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2.3. Propiedades generales y específicas de la materia

En este apartado se detallan las propiedades generales y específicas de la materia.

Propiedades generales de la materia

Las propiedades generales de la materia son aquellas que varían según la cantidad de materia que se esté considerando. Estas propiedades son, por ejemplo, el peso, el volumen ocupado, la densidad (relación entre la masa de la materia y el volumen que ocupa), etc.

Propiedades específicas de la materia

Las propiedades específicas de la materia son aquellas que no varían según la cantidad de materia que se esté considerando, y dentro de ellas se distinguen, a su vez, dos grandes grupos: las propiedades físicas y las propiedades químicas.

Las propiedades físicas son aquellas que tienen las sustancias sin cambiar su identidad ni alterar su composición. Ejemplos de estas propiedades son el color, el olor, el brillo, la dureza, la densidad, el punto de fusión (temperatura a la cual pasa de estado sólido a líquido), el punto de ebullición (temperatura a la cual pasa de estado líquido a sólido), etc.

Las propiedades químicas son aquellas que describen la forma en que una sustancia se transforma en otra. Ejemplos de estas propiedades son el mayor o menor grado de oxidación que puede experimentar una sustancia, la inflamabilidad, es decir, la capacidad que tiene una sustancia para arder en presencia de oxígeno, etc.

Al igual que se habla de propiedades físicas y químicas, se puede hablar de cambios físicos y químicos. Los cambios físicos son aquellos que hacen cambiar los estados físicos de la sustancia pero no la composición de la misma.

Ejemplo

Ejemplos de estos cambios físicos son los cambios de estado de la materia, es decir, el paso de gas a líquido, de líquido a sólido y de sólido a gas o viceversa.

Por su parte, los cambios químicos o reacciones químicas son procesos mediante los cuales las sustancias sí cambian su composición transformándose en otras distintas. Un ejemplo de este tipo de cambio es el que sufre un combustible cuando se hace reaccionar con oxígeno, proceso de combustión en el cual se obtiene anhídrido carbónico (CO₂) y agua (H₂O), aunque el objetivo de este tipo de reacciones sea la obtención de energía liberada en el proceso.

2.4. Operaciones de separación de componentes en mezclas

Entre los métodos más comunes usados, tanto en laboratorio como a nivel industrial, para separar los componentes de una mezcla se encuentran los siguientes:

1 Decantación.
2 Separación magnética.
3 Filtración.
4 Cristalización.
5 Destilación.

Decantación

Este método de separación se emplea para separar mezclas formadas por sólidos y líquidos o por dos o más líquidos inmiscibles, es decir, no solubles. Consiste en dejar reposar el líquido que contiene las partículas sólidas en suspensión, de forma que estas caigan al fondo por su mayor densidad. Luego se transvasa con cuidado el líquido, que es menos denso, a otro recipiente, haciendo uso si es necesario de una varilla de vidrio con objeto de retener aquellas partículas sólidas que traten de pasar.

Para separar líquidos inmiscibles, como por ejemplo el agua y el aceite, se usa lo que se denomina un embudo de separación o de decantación, de modo que se coloca en el embudo la mezcla y cuando se halla diferenciada la interfase entre los dos líquidos, se abre la llave y se separan. El que queda en la parte superior es el líquido menos denso (aceite) y permanece dentro del embudo, mientras que el más denso (agua) es recogido en la parte inferior en un matraz Erlenmeyer.

Embudo y matraz

Nota

No hay que confundir densidad, -relación entre masa y volumen de un compuesto o sustancia-, con viscosidad, -oposición de un fluido a que sus moléculas puedan fluir con libertad-. El aceite es más viscoso que el agua y menos denso.

Separación magnética

Esta técnica está basada en las propiedades magnéticas de algunas sustancias. Consiste en aplicar un campo magnético (un imán), para extraer de la mezcla las sustancias que son atraídas por él.

