Teoría 8: Leyes de los gases

Ley de Boyle y Mariotte

Condición normal de la temperatura 0ºC. Condición normal de la presión 760mm de Mercurio

Escalas de temperatura

De Kelvin a Celsius tºc= (T - 273) ºC

De Celsius a Kelvin tºK= (t+ 273) ºK

De Fahrenheit a Celsius =_______tº_________=___ 100ºC____

tº F - 32º F 180ºF

Idem ºC a ºF

La presión : se mide en mm de mercurio(mmHg). Como 1033g/cm ³ es la presión ejercida por 76 cm de mercurio.

1 atmósfera = 760mm de Hg = 1033g/cm 3

1 Milibar = 0.75 mm de Hg

Pascal = N /m²

1 atmósfera=101325 Pa

LEY DE BOYLE Y MARIOTTE

Relaciona el volumen de un gas con la presión cuando la temperatura es constante

1 atmósfera .12 litros = 2 atmósferas. 6 litros = 3atmósferas . 4 litros = 4atm. 3l

El volumen de un gas a temperatura K es inversamente proporcional a la presión de ese gas

V1 . P1 = V2 . P2

P1/P2 = V2/V1

Calcular

El coeficiente de dilatación de todos los gases a presión K, tiene el mismo valor

α =Vf - V₀
________
V₀.∆T

α = 1 / 273ºC

α = 0,0036 . 1 / ºC

Es decir, si el volumen de un gas a 0ºC es V₀, este volumen varía V₀ . 1 / 273 por cada grado que varía la temperatura,manteniendo constante la presión.

Fórmula que permite hallar el Volumen final de un gas si se conoce el volumen a 0ºC y la variación de la temperatura

Transformación isobárica

Vf=Vo(1+ α.∆T)

Transformación isocórica

Transformación de la presión de un gas al ser calentado dejando K el volumen

β =Pf - P₀
_____
P₀.∆T

Cálculo de la presión final de un gas en una transformación isocórica

Pf= Po(1+ β.∆T)

Si un gas se halla a 0ºC y lo enfríamos dejando K la presión , su volumen disminuíra 1 / 273 del volumen

que el gas tenía a 0ºC por cada grado que disminuya la temperatura.

A la temperatura -273ºC que el hombre aunque se aproximó mucho no alcanzó todavía, se lo llama

cero absoluto. En él , el volumen no se anula sino que desaparece la energía cinética de las moléculas del

gas.

Temperatura absoluta

Temperatura medida desde erl cero absoluto, se expresa en Kelvin.

Escala CELSIUS

Escala KELVIN

0ºC	0ºC+ 273ºC= 273K
17ºC	17ºC+ 273ºC =290K
-3ºC	-3ºC+ 273ºC = 270ºK
-273ºC	-273ºC+ 273ºC= 0ºK

Temperatura absoluta

T= t + 273

Primera ley de Gay-Lussac-Charles

A presión constante

Vf= Vo.T ___________ 273

A presión constante, los volúmenes de una masa gaseosa son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas

A presión constante

V ₁= T₁
__ ___
V₂ T₂

Segunda ley de Gay-Lussac-Charles

A volumen constante

P₁= T₁
__ ___
P₂ T₂

Si el volumen de un gas permanece constante,las presiones del gas son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas.

Ejercicio

Un gas en un recipiente de 25 dm³ y a 5 atm, sabiendo que el proceso es hizotérmico (temperatura K)

Calcular el volumen de ese gas a 1 atm.

V₁ = 25dm³ = 25 litros V₂ = X

P₁= 5 atm. P₂ = 1 atm.

P₁V₁ = P₂ V₂

5 átm . 25 l = 1atm. xl

125 ÷ 1 = 125 litros ó 125 dm³

Ley de Boyle y Mariotte

b) Calcular la temperatura del gas que alcanzaría, si hizobaricamente logra alcanzar un volumen de 40 dm³

V₁ = 5 dm3 V₂=40dm³

T₁=25ºC T ₂= x

T₁= 25ºC+ 273=298K

V ₁= T₁ 1 5 dm³= 298ºk
__ ___ ___ ______
V₂ T₂ 40dm³ x k

(40 dm³.298 ºK)/ 15dm³ = 794,6K (Escala Kelvin)

794,6K - 273K = 521,6ºC

Ley general se usa cuando no hay constante (K)

P₁.V₁ =P₂.V2₂

V₁=100dm3 V₂= 30dm3

T₁= 20ºC T₂= x
20ºC + 273ºC = 293K

P₁=1atm. P2= 0.8 atm.

