La materia: estados de agregación y disoluciones

1. Propiedades Generales (Extrínsecas): Son comunes a toda la materia y no permiten identificar una sustancia de otra.
   • Masa ($m$): Cantidad de materia de un cuerpo. Se mide en kilogramos (kg).
   • Volumen ($V$): Espacio que ocupa un cuerpo. Se mide en metros cúbicos ($m^3$) o litros (L).
2. Propiedades Específicas (Intrínsecas): Tienen un valor propio para cada sustancia y permiten identificarla.
   • Densidad ($d$): Es la relación entre la masa y el volumen. Su fórmula es $d = \frac{m}{V}$. La densidad es una propiedad característica que no depende de la cantidad de sustancia que tengamos.
   • Puntos de fusión y ebullición: Temperaturas a las que una sustancia cambia de estado.

En ciencia, utilizamos el Sistema Internacional de Unidades (SI) para que todos los científicos hablen el mismo idioma:

• Masa: Kilogramo (kg)
• Longitud: Metro (m)
• Tiempo: Segundo (s)
• Temperatura: Kelvin (K)

Para pasar de una unidad a otra, empleamos los factores de conversión, que son fracciones donde el numerador y el denominador representan la misma cantidad en unidades distintas. En el laboratorio, usamos instrumentos como la balanza (para la masa), la probeta (para el volumen) y el termómetro (para la temperatura).

La química es una ciencia experimental que sigue unos pasos rigurosos:

1. Observación: Analizar un fenómeno de forma detallada.
2. Formulación de hipótesis: Proponer una explicación provisional.
3. Experimentación: Realizar pruebas controladas para comprobar la hipótesis.
4. Análisis de resultados: Organizar los datos en tablas y gráficas.
5. Leyes y teorías: Si la hipótesis se confirma, se establece una conclusión científica.

• Sólidos: Tienen forma y volumen fijos. Sus partículas están muy juntas y solo pueden vibrar. Son incompresibles.
• Líquidos: Tienen volumen fijo, pero forma variable (se adaptan al recipiente). Presentan fluidez y viscosidad (resistencia a fluir).
• Gases: No tienen forma ni volumen propios. Se expanden hasta ocupar todo el recipiente (expansibilidad) y se pueden comprimir fácilmente (compresibilidad).

Esta teoría explica cómo se comporta la materia a nivel microscópico:

1. La materia está formada por partículas muy pequeñas.
2. Las partículas están en movimiento continuo y azaroso.
3. Entre las partículas existen fuerzas de cohesión que las mantienen unidas.
4. Hay espacios vacíos entre ellas (espacio intermolecular).

En los sólidos, las fuerzas de cohesión son muy fuertes; en los gases, son casi inexistentes.

Cuando una sustancia absorbe o cede energía térmica, cambia su estado de agregación. Durante el cambio de estado, la temperatura permanece constante aunque se siga aplicando calor. Esta energía se denomina calor latente.

Para describir un gas necesitamos cuatro variables:

• Presión ($P$): Fuerza por unidad de superficie. Unidades: $1 \text{ atm} = 760 \text{ mmHg} = 101325 \text{ Pa}$.
• Temperatura ($T$): Siempre debe usarse en Kelvin en las fórmulas: $T(K) = t(^\circ C) + 273$.
• Volumen ($V$): Espacio ocupado (L o $m^3$).
• Cantidad de sustancia ($n$): Medida en moles.

1. Ley de Boyle-Mariotte (T constante): La presión y el volumen son inversamente proporcionales. $P_1 \cdot V_1 = P_2 \cdot V_2$
2. Ley de Charles (P constante): El volumen y la temperatura son directamente proporcionales. $\frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2}$
3. Ley de Gay-Lussac (V constante): La presión y la temperatura son directamente proporcionales. $\frac{P_1}{T_1} = \frac{P_2}{T_2}$

La presión de un gas es el resultado de los choques elásticos de sus partículas contra las paredes del recipiente. Si aumentamos la temperatura, aumenta la energía cinética media de las partículas, estas se mueven más rápido y chocan con más fuerza y frecuencia, aumentando la presión.

La materia se clasifica según su composición:

• Sustancias Puras: Formadas por un solo tipo de componente.
  • Elementos: Sustancias simples que no se pueden descomponer (ej. Oxígeno, $O_2$).
  • Compuestos: Combinación de elementos en proporción fija (ej. Agua, $H_2O$).
• Mezclas: Combinación de dos o más sustancias puras.
  • Homogéneas (Disoluciones): No se distinguen sus componentes a simple vista (ej. aire, agua salada).
  • Heterogéneas: Se distinguen sus componentes (ej. granito, ensalada).
  • Coloides: Mezclas intermedias donde las partículas son muy pequeñas pero dispersan la luz (Efecto Tyndall).

Para separar los componentes de una mezcla sin alterar su naturaleza química, usamos métodos físicos:

• Filtración: Separa sólidos de líquidos (usando un filtro).
• Decantación: Separa líquidos de distinta densidad (usando un embudo de decantación).
• Destilación: Separa líquidos con diferentes puntos de ebullición.
• Cristalización: Separa un sólido disuelto en un líquido mediante la evaporación del disolvente.
• Cromatografía: Separa componentes según su velocidad de desplazamiento por un soporte.

Para saber si una sustancia es pura, comprobamos sus propiedades específicas. Una sustancia pura tiene puntos de fusión y ebullición constantes. Si una muestra de agua hierve a $102^\circ C$ en lugar de $100^\circ C$, sabemos que contiene impurezas.

• Soluto: Sustancia que se disuelve (generalmente en menor cantidad).
• Disolvente: Sustancia que disuelve al soluto (generalmente en mayor cantidad). En las disoluciones acuosas, el disolvente es el agua. El proceso por el cual las partículas del disolvente rodean a las del soluto se llama solvatación.

La concentración indica la cantidad de soluto que hay en una cantidad determinada de disolución.

1. Porcentaje en masa: $\% \text{masa} = \frac{\text{masa soluto (g)}}{\text{masa disolución (g)}} \cdot 100$
2. Concentración en g/L: $C = \frac{\text{masa soluto (g)}}{\text{volumen disolución (L)}}$
3. Molaridad ($M$): Moles de soluto por litro de disolución.

La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de disolvente a una temperatura determinada.

• Efecto de la temperatura: En sólidos, la solubilidad suele aumentar con la temperatura. En gases, disminuye al aumentar la temperatura.
• Disolución Saturada: Contiene la máxima cantidad de soluto posible. Si añadimos más, no se disolverá y precipitará al fondo.

Para preparar una disolución con precisión seguimos estos pasos:

1. Cálculo: Determinar la masa de soluto necesaria.
2. Pesada: Pesar el soluto en una balanza usando un vidrio de reloj.
3. Disolución previa: Disolver el soluto en un vaso de precipitados con poca agua.
4. Enrase: Trasvasar al matraz aforado y añadir agua hasta la línea de enrase (usando una pipeta para el final).
5. Homogeneización: Tapar y agitar el matraz.