Este método de separación, se utiliza habitualmente en las plantas de tratamiento de residuos para separar los metales de las basuras.

Filtración

Este método de separación se utiliza para separar mezclas de sólidos no solubles en líquidos. El procedimiento consiste en verter la mezcla a través de un medio poroso -papel de filtro, por ejemplo-, atravesando el líquido el papel, mientras que el sólido queda retenido en este.

Cristalización

En este proceso de separación se usan los distintos puntos de solidificación (temperatura a la cual se pasa de estado líquido a sólido) de los componentes, de forma que se enfría la mezcla hasta que uno de sus componentes alcanza su punto de solidificación y cristalice.

Destilación

La destilación es una operación de separación que frecuentemente se emplea para la purificación y aislamiento de líquidos orgánicos. Este proceso se basa en la diferencia entre los puntos de ebullición de los componentes a separar. El proceso consiste básicamente en calentar una mezcla líquida hasta que sus componentes más volátiles pasan a la fase de vapor y, a continuación, enfriar el vapor para recuperar dichos componentes en forma líquida por medio de la condensación.

En la destilación intervienen fundamentalmente los siguientes parámetros:

1 El equilibrio entre el vapor y el líquido de un compuesto, que está representado por la relación de moles de vapor y líquido a una temperatura determinada, también puede estudiarse este equilibrio a partir de sus presiones de vapor.
2 La temperatura, que influye en las presiones de vapor y, por tanto, en la cantidad de energía proporcionada al sistema. También influye en la composición del vapor y el líquido ya que esta depende de las presiones del vapor.
3 La presión, que tiene una influencia directa en los puntos de ebullición de los líquidos, y, por consiguiente, en la destilación.
4 La composición, que es una consecuencia de la variación de las presiones de vapor con la temperatura, que fijan las composiciones en el equilibrio.
5 Los puntos de ebullición, que son aquellos puntos o temperaturas de compuestos puros a las que sus presiones de vapor igualan a la presión atmosférica, produciéndose el fenómeno denominado ebullición.

2.5. Unidades de medida

Cuando se cuantifica alguna propiedad de la materia mediante un número, este debe ir acompañado de su correspondiente unidad de medida. Cada magnitud tiene una unidad de medida característica y se puede expresar de diferentes formas; en el siguiente apartado se estudian las unidades en el Sistema Internacional.

Nota

También existen otros sistemas, como por ejemplo el Sistema Anglosajón de Unidades, usado en países de habla inglesa como Reino Unido, Estados Unidos, etc.

Unidades en el Sistema Internacional (SI)

Este sistema recoge siete unidades denominadas fundamentales, a partir de las cuales se obtienen todas las demás, las cuales aparecen en la siguiente tabla.

Magnitud física	Nombre de la unidad	Abreviatura
Masa	Kilogramo	Kg
Longitud	Metro	m
Tiempo	Segundo	s
Temperatura	Kelvin	K
Cantidad de sustancia	Mol	mol
Corriente eléctrica	Amperio	A
Intensidad lumínica	Candela	cd

Con frecuencia se usan una serie de prefijos para indicar los múltiplos de dichas unidades. Los más usados se recogen en la siguiente tabla.

Prefijo	Abreviatura	Significado	Equivalencia
Giga	G	10⁹	1 Gigametro (Gm) = 1 × 10⁹ m
Mega	M	10⁶	1 Gigametro (Gm) = 1 × 10⁶ m
Kilo	K	10³	1 kilómetro (km) = 1 × 10³ m
Deci	d	10^-1	1 decímetro (dm) = 1 × 10^-1 m
Centi	c	10^-2	1 centímetro (cm) = 1 × 10^-2 m
Mili	m	10^-3	1 milimetro (mm) = 1 × 10^-3 m
Micro	μ	10^-6	1 micrómetro (μm) = 1 × 10^-6 m
Nano	n	10^-9	1 nanómetro (nm) = 1 × 10^-9 m
Pico	p	10^-12	1 picómetro (Gm) = 1 × 10^-12 m