V₁. P ₁ = V.P
______ ______ (100dm³.1 atm) / 293k = (0,8 . 30) / x
T₁ T

100 / 293 = 24 / x

293 . 24
____________ = 70.3
100

= T₂70º18'

Ecuación general de un gas

El valor de la constante para cualquier gas se designa con la letra R y se denomina constante universal

de los gases.

En condiciones normales de temperatura y presión un gas tiene los siguientes valores

V0= 22,4 l ? volumen molar del gas

P0= 1 atmósfera

T0= 273 kelvin

R=( 0.082 litro . atmósfera) / mol . K

P.V= n.R.T n= nro de moles

Si tenemos gramos de sustancia g(gramos) = b.M( masa de un mol de molécula)

n=(g /M) . R.T

1)En un recipiente hay 190 l de 1 gas a 77ºC y 750mm Hg de presión .Hallar su volumen en condiciones normales

V₁. P ₁ = V.P
______ ______
T₁ T

Se despeja

V = V . P . T₁
______________
T . P₁

Reemplazando

V = 190 l . 750mmHg.273K
_________________________
350K . 760mmHg

V= 146,25 l

Gases ideales

El gas ideal o perfecto es el gas que cumple exactamente las leyes de Boyle y Mariotte y de Charle-Gay y Lussac.

Gases reales

Los gases reales no cumplen con exactitud las leyes de los gases ideales,cumplen estas leyes con cierta aproximación y solamente a presiones muy bajas y a temperaturas algo elevadas.
A presiones altas y a bajs temperaturas los gases se apartan del comportamiento ideal.

Teoría 7: Hidruros

HIDROGENO + METAL = HIDRUROS METÁLICOS

K + H = KH ( Hidruro de Potasio)

HIDRÓGENO + NO METAL = HIDRURO NO METÁLICO

S + H ₂= H ₂ S (sulfuro de hidrógeno )

Hidruros metálicos

La molécula de hidrógeno funciona como biatómica (H₂)

Metal + Hidrógeno

K + H ___________________________KH

2K + H₂ _________________________ 2KH (hidruro de potasio) Valencia de K = I

Ba + H₂ __________________________Ba H₂ ( hidruro de bario) Valencia del Ba = II

AL+ H____________________________Al H₃

Al + 3H₃ __________________________2AlH₃

2Al + 3H₂ _________________________ 2AlH₃(hidruro de aluminio) Valencia del Al = III

Hidruros no metálicos

No metal + hidrógeno se nombran agregando el sufijo uro al no metal

Br₂ + H ₂ __________________________________2 HBr Bromuro de hidrógeno

Amoníaco o Nitruro de hidrógeno

N₂ + 3 H₂_____________________2NH₃

Sulfuro de hidrógeno

S + H₂__________________________ H₂S

Fosfuro de hidrógeno o fosfina

P₄ + 6 H₂________________________ 4PH₃

Teoría 6: Oxidos ácidos

No metal + oxígeno = anhídrido u óxido ácido

Regla práctica según sus valencias

Anhídrido nitroso (menor valencia)	Anhídrido nítrico (mayor valencia)
NIII2OII3	NV2OII5
Anhídrido fosforoso	Anhídrido fosfórico
PIII2OII3	PV2OII5

Ajuste de ecuaciones y cálculo de coeficientes de los óxidos ácidos o anhídridos

Anhídrido nitroso o trióxido de dinitrógeno(valencia3)

1)

a)

N + O___________________________N₂O₃

b) Se iguala el número de átomos

2N + 3O______________________ N₂O₃

c) Como ambas moléculas son biatómicas:

2N₂ + 3O₂_______________ 2N₂O₃

Anhídrido del cloro(valencia 1 - 3 - 5 - 7)

Anhídrido hipocloroso

a)

Cl + O ________________ Cl₂O

b) Se iguala atómicamente

2Cl + O____________ Cl₂O

c) Se da notación molecular

2Cl₂ + O₂______________ 2Cl₂O

Anhídrido perclórico(valencia7)

a)

Cl + O____________________ Cl₂O₇

b) Se iguala atómicamente

2Cl + 7 O _____________________ Cl₂O₇

c) Se le da notación molecular:

2Cl₂ + 7 O₂_______________ 2 Cl₂O₇

Diferentes nomenclaturas de los óxidos ácidos

Fórmulas	Nomenclatura	Según sus átomos	Numeral de stock
CO2	Anhídrido carbónico	Dióxido de carbono	Óxido de carbono(IV)
SO2	Anhídrido sulfuroso	Dióxido de azufre	Óxido de azufre(IV)
SO3	Anhídrido sulfuroso	Trióxido de azufre	Óxido de azufre(VI)
N2O3	Anhídrido nitroso	Trióxido de dinitrógeno	Óxido de nitrógeno(III)
N2O5	Anhídrido nítrico	Pentóxido de dinitrógeno	Óxido de nitrógeno(V)
Cl2O	Anhídrido hipocloroso	Monóxido de dicloro	Óxido de cloro(I)
Cl2O3	Anhídrido cloroso	Trióxido de dicloro	Óxido de cloro(III)
Cl2O5	Anhídrido clórico	Pentóxido de dicloro	Óxido de cloro(V)
Cl2O7	Anhídrido perclórico	Heptóxido de dicloro	Óxido de cloro(7)

Teoría 5: Oxidos básicos

Oxidos básicos

metal + oxígeno = óxido básico

Compuestos binarios:

Son aquellos compuestos químicos cuyas moléculas se hayan constituidas por átomos de dos elementos diferentes.

