Transformaciones Físicas y Químicas de la Materia

Práctica No. 6: Transformaciones Físicas y Químicas de la Materia

• Objetivos de la práctica:
  • Identificar transformaciones físicas y químicas
  • Observar y describir transformaciones en experimentos
  • Reconocer reactivos y productos
  • Escribir ecuaciones químicas de cambios químicos
  • Identificar tipos de reacciones químicas

Fundamento Teórico

• Propiedades físicas y químicas permiten identificar y distinguir tipos de materia.
• Transformaciones físicas alteran la materia sin cambiar su composición química (no hay formación de nuevas sustancias).
• Cambios físicos se evidencian por:
  • Cambios de estado (evaporación, sublimación, fusión, congelación)
  • Formación de mezclas
  • Cambios de temperatura, forma, tamaño o color
• Cambios de estado:
  • Sublimación inversa o deposición: Gaseoso a Sólido
  • Solidificación: Líquido a Sólido
  • Condensación: Gaseoso a Líquido
  • Fusión: Sólido a Líquido
  • Evaporación: Líquido a Gaseoso
  • Sublimación: Sólido a Gaseoso
• Transformaciones químicas producen nuevas sustancias con diferente composición y propiedades.

Reacción Química

• Reactivos se transforman en productos.
• Evidencias experimentales de una reacción química:
  • Cambio de color
  • Formación de un sólido (precipitado)
  • Desprendimiento de un gas
  • Absorción o desprendimiento de calor
  • Desprendimiento de luz
  • Desprendimiento de calor y luz

Tipos de Reacciones Químicas

• Combinación o síntesis:
  • Sustancias simples o compuestas se unen para formar un producto.
• Descomposición:
  • Un compuesto se descompone para producir dos elementos, o un elemento y otro compuesto, o dos o más compuestos.
• Desplazamiento simple:
  • Un elemento desplaza a otro en un compuesto.
  • Metales activos desplazan metales menos activos o hidrógeno.
• Desplazamiento doble:
  • Dos compuestos reaccionan para formar otros dos compuestos sin cambio en número de oxidación.
  • Incluye reacciones de precipitación y ácido-base.
• Neutralización:
  • Un ácido reacciona con una base, identificado mediante indicadores de pH.

Práctica No. 7: Propiedades de los Compuestos Iónicos y Covalentes

Objetivos

• Relacionar compuestos con el tipo de enlace.
• Comprobar que sustancias iónicas son solubles en agua, tienen alto punto de fusión y conducen electricidad en solución.
• Clasificar sustancias en iónicas y covalentes.

Fundamento Teórico

• Compuestos formados por dos o más elementos unidos por enlace químico.
• Enlace químico es la fuerza que mantiene unidos los átomos.
• Tipos de enlaces: iónico (electrovalente) y covalente.
• Enlaces iónicos:
  • Transferencia de electrones de un metal a un no metal, formando compuestos iónicos.
  • Propiedades: sólidos a temperatura ambiente, altos puntos de fusión, solubles en agua, conducen electricidad en solución, forman iones en solución.
• Iones:
  • Átomos cargados eléctricamente por ganancia o pérdida de electrones.
  • Catión: Carga positiva (átomo cede electrones).
  • Anión: Carga negativa (átomo gana electrones).
• Enlaces covalentes:
  • Compartición de electrones entre no metales, formando compuestos moleculares o covalentes.
  • Se clasifican en polares y no polares según conductividad eléctrica.
  • Propiedades: líquidos o gaseosos (también sólidos), bajos puntos de ebullición/fusión, malos conductores de calor/electricidad, insolubles en agua, solubles en solventes no polares.

Práctica No. 9: Identificación de Aniones Presentes en el Agua y Aplicación de Técnicas para Eliminar la Dureza en las Aguas

Objetivos

• Estudiar los tipos de dureza del agua.
• Aplicar técnicas para eliminar la dureza en una muestra.
• Identificar cloruros, sulfatos y carbonatos/bicarbonatos en diferentes tipos de agua.

Fundamento Teórico

• Agua: compuesto más abundante en la superficie terrestre (71%).
• Disolvente universal.
• Tipos de agua: potable (segura para beber), blanda (baja concentración de sales), destilada (sin iones ni sales) y dura (alta concentración de minerales, especialmente calcio y magnesio).
• Dureza del agua:
  • Causa principal: iones de calcio y magnesio.
  • Se define como la concentración total de estos iones.
  • Se expresa como CaCO3 en ppm (mg/L).
• Tipos de dureza:
  • Temporal: causada por carbonatos y bicarbonatos, eliminable calentando el agua:
    • Ca2+ + 2HCO3- → CaCO3 + CO2 + H2O (el calcio precipita como carbonato)
  • Permanente: causada por aniones cloruros y sulfatos, requiere otros métodos de eliminación.
• Métodos de eliminación de la dureza: resinas de intercambio catiónico, ablandadores de agua, ósmosis inversa, adición de carbonato de sodio/potasio o hidróxido de calcio.
• Efectos negativos del agua dura:
  • Industria: incrustaciones en calderas.
  • Hogar: mayor uso de jabón (formación de grumos insolubles), mayor tiempo de cocción de alimentos, más consumo de gas.
• Clasificación de la calidad del agua según su dureza (mg/l CaCO3):
  • Suma calidad: Hasta 150
  • Calidad media: Hasta 300
  • Calidad aceptable: Hasta 500
  • Calidad muy mala: Más de 600
• Concentraciones límite (CaCO3 mg/l):
  • Normas europeas: Límite 500.
  • OMS: Máxima deseable 100, máxima admisible 500.
• Clasificación de la dureza del agua (mg/l):
  • Blanda: <17
  • Levemente dura: <60
  • Moderadamente dura: <120
  • Dura: <180
  • Muy dura: >180
  • Potable: <120

Práctica No. 10: Determinación del Porcentaje de Agua de Hidratación en un Hidrato

Objetivos

• Determinar el % de agua de hidratación y la sal anhidra en sal de cobre hidratada.

Fundamento Teórico

• Hidrato: sal con estructura cristalina que contiene agua, llamada sal hidratada.
• El número de moléculas de agua varía y se relaciona con las características/aplicaciones.
• Calentar un hidrato evapora el agua (hidratación o cristalización) y deja un residuo sólido (sal anhidra).
• Sales cristalizadas contienen una cantidad definida de agua.
• Términos anhidro e hidratado diferencian tipos de sales:
  • Ejemplo: sulfato de cobre anhidro (CuSO4)
  • Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O): coeficiente implica las moléculas de agua.
• Sal hidratada pura (ej. CuSO4.5H2O) tiene apariencia seca.
• Diferencias obvias entre sal anhidra e hidratada:
  • Sulfato de cobre anhidro (CuSO4): blanquecino.
  • Pentahidrato (CuSO4.5H2O): azul.