Escalas de temperatura

La temperatura es una magnitud que se mide fundamentalmente según tres escalas, las cuales son:

1 La escala Celsius (°C): toma el punto de congelación del agua en 0 °C y el de ebullición en 100 °C. Es la escala usada en la mayor parte de los países, incluido España.
2 La escala Kelvin (K): es la escala de temperatura en el SI. El valor más bajo que puede alcanzarse en esta escala se llama cero absoluto y equivale a – 273,15 °C, por tanto 0 °C equivalen a 273,15 K. Para pasar de grados Celsius (°C) a grados Kelvin (K), se usa la siguiente relación:K = °C + 273,15
3 La escala Fahrenheit (°F): es la escala usada en Estados Unidos, en la cual el punto de congelación del agua se sitúa en 32 °F y el de ebullición en 212 °F. Para pasar de grados Celsius (°C) a grados Fahrenheit (°F) o viceversa se usan las siguientes expresiones:

Ejemplo

En Sevilla, durante el mes de agosto se ha alcanzado una máxima de 43 °C. Al expresar dicho valor en K y en °F se obtiene la siguiente solución.

K = 43 + 273,15 = 316,15 K

Otras unidades obtenidas a partir de las fundamentales

En la siguiente tabla se recogen las unidades en el SI de las principales magnitudes físicas usadas tanto que química como en física, algunas de las cuales se estudian en los capítulos sucesivos del presente manual.

Magnitud física	Nombre de la unidad	Abreviatura
Volumen	metros cúbicos	m³
Densidad	kilogramos/metros cúbicos	kg/m³
Fuerza	Newton	N
Presión	Pascales	Pa
Energía	Julios	J
Potencia	Vatios	W
Viscosidad	kilogramos/metro∙segundo	kg/m∙s

Otra forma usual de dar el volumen en química es en litros, teniendo en cuenta que un litro equivale a un decímetro cúbico (1 L = 1 dm³).

Como se puede apreciar, la densidad es una magnitud que relaciona la masa (ya sea de un sólido, líquido o gas) con el volumen que ocupa. Otras unidades en las que se expresa la densidad son en gramos por centímetro cúbico (g/cm³) o en gramos por litro (g/L).

Sabía que...

La densidad del agua a 25 °C (temperatura ambiente) es de 1 g/cm³.

Todas las magnitudes deben estar en las mismas unidades, es decir, si la masa la dan, por ejemplo, en kilogramos, primero habría que convertir la masa en gramos, ya que la densidad viene expresada en g/cm³, o bien haber pasado dicha densidad a Kg/m³.

Aplicación práctica

Se necesitan 20 g de etanol para llevar a cabo una prueba de destilación y en el laboratorio se dispone de una garrafa del mismo. Sabiendo que la densidad del alcohol es de 0,79 g/cm3, ¿qué volumen, en mililitros, se ha de tomar de dicha garrafa?

SOLUCIÓN

De la definición de densidad se obtiene el volumen de alcohol necesario en centímetros cúbicos:

Una vez calculado el volumen en centímetros cúbicos, este se expresa en mililitros a través de una simple regla de tres o un factor de conversión (el cual se estudiará en profundidad más adelante) teniendo en cuenta que 1 L equivale a 1 dm³:

Se deduce del resultado obtenido, que 1 cm³ equivale a 1 mL.

Incertidumbre en la medida

En las mediciones en química se suelen obtener muchos números inexactos, es decir, que tienen alguna incertidumbre o error en su medida. Lo contrario son números exactos, que tienen un valor definido, como por ejemplo contar el número de alumnos que asiste a una clase. Esta incertidumbre en los números inexactos es debida a errores inherentes de los equipos de medida o a errores humanos -distintas personas realizando una misma medición pueden obtener resultados distintos-. De esta forma, se introducen los conceptos de:

1 La precisión: mide la concordancia que existe entre distintas mediciones individuales de una misma magnitud.
2 La exactitud: se refiere a qué porcentaje de las mediciones individuales realizadas se acercan al valor correcto, también denominado verdadero.

