Clasificación de la Materia
La materia se clasifica en sustancias puras (composición química fija) y mezclas (combinación física de dos o más sustancias que no pierden sus propiedades).
Sustancias Puras
⚛ Elementos
Formados por un solo tipo de átomo.
Ej: Oxígeno, Oro, Hierro.
🧬 Compuestos
Formados por diferentes elementos unidos químicamente.
Ej: Sal (NaCl), Azúcar, Bicarbonato de sodio.
Mezclas
🌊 Disoluciones — Homogéneas
No se observan componentes a simple vista.
Ej: Refresco, Gasolina, Aire.
🪨 Mezclas Groseras — Heterogéneas
Se observan los componentes a simple vista.
Ej: Polvo, Arena, Vinagreta.
Tipos de Mezclas Groseras
| Tipo | Estados | Ejemplos |
|---|---|---|
| Mezcla grosera | Sólido – Sólido | Gallo pinto, ensalada de frutas, arroz con pollo |
| Suspensión | Sólido – Líquido | Agua con tierra, concreto, fresco de frutas |
| Coloide | Mixto | Espuma de afeitar, sangre, queso, arcilla en agua |
Coloides
Definidos por Thomas Graham (1861). Sus partículas (micelas) son tan pequeñas que no se ven al microscopio ordinario. Son intermedios entre disoluciones y suspensiones.
Efecto Tyndall
Los coloides dispersan la luz y se diferencia de una disolución. Tono azulado. Ejemplo: faros de auto en la niebla.
Movimiento Browniano
Movimiento aleatorio de micelas en un fluido. Descrito por Robert Brown (1827).
Dispersiones Coloidales
| Tipo | Fase Dispersa | Fase Dispersante | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Espuma | Gaseosa | Líquida | Crema de afeitar, crema chantilly |
| Espuma sólida | Gaseosa | Sólida | Espuma de jabón, masmelos |
| Aerosol líquido | Líquida | Gaseosa | Niebla, nubes |
| Emulsión | Líquida | Líquida | Leche, mantequilla, mayonesa |
| Gel | Líquida | Sólida | Gelatina, geles para el cabello |
| Aerosol sólido | Sólida | Gaseosa | Polvo fino, humo, smog |
| Sol | Sólida | Líquida | Tinta china, pinturas, azufre en agua |
| Sol sólido | Sólida | Sólida | Rubí, zafiro, turquesa, esmeralda |
El Agua (H₂O)
El agua es el compuesto químico más importante y uno de los primordiales constituyentes del medio en que vivimos. Cubre casi las ¾ partes de la superficie terrestre. El organismo humano contiene entre 60–70 % de agua.
Propiedades Físicas del Agua
- No conduce la electricidad (en estado puro)
- Es incolora, inodora e insípida
- Por su polaridad es el disolvente universal por excelencia
- En estado líquido, adquiere la forma del recipiente que la contiene
- Se presenta en los tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso
- Tiene masa y ocupa un lugar en el espacio
- Punto de ebullición: 100 °C al nivel del mar
- Punto de solidificación: 0 °C (forma el hielo)
- Densidad: 1 kg/m³
Tipos de Agua
🏞 Superficial
Se encuentra en ríos, lagos, lagunas y riachuelos de la litosfera.
💦 Dulce
Contiene mayor cantidad de sales disueltas. Forma ríos y lagos.
🌊 Salada
Contiene abundante cantidad de diversas sales (mares: 3,5 % de sales disueltas).
🔬 Destilada
Obtenida por destilación: vaporización y condensación selectivas. Sin impurezas ni iones.
⚛ Pesada
Constituida por un isótopo del hidrógeno. Usada como moderador en reactores nucleares.
Disolvente Universal: El carácter polar del agua la hace excelente disolvente para solutos polares e iónicos (hidrofílicos). Los compuestos no polares son virtualmente insolubles (hidrofóbicos). Principio clave: "Lo semejante disuelve lo semejante."
Polaridad de las Moléculas
La polaridad es la separación de cargas eléctricas dentro de la molécula, generando un momento dipolar. Se debe a un movimiento de la nube electrónica hacia el átomo más electronegativo.
