuestros sentidos como el color (con la vista), el olor (con el olfato), la textura (con el tacto) y el sabor (en nuestra materia el sabor nunca debe determinarse, salvo que se esté absolutamente seguro que el material en cuestión no es tóxico o corrosivo). Estas propiedades se denominan Organolépticas.

Sistemas Materiales:

Se llama sistema material a toda porción del universo que se aísla, real o imaginariamente, para su estudio.

Son ejemplos de sistemas materiales: un trozo de mármol, agua y aceite contenido en un recipiente, gas en el interior de un neumático, una célula contenida en porta – objetos de un microscopio.

Los sistemas materiales se clasifican en dos grandes grupos:

Sistemas Homogéneos: Si analizamos las propiedades intensivas de una muestra de agua (punto de ebullición, punto de fusión, densidad o viscosidad, por ejemplo) veremos que ellas permanecen constantes para cualquier porción de agua que se considere. Lo mismo sucede, por ejemplo, con una porción de cloruro de sodio (sal común).

Si ahora disolvemos cierta cantidad de sal en agua, obtenemos un sistema denominado solución; podemos comprobar que para el sistema material así obtenido, las propiedades intensivas son las mismas en todos los puntos, pero diferentes a las medidas para el sistema formado solamente por agua y para el sistema formado por cloruro de sodio sólo. Decimos entonces que el agua, el cloruro de sodio y la solución de cloruro de sodio en agua constituyen sistemas homogéneos.

“Sistemas Homogéneo es aquel que presenta las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos”

Todo sistema homogéneo se caracteriza por presentar continuidad cuando se lo observa a simple vista, al microscopio y aún al ultramicroscopio. Por ejemplo, con ninguno de estos instrumentos es posible distinguir la sal del agua cuando se observa la solución, el sistema se observa como un todo homogéneo. Otros ejemplos de sistemas homogéneos: muestras de azufre, yodo, alcohol, alcohol yodado, el aire puro y seco, entre muchos otros.

Sistemas Heterogéneos: Si analizamos un sistema constituido por agua y nafta, comprobaremos que no constituyen un sistema homogéneo a simple vista, la nafta se presenta como una capa definida por encima del agua, también podemos comprobar que otras propiedades intensivas, además del color, como por ejemplo la densidad, no se mantienen constantes cuando pasamos de una porción ocupada por el agua a otra ocupada por la nafta.

La madera, con anillos alternativos blandos y duros, es evidentemente un material no homogéneo, así como el granito, en el cual pueden verse granos de tres especies que difieren en el color, correspondientes a los minerales cuarzo, mica y feldespato.

Los sistemas analizados constituyen ejemplos de sistemas heterogéneos:

es aquel que presenta por lo menos una propiedad intensiva diferente en al menos dos de sus puntos

Fases de un sistema material:

Un sistema material heterogéneo puede describirse en función de las fases que lo constituyen.

“Una fase, es una parte homogénea de un sistema, separada de las otras partes por límites físicos”

Esta zona que separa las fases de un sistema heterogéneo se denomina superficie de discontinuidad ya que en ella varían bruscamente las propiedades intensivas. El sistema formado por agua y nafta es un sistema heterogéneo formado por dos fases: agua y nafta.

Las propiedades de los Sistemas dispersos, y también su estabilidad, dependen del tamaño de las partículas dispersas. Si éstas son muy grandes, los sistemas dispersas son inestables y en poco tiempo se produce la separación de las fases. Por ejemplo: en una dispersión de arena y agua la fase sólida se deposita rápidamente; si la dispersión es de partículas de aceite en agua, la fase dispersa acaba por sobrenadar sobre el agua, por tener una menor densidad.

Para expresar las dimensiones de las partículas dispersas, se utiliza la unidad denominada “micrón” (µ), 1 micrón equivale a 10-6 m ó 10-3 mm es decir: 1 μ = 10-6 m = 10-3 mm.

Según el grado de división de las partículas dispersas, las dispersiones heterogéneas como las homogéneas, reciben la siguiente se clasificación.

Las dispersiones heterogéneas pueden ser:

Groseras o macroscópicas: Son sistemas heterogéneos que se caracterizan porque la fase dispersa puede ser observada a simple vista o con una lupa. Las dimensiones de las partículas dispersas son mayores que 50 µ. Ejemplo: Talco y agua, azufre y limaduras de hierro, soda servida en un vaso.