Ejemplo

Por ejemplo, una balanza que no esté bien calibrada.

Cifras significativas

Las cantidades que se miden se expresan de tal forma que solo el último dígito es incierto. Por ejemplo, si se ha realizado una medida de masa de una muestra de carbonato cálcico (CaCO₃) a analizar en el laboratorio, y se expresa el resultado como:

5,0456 ± 0,0001

la notación ± (más/menos) indica la incertidumbre en la medida.

Los ceros, en función de su posición en la cifra obtenida en la medición, pueden corresponder a cifras significativas o no. Los diferentes casos que se pueden presentar son:

1 Los ceros comprendidos entre números distintos de cero siempre son significativos, por ejemplo: 2.007 Kg (cuatro cifras significativas); 1,07 m (3 cifras significativas).
2 Los ceros al principio de un número nunca son significativos, por ejemplo: 0,05 g (una cifra significativa); 0,005 (tres cifras significativas).
3 Los ceros después de un número en los decimales siempre son significativos, por ejemplo: 0,0500 (tres cifras significativas); 3,0 (dos cifras significativas).
4 Cuando un número termina en ceros, estos podrán ser o no significativos; para saberlo se escribe el número en notación científica (en potencias de 10). Por ejemplo, una masa de 10.500 g se puede escribir en forma de potencia de tres formas distintas: 1,05·104 (tres cifras significativas); 1,050·104 (cuatro cifras significativas); 1,0500·104 (cinco cifras significativas).

Recuerde

Todos los dígitos de una magnitud medida, incluido el incierto, se denominan cifras significativas.

En cálculos, se usan las siguientes reglas para tomar las cifras significativas:

1 En multiplicaciones y divisiones, el resultado se debe dar con el mismo número de cifras significativas que tiene la medida con menos cifras significativas. Ejemplo: En el cálculo del área de un triángulo de base 4,551 cm (tres cifras significativas) y de altura 3,5 cm (dos cifras significativas): Área = 4,551 · 3,5 = 15,9285 → 15 (dos cifras significativas).
2 En sumas y restas, el resultado no puede tener más posiciones decimales que la medida que tiene menos posiciones decimales.

Ejemplo

Si se suman las siguientes cantidades: 10,5 (una posición decimal) + 1,098 (tres posiciones decimales) + 24 (ninguna posición decimal), el resultado es 35,598 el cual no puede tener ninguna posición decimal, y redondeando se obtiene el resultado de 36.

Nota

En el redondeo, si el número que sigue al que se va a redondear es menor de 5, este no se modifica. Por ejemplo, redondear 7,44 a dos cifras significativas es 7,4. Por el contrario, si el siguiente número es 5 o mayor, el dígito se incrementa en una unidad, por ejemplo, redondear 7,48 a dos cifras significativas es 7,5.

3. Resumen

En este capítulo se ha realizado una clasificación de la materia en función de su estado físico (sólido, líquido o gas) y de su composición (mezcla, elemento y compuesto), definiendo cada uno de ellos.

Se han tratado las leyes ponderales que rigen las combinaciones de los elementos para formas compuestos, que se recuerdan y son:

1 Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier.
2 Ley de las proporciones definidas o ley de Proust.
3 Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton.

Se ha diferenciado entre propiedad física y química de la materia, con lo que el alumno es capaz de distinguir cada una de ellas y saber en qué grado afecta a las sustancias. El conocimiento de estas propiedades da paso al estudio de los distintos y más usados métodos de separación de componentes en una mezcla llevados a cabo tanto a nivel de laboratorio como a nivel industrial (decantación, filtración, cristalización, destilación, tamizado y cromatografía).