Tipos de Enlace según Polaridad
Enlace Covalente POLAR
Diferencia de electronegatividad entre 0,5 y 1,7.
Ejemplo: H₂O (Δ EN = 1,4)
Enlace Covalente NO POLAR
Diferencia de electronegatividad entre 0 y 0,4.
Ejemplo: N₂ (Δ EN = 0)
Las 3 condiciones para que una molécula sea POLAR:
1. Que existan enlaces covalentes polares.
2. Que posean electrones no compartidos.
3. Que los elementos alrededor del átomo central posean distintas electronegatividades.
Ejemplo: Sulfuro de hidrógeno H₂S
Moléculas — Polares vs No Polares
Electronegatividades Importantes
| Elemento | Electroneg. | Elemento | Electroneg. |
|---|---|---|---|
| Flúor (F) | 4,0 | Nitrógeno (N) | 3,0 |
| Oxígeno (O) | 3,5 | Cloro (Cl) | 3,0 |
| Bromo (Br) | 2,8 | Carbono (C) | 2,5 |
| Azufre (S) | 2,5 | Yodo (I) | 2,5 |
| Hidrógeno (H) | 2,1 | Fósforo (P) | 2,1 |
| Sodio (Na) | 0,9 | Potasio (K) | 0,8 |
Electronegatividad: fuerza relativa con la que un elemento atrae los electrones de un enlace hacia sí. Escala de Pauling.
Fuerzas Intermoleculares
Conjunto de fuerzas de atracción y repulsión entre moléculas a causa de la polaridad. Determinan las propiedades físicas de las sustancias (puntos de ebullición, fusión, solubilidad, etc.).
≡ Puentes de Hidrógeno
Interacción dipolo-dipolo especial entre H de un enlace polar (N-H, O-H, F-H) y un átomo electronegativo (O, N o F). Los más intensos. Fundamentales en el ADN y proteínas.
⊕⊖ Dipolo-Dipolo
Solo entre moléculas polares. Atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula y el negativo de otra. A mayor momento dipolar, mayor fuerza.
+ ○ Ion-Dipolo
Entre un ion (catión o anión) y una molécula polar. Explicada por la Ley de Coulomb. Ej: NaCl en agua. Depende de la carga y tamaño de la molécula.
⚡ Dispersión London
Fuerzas por dipolos temporales inducidos. Surgen entre moléculas no polares. Nombradas por el físico alemán Fritz London. Presentes en todas las moléculas.
Fuerzas de van der Waals: las fuerzas dipolo-dipolo, dipolo inducido y de dispersión forman en conjunto las fuerzas de van der Waals, nombradas en honor al físico holandés Johannes Diderik van der Waals.
Tabla Comparativa
| Tipo de Fuerza | Entre... | Intensidad | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Puentes de H | Mol. con N-H, O-H, F-H | Muy alta ★★★★ | Agua, ADN, proteínas |
| Dipolo-Dipolo | Moléculas polares | Alta ★★★ | HCl, SO₂ |
| Ion-Dipolo | Ion + molécula polar | Alta ★★★ | NaCl en H₂O |
| Dispersión London | Moléculas no polares | Media ★★ | H₂, N₂, aceites |
Disoluciones
También llamadas mezclas homogéneas. Sus componentes no son visibles a simple vista y sus partículas están distribuidas uniformemente. Toda disolución tiene soluto y solvente.
Soluto
Componente en menor proporción. Con frecuencia cambia de estado. Una disolución puede contener varios solutos.
Solvente / Disolvente
Componente en mayor proporción. Este componente no cambia de estado.
Tipos por Concentración
💧 Insaturada
Soluto menor al máximo posible. Puede admitir más soluto.
Ej: 20 g NaCl en 100 g H₂O a 0 °C
⚖ Saturada
El solvente no puede disolver más soluto. Equilibrio entre soluto y disolvente.
Ej: 37,5 g NaCl en 100 g H₂O a 0 °C
⚠ Sobresaturada
Más soluto del permitido. Es inestable. El exceso puede precipitar.