• Finas: Son sistemas heterogéneos en los cuales la fase dispersa no es visible a simple vista, pero si lo es, observada al microscopio. Las dimensiones de las partículas dispersas oscilan entre 50 µ y 0,1 µ. Por ejemplo la leche se presenta a simple vista como un líquido blanco homogéneo, pero observada al microscopio resulta ser un sistema heterogéneo constituido por la dispersión de partículas de materia grasa en un medio líquido. Cuando hablamos de una dispersión fina, si ambas fases son líquidas, la dispersión se llama emulsión; si la fase dispersa es sólida y la dispersante es líquida, la dispersión se llama suspensión. Un ejemplo de suspensión es la tinta china, formada por pequeñas partículas de carbón dispersas en el agua, que se revelan al ser observado el sistema al microscopio.

Las suspensiones son frecuentes en la naturaleza. Las aguas de los ríos contienen partículas en suspensión que, al depositarse en los lugares donde la corriente es más lenta, forman sedimentos de arena, arcilla, materiales calcáreos entre otros materiales arrastrados por ellos.

Coloidales y soles: Son sistemas heterogéneos cuya fase dispersa posee un alto grado de división y solamente es visible al ultramicroscopio. Este aparato se diferencia fundamentalmente del microscopio óptico común ya que en él la luz no incide directamente sobre las partículas sino en forma lateral. Así observadas las partículas dispersas se aprecian como puntos luminosos debido a la luz que difunden. Este fenómeno de difusión de la luz se llama “Efecto Tyndall”, y es observable cuando un rayo de luz penetra en una habitación a oscuras o en penumbras: las partículas de polvo atmosférico son visibles como puntos luminosos.

Son ejemplos de dispersiones coloidales: la gelatina, el agua jabonosa, la clara de huevo en agua. Las partículas de la fase dispersa reciben en esto caso el nombre de micelas, y sus dimensiones oscilan entre 0,1µ y 0,01µ. Las micelas se mueven en el seno de la fase dispersante en forma desordenada, con gran rapidez y en zig-zag (movimiento browniano). Dada su pequeñez, pueden atravesar los filtros comunes,

Las dispersiones coloidales más comunes son los “hidrosoles”, en los que la fase dispersante es el agua.

Soluciones. Cuerpos puros y sustancias

Las soluciones son sistemas homogéneos formados por dos o más componentes. Por ejemplo el aire es una solución de gases cuyos componentes principales son nitrógeno (N2) y Oxígeno (O2). Los gases, por estar las partículas que los constituyen (moléculas) muy alejadas entre sí, siempre, cuando se mezclan, forman soluciones, es decir, sistemas homogéneos.

El alcohol que usamos habitualmente para desinfectar heridas, es una solución líquida cuyos componentes son etanol (C2H6O) y agua.

Cuando a un volumen determinado de agua le agregamos azúcar, es posible observar como el azúcar “desaparece” al mezclarse con el agua y se obtiene un sistema homogéneo líquido incoloro que sabemos no es agua, porque su sabor es más dulce. Se forma una solución en estado líquido, de azúcar en agua, compuesta por dos componentes: azúcar (sólido) y agua (líquido).

Cuando a un volumen determinado de agua le agregamos sal, es posible observar, al igual que en el caso anterior, cómo la sal “desaparece” al mezclarse con el agua y se obtiene un sistema homogéneo líquido incoloro que sabemos no es agua, porque su sabor es salado. Se

La solución de sal en agua, como todas las soluciones formadas por agua y por sal, son sistemas homogéneos, pero mientras la solución de sal en agua puede fraccionarse, la sal y el agua no pueden hacerlo por aplicación de ningún método de fraccionamiento. Esta diferencia de comportamiento, que ilustramos mediante un ejemplo, permite clasificar a los sistemas homogéneos de la siguiente manera:

Soluciones: “Son sistemas homogéneos fraccionables por la aplicación de algún método de fraccionamiento, a partir del cual se obtienen sus componentes”

Cuerpos puros: “Son sistemas homogéneos no fraccionables por la aplicación de todos los métodos de fraccionamiento conocidos”

La aplicación sucesiva de métodos de separación y de fraccionamiento de fases permite obtener un conjunto de cuerpos puros a partir de un sistema heterogéneo.