Se termina el capítulo estudiando las unidades de las principales magnitudes presentes tanto en el mundo de la química como de la física, haciendo hincapié en el Sistema Internacional, así como la incertidumbre que afecta a la medida y el correcto uso de las cifras significativas en una medida.

Ejercicios de repaso y autoevaluación

1. La aspirina está compuesta en un 60% en masa de carbono, un 4,5% de hidrógeno y un 35,5% de oxígeno, sea cual sea su origen. ¿Se trata de un compuesto o de una mezcla?

2. Sabiendo que la fórmula química del gas metano es CH4, razone si la siguiente afirmación es o no correcta: “4 g de hidrógeno se combinan con 1 g de carbono para dar lugar a 5 gramos de metano”.

3. Exprese la temperatura de 313 K, en grados Fahrenheit.

4. Una persona tiene una pieza de oro que se aproxima con gran exactitud a la forma de un cubo de 20 mm. Se sabe que la densidad del metal es de 19,5 g/cm3. Se dirige a una joyería donde pagan a 15 € el gramo. Determine el dinero que puede conseguir dicha persona con la venta.

5. Se tiene una habitación de 10,5 m de largo, 5,25 m de ancho y 3,2 m de alto. Calcule el volumen de dicha habitación usando el número correcto de cifras significativas en la respuesta.

6. Clasifique correctamente los siguientes materiales: agua de mar, granito, zumo de naranja, azufre, moneda de 50 céntimos, calcita (CaCO3), gas oxígeno y nitrato de cobre.

7. Indique el método de separación más conveniente para las siguientes mezclas: una mezcla de agua y arena, una mezcla de aceite y vinagre, una disolución de agua con sal y una mezcla de etanol y agua.

8. Exprese la siguiente densidad en el SI de unidades: 9200 mg/L.

9. ¿qué diferencia hay entre estas dos mediciones: 7,0 y 7,00 g?

10. Un gas a 25 °C se introduce en un recipiente cilíndrico de masa 790,5 g donde el radio de la base es de 5,5 cm y la altura de 15,6 cm. Se pesa el recipiente con el gas dentro y se obtiene una masa de 791,9 g. Calcule la densidad del gas usando el número correcto de cifras significativas en la respuesta.

Capítulo 3

Estequiometría de las reacciones químicas

1. Introducción

La estequiometria es una herramienta muy útil en química, la cual se basa en el principio fundamental de la ley de conservación de la masa (“la masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción”). Por estequiometría se entiende el estudio de las proporciones existentes entre las distintas sustancias que intervienen en una reacción química, por tanto, en los balances de materia y energía, presentes en prácticamente todas las operaciones básicas de la industria química, interviene la estequiometría.

2. El concepto de mol

En química, la unidad que se utiliza para hacer referencia al número de átomos, iones o moléculas en una muestra es el mol, cuyo símbolo es “mol”.

El mol se define como la cantidad de sustancia de un sistema material que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kg de ¹²C. Mediante experimentos se ha determinado que esta cantidad se corresponde con lo que se denomina número de Avogadro (en honor al científico italiano Amadeo Avogadro), que equivale a 6,022·10²³, es decir, un mol de átomos, un mol de moléculas o un mol de iones contiene el número de Avogadro de esas magnitudes.

Ejemplo

1 mol de átomos de hidrógeno = 6,022 · 10²³ átomos de H.

1 mol de moléculas de agua = 6,022 · 10²³ moléculas de H₂O.

1 mol de iones NO₃^2– = 6,022 · 10²³ iones de NO₃^2–.

El principio de Avogadro establece que en volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, hay el mismo número de moléculas y que un mol de moléculas (6,022 · 10²³ moléculas) de cualquier gas en condiciones normales (cn) de presión y temperatura (1 atm de presión y 0 °C = 273 K de temperatura), ocupa 22,4 l.

Con el concepto de mol, a continuación se estudia el concepto de peso atómico y molecular que lo relaciona con la masa.