Ej: 45 g NaCl en 100 g H₂O a 0 °C
Tipos por Estado de Agregación
| Tipo | Ejemplos |
|---|---|
| Sólido en sólido | Latón (zinc en estaño), bronce (cobre con hierro), acero (hierro con carbono) |
| Líquido en sólido | Amalgama dental, detergente en polvo y agua, agua con azúcar |
| Líquido en líquido | Alcohol en agua, desinfectante, cloro en agua |
| Gas en líquido | Refresco gaseoso, vapor de agua en el aire |
| Gas en gas | Oxígeno en nitrógeno (el aire) |
Factores que Afectan la Solubilidad
Presión
↑ Presión = ↑ solubilidad de gases en líquidos. No afecta sólidos ni líquidos.
Temperatura
↑ Temperatura = ↑ solubilidad en sólidos. En gases la solubilidad tiende a disminuir.
Agitación
↑ Agitación = ↑ contacto soluto-solvente = ↑ solubilidad.
Subdivisión del Soluto
Sólido más finamente pulverizado = ↑ superficie de contacto = ↑ solubilidad.
Propiedades Coligativas
Dependen solo de la cantidad de partículas de soluto, no de su naturaleza. Descritas por François Marie Raoult (1830–1901).
| Propiedad | Descripción | Ejemplo Real |
|---|---|---|
| ↓ Punto de Congelación | Al aumentar el soluto, el punto de congelación disminuye. | Camiones de sal en carreteras heladas. NaCl → agua congela a −20 °C. |
| ↓ Presión de Vapor | La presión de vapor disminuye con soluto no volátil. | Agua con sal se evapora más lentamente que agua pura. |
| ↑ Punto de Ebullición | El punto de ebullición aumenta con la cantidad de soluto. | Al hervir agua con sal se necesita mayor temperatura. |
| Presión Osmótica | Agua pasa de la disolución diluida a la concentrada a través de membrana semipermeable. | Ósmosis en células biológicas. |
Contaminación del Agua
Los contaminantes del agua pueden ser químicos, físicos y biológicos. Solo el 2 % del agua en el planeta es potable. Costa Rica, con solo el 0,03 % de la superficie terrestre, concentra el 6 % de la biodiversidad mundial.
Tipos de Contaminantes
🌿 Químicos — Biodegradables
Se descomponen por acción de agentes biológicos (plantas, animales, microorganismos, hongos).
Ej: cáscaras de frutas, madera, papel, cartón, semillas, hojas.
☠ Químicos — No Biodegradables
No se descomponen fácilmente. Tardan mucho tiempo en hacerlo.
Ej: pesticidas, metales pesados, vidrio, plásticos, chicle, latas, filtros de cigarros.
☢ Físicos — Radiactividad
De fuentes naturales o artificiales (energía nuclear, centrales termonucleares).
Radioisótopos: 235U, 210Po, Radón, 40K, 7Be.
🌡 Físicos — Térmica
Cambios bruscos de temperatura del agua producidos por turbinas de embalses, plantas hidroeléctricas y motores de combustión.
🦠 Biológicos
Materia orgánica y microorganismos (bacterias, virus, protozoos). Transmiten: cólera, tifus, hepatitis, gastroenteritis.
Factores que Contaminan el Agua
| Factor | Descripción |
|---|---|
| Naturales | Ceniza de volcán, mercurio natural en la corteza terrestre y en los océanos. |
| Desechos industriales | Emisión de sustancias nocivas, tóxicas o peligrosas de instalaciones o procesos industriales al medio ambiente. |
| Vertidos urbanos | Productos de hospitales, uso domiciliario, aguas negras (contaminación orgánica fecal), aguas jabonosas de actividades domésticas. |
| Agropecuarios | Residuos de plaguicidas, abonos químicos, insecticidas, restos agrícolas y excrementos de animales. |
| Derrame de petróleo | Principalmente ocurre en el mar, cerca de plataformas petroleras. |
Impacto en Costa Rica: Factores que contaminan el recurso hídrico incluyen plaguicidas, hidrocarburos, incendios y urbanizaciones. El agua en su ciclo entra en contacto con sustancias orgánicas, inorgánicas (ácidos, sales, metales tóxicos como mercurio y plomo) y microorganismos patógenos que transmiten enfermedades graves.