Si tenemos dos sistemas que son cuerpos puros y medimos, en las mismas condiciones de presión y temperatura, las propiedades intensivas de ambos sistemas, si comprobamos que todas las propiedades intensivas coinciden, podemos decir que ambos cuerpos puros están compuestos por la misma sustancia. Las sustancias componen a los cuerpos puros, a las soluciones y a las fases que constituyen un sistema heterogéneo:

“Si dos cuerpos puros presentan las mismas propiedades intensivas, medidas en las mismas condiciones de presión y temperatura, significa que están compuestas por la misma sustancia”.

Los sistemas materiales agua e hielo, son dos sistemas homogéneos no fraccionables, son cuerpos puros. Estos cuerpos puros son diferentes, ya que presentan diferentes propiedades intensivas (como por ejemplo: la densidad o el peso específico), además de estar en distintos estados de agregación. Sin embargo, ambos están compuestos por la misma sustancia: agua. Esto se comprueba porque si se miden, en las mismas condiciones de presión y temperatura, las propiedades intensivas de ambos sistemas, estas coinciden.

Los componentes de un sistema material son las sustancias que componen dichos sistemas, que pueden ser homogéneos (solución o cuerpo puro) o heterogéneos.

No deben confundirse los términos “constituyentes” – que expresa las fases que constituyen un sistema heterogéneo – con “componentes” – que expresa las sustancias que componen un sistema homogéneo (solución o cuerpo puro) o heterogéneo.

Elemento químico

Las sustancias simples diamante y grafito están compuestas por Carbono. Las propiedades físicas y químicas de estos sólidos difieren notablemente, de modo que deben ser considerada sustancias simples diferentes compuestas por Carbono, que se presentan en el mismo estado de agregación. Las sustancias que mantienen entre sí este tipo de relación, se denominan “variedades alotrópicas”. A diferencia del agua y del hielo (una misma sustancia en distinto estado de agregación), el grafito y el diamante son sustancias simples diferentes, en igual estado físico (sólido), constituidas por el mismo elemento: Carbono.

La diferencia en la estructura cristalina que presenta el diamante y el grafito, explica la particular dureza y densidad del diamante, y la blandura, poder lubricante y alta conductividad eléctrica del grafito. En otros casos como el Oxígeno y el ozono, que también son variedades alotrópicas del elemento Oxígeno, en este caso en el mismo estado de agregación (gaseoso), difieren en el número de átomos que forman la molécula.

En condiciones especiales de presión y temperatura, el diamante se puede convertir en grafito y viceversa, lo mismo ocurre con el Oxígeno y el ozono. Esta es otra característica de las variedades alotrópicas, en determinadas condiciones de presión y temperatura, pueden convertirse entre sí.

En los casos como, los del Fósforo y del Azufre que se presentan en la naturaleza con distintas estructuras cristalinas de la misma sustancia, no pueden ser consideradas variedades alotrópicas de estos elementos, sino que constituyen variedades polimórficas de los mismos.

El pasaje de una forma alotrópica a otra es una transformación química, puesto que una sustancia se transforma en otra.

El pasaje de una forma polimórfica a otra es una transformación física, puesto que una misma sustancia, en esta transformación, cambia de estructura cristalina.

Si consideramos las siguientes sustancias: diamante, grafito (sustancias simples), dióxido de carbono y carbonato de calcio (sustancias compuestas) podemos comprobar que todas tienen algo común en su composición, precisamente el elemento carbono. A partir de este ejemplo, y del conocimiento de otros, podemos dar la siguiente definición:

“Se llama elemento químico a lo común entre las sustancias simples, las variedades alotrópicas que pueden obtenerse a partir de ellas, y las sustancias compuestas que por descomposición total originan a las simples”

Elementos de la naturaleza

Los elementos conocidos en la actualidad son alrededor de 107. Algunos de ellos (cinco) fueron obtenidos sintéticamente en el laboratorio, los demás se encuentran en la naturaleza. Cada uno de ellos, forma sustancias simples que presentan propiedades diferentes. De la combinación de los elementos, resultan las sustancias simples y compuestas que forman todas las sustancias de origen inorgánico y orgánico que existen en el universo. Por lo tanto, los materiales se hallan constituidos por elementos químicos que forman las sustancias simples y las compuestas.

La abundancia de los elementos en la corteza terrestre, expresada en porcentajes de masa, es aproximadamente la siguiente: 50% de Oxígeno y un 25% de Silicio. Es decir las tres cuartas partes de la corteza terrestre están constituidas por Oxígeno y Silicio, y solamente un cuarto de la misma por el resto de los elementos.

Una composición más exacta es la siguiente:

Oxígeno: 49,5%

Silicio: 25,8%

Aluminio: 7,5%

Hierro : 4,7%

Calcio: 3,4%

Sodio: 2,6%

Potasio: 2,4%

Magnesio: l,9%

Hidrógeno: 0,9%

Titanio: 0,6%

Otros: 0,7%

A cada elemento se le asigna un nombre y un símbolo que lo identifica. Los símbolos actuales fueron introducidos por e1 químico sueco Jöns Berzelius en el siglo XIX.

El símbolo de cada elemento está representado por una letra mayúscula que corresponde a la primer letra de su nombre en griego o latín. Cuando el nombre de dos o más elementos comienza con la misma letra se le agrega una segunda letra minúscula que corresponde, generalmente, a la segunda del nombre.

Clasificación de los elementos

Los elementos se pueden clasificar, de un modo amplio e introductorio, adoptando como criterio de clasificación las propiedades de las sustancias simples que forman cada uno de ellos. Debe tenerse en cuenta, que las propiedades son de la sustancia simple (estado de agregación, color, conductividad, brillo, etc.) y no las del elemento que forma dicha sustancia simple.

De acuerdo con este criterio, los elementos se clasifican en:

Metales: se presentan en estado sólido a la temperatura ambiente con excepción del Mercurio que es líquido. El Cesio se presenta en estado sólido por debajo de los 28,5 oC que corresponde a su punto de fusión. Poseen un brillo característico (metálico), son buenos conductores del calor y de la electricidad. Se combinan con el Oxígeno para formar óxidos básicos y con el Hidrógeno para formar hidruros metálicos.

Son metales el Hierro (Fe), el Sodio (Na), el Litio (Li), el Magnesio (Mg), el Cobre (Cu), el Mercurio (Hg),

No metales: pueden presentarse en estado sólido (por ejemplo el Azufre), líquido (por ejemplo el Bromo) y gaseoso (por ejemplo el Cloro). No poseen brillo metálico, son en general malos conductores del calor y de la electricidad (una excepción es el elemento Carbono que forma la sustancia simple grafito). Se combinan con el Oxígeno para formar óxidos ácidos y con el Hidrógeno para producir hidruros no metálicos.

Son ejemplos de no metales: el Nitrógeno (N), el Cloro (Cl), el Yodo (I), el Azufre (S), el Fósforo (P).

Inértidos: las sustancias simples que forman, se conocen con el nombre de gases inertes, gases nobles o gases raros, son malos conductores del calor y de la electricidad. La característica esencial de estos gases es su casi total inactividad química, es decir, que prácticamente no se combinan con otras sustancias. Hasta hace algunos años se consideraba que los gases inertes eran completamente inactivos; en la actualidad se logró obtener algunos compuestos, trabajando para ello, en condiciones extremas, sometiéndolos a altas temperaturas y a altas presiones.

Los elementos inértidos son: el Helio (He), el Neón (Ne), el Xenón (Xe), el Argón (Ar), el Kriptón (Kr) y el Radón (Rd). Las sustancias simples que forman algunos de ellos están presentes en pequeñas proporciones en la atmósfera.

Es importante resaltar, nuevamente, que esta clasificación de los elementos se basa en las propiedades de las sustancias simples que los elementos forman, ya que los mismos generalmente no se encuentran libres en la naturaleza, sino combinados formando sustancias simples y compuestas. Se debe tener presente que para entender mejor esta clasificación, se debe considerar la definición de elemento químico.

Experimentos: Las Propiedades Coligativas

Introducción

Propiedades coligativas

Las soluciones presentan propiedades particulares llamadas propiedades coligativas (o colectivas) que solo dependen del número de partículas de soluto presente y no de su tamaño o masa molecular. Son cuatro:

1. Descenso de la presión de vapor
2. Elevación de la temperatura de ebullición
3. Descenso de la temperatura de congelación
4. Presión osmótica
1. Descenso de la presión de vapor. La presión de vapor de una sustancia es una medida de la tendencia de las moléculas a abandonar la fase líquida para pasar a la gaseosa. La presión de vapor de una solución ideal diluida es menor comparada con la presión de vapor del disolvente puro. Esto se explica si tomamos en cuenta que en una solución existe un mayor desorden y aleatoriedad de sus moléculas que la que se presentaba en el disolvente puro, o sea, su nivel de entropía es mayor en la disolución que en el disolvente puro. Por lo tanto, la evaporación del disolvente que se encuentra en una solución dará como resultado un aumento menor de entropía, en consecuencia, el disolvente tendrá una tendencia menor a abandonar la solución.
2. Elevación del punto de ebullición. El punto de ebullición es la temperatura a la cual una sustancia tiene una presión de vapor igual a la presión externa (atmosférica)

Como consecuencia del aumento de la presión de vapor, el punto de ebullición de una solución, es más elevado que el del disolvente puro.

3. El descenso de la temperatura de congelación. Si se supone que cuando se congela una solución el sólido que se separa de ésta solo corresponde al disolvente
4. Presión osmótica. La presión osmótica es la presión que ejerce una solución sobre una membrana semipermeable que la separa de disolvente puro.

Las células vivas, entre ellas los glóbulos rojos están rodeados de una membrana semipermeable. La osmolaridad de las células es 0.3 osmol. Por ejemplo una solución de NaCl 0.89% w/v se refiere normalmente como una solución salina fisiológica, que tiene una osmolaridad de 0.3.Así, cuando una célula se pone en una solución salina fisiológica, la osmolaridad de la solución en los dos lados de la membrana es la misma, y entonces no se genera presión osmótica a través de la membrana. Esa es una solución isotónica. Pero si una célula se pone en agua pura, habrá un flujo de agua hacia dentro de la célula debido a la presión osmótica. Esta es una solución hipotónica. Una célula clocada en un medio hipotónico se hincha y puede reventar. Si eso le pasa a un glóbulo rojo, el proceso se llama hemolisis. En contraste, una solución con mayor osmolaridad que la de la célula es una solución hipertónica. Una célula hipertónica tendrá un flujo de agua de la célula hacia los alrededores. Cuando esto le pasa a un glóbulo rojo, el proceso se llama crenación.
Propiedades Coligativas

Objetivos.

1. Demostrar que el punto de fusión de una solución es menor que el del disolvente puro y calcular la constante de disminución del punto de fusión.
2. Observar el efecto de tonicidad en las células.
Material

Soporte universal
Navaja o bisturí
Agua
Parrilla o mechero
Tela de asbesto
Acido láurico
Pinzas para tubo
Microscopio
Ácido benzoico
Pinzas para bureta
3 matraces aforados de 100 ml
Soluciones de glucosa 0.1M y 0.5M en agua
1Vaso de precipitados de 150 ml Termómetro
1 pipeta de 10 ml
Cebolla
10 Tubos de ensaye
1 probeta de 100ml
Apio
3 Tubos capilares
Lancetas
Liga pequeña

1. Efecto de la tonicidad de las soluciones en las células

1. Marque los tubos con las letras a,b,c,d, e.
2. Agregue dos mililitros de las siguientes soluciones:

Tubo a: Agua destilada

Tubo b: 0.1M glucosa

Tubo c: 0.5M glucosa

Tubo d: 0.89% de NaCl

Tubo e: 3% NaCl

3. A cada tubo agregue una rebanada delgada (0.5 mm) de cebolla o apio.
4. Observe la apariencia de las secciones a simple vista y también al microscopio. Espere a que haya terminado todos los otros experimentos.
5. Repita los pasos 1 y 2 con tubos limpios pero ahora coloque 5 gotas de sangre a cada tubo. Agite los tubos.
6. Observe el color y la apariencia de la solución después de 20 min. A simple vista y al microscopio.

2. Disminución del punto de fusión

1. Arme el equipo que se muestra en la figura.
2. Introduzca en un capilar un poco del ácido láurico (de 1 a 5 mm), invirtiéndolo sobre la sustancia. Golpee suavemente el capilar para que la sustancia entre hasta el fondo del tubo.
3. Con una liga o hilo sujete el capilar al termómetro cuidando que el ácido láurico esté a la altura del bulbo de mercurio.
4. Coloque el termómetro y capilar dentro el tubo de ensaye y sosténgalo con la pinza. Tape el tubo con un poco de algodón.
5. Coloque agua en el vaso de precipitados
6. Caliente el agua y observe la sustancia dentro del capilar. La fusión ocurre cuando observe la formación de la primera burbuja de líquido. NO ESPERES A QUE TODA LA MUESTRA ESTÉ LÍQUIDA para tomar la lectura de temperatura.
7. Después de que tomó el punto de fusión de la primera muestra, deje que el agua se enfríe a temperatura ambiente antes de repetir el proceso con otra muestra.
8. Repita del inciso 2 al 6 con la solución de ácido láurico-ácido benzoico tres veces.
9. Calcule el valor de Kc.