Compuestos binarios del oxigeno se denominan óxidos.

Oxido de sodio

Na ( Sodio ) = valencia I O ( Oxigeno ) = valencia II

Regla práctica para escribir fórmula molecular

Na^I₂ O^II₁ La valencia del Na indica el número de átomos de O, y la valencia del O indica el número de átomos del Na.

Fórmula molecular : Na₂O

Fórmula estructural :

Na_\

O

Na^/

Para formar el óxido de sodio se necesitan 2 átomos de sodio por cada átomo de oxigeno.

Si el metal que se combina con el oxígeno es bivalente, se necesita un átomo de oxígeno por cada átomo del elemento metálico.

Mg (Magnesio ) = valencia II O ( Oxígeno ) = valencia II

Regla práctica para escribir la fórmula molecular

Mg^II₂O^II₂ se simplica = MgO

Para formar la molécula del óxido de un metal trivalente se necesitan dos átomos del metal por cada tres átomos del oxígeno.

Al ( Aluminio ) = valencia III O ( Oxígeno ) = valencia II

Regla práctica para escribir la fórmula molecular

Al^III₂O^II₃ = Al₂O₃

Nomenclatura de los óxidos básicos

• En los óxidos en que el metal actúa con una sola valencia se antepone la palabra óxido al nombre del metal:
  óxido de sodio, óxido de aluminio
• Cuando el metal que forma el óxido posee dos valencias, se agrega el sufijo oso para designar al óxido en que el metal actúa con menor valencia y el sufijo ico para aquel en que el metal actúa con mayor valencia.
  Ejemplos:
  
  Oxido cuproso = Cu₂ O Oxido cúprico Cu O
  Oxido ferroso = Fe O Oxido férrico Fe₂O₃

Mayor valencia terminación : ico óxido férrico

Menor valencia terminación : oso óxido ferroso

Diferentes nomenclaturas de los óxidos básicos

Fórmula	Nomenclatura	Números de átomos	Numerales de stock
Na2O	Oxido de sodio	Monóxido de disodio	Oxido de Sodio
Ca O	Oxido de calcio	Monóxido de calcio	Oxido de calcio
Cu2O	Oxido cuproso	Monóxido de dicobre	Oxido de cobre ( I )
Cu O	Oxido cúprico	Monoxido de cobre	Oxido de cobre (II )
Fe O	Oxido ferroso	Monóxido de hierro	Oxido de hierro ( I I )
Fe2O3	Oxido férrico	Monóxido de dihierro	Oxido de hierro ( III )

Ajuste de las ecuaciones que representan la formación de óxidos básicos

1) Óxidos de metales monovalentes: Óxido de sodio (Na₂O)

a)

Na + O _____________________ Na₂O

b)

2Na + O _________________ Na₂O

c) La molécula de O es biatómica y la de Na es monoatómica. Al colocar (O₂) duplicamos el número de átomos de O; por eso debemos duplicar el número de moléculas del Na.

4Na + O ₂________________________ 2Na₂O

Lectura correcta: Cuatro moléculas de sodio, al combinarse con una molécula de oxígeno, forman dos moléculas de óxido de sodio.

2)Óxidos de metales bivalentes: óxido de bario(BaO)

a)

Ba + O_____________________ BaO

b) En este caso los coeficientes estan igualados, pues ambos elementos son bivalentes.

c )Se da notación molecular

2Ba + O ₂_____________________________2BaO

3) Óxidos de metales trivalentes: óxido de aluminio(Al₂O₃)

a)

Al + O____________________ Al₂O₃

b) Se iguala en ambos miembros la cantidad de átomos:

2Al + 3 O ___________________ Al ₂O₃

c) Se da notación molecular:

4 Al + 3O ₂_____________________ 2 AL₂O₃

Teoría 4: Atomos y moléculas

Atomo

Es la menor porción de materia capaz de combinarse.

Molécula

Es la menor porción de una sustancia que puede existir en estado libre conservando las propiedades de la sustancia.

• Las moléculas de las sustancias simples están formadas por una sola clase de átomos,por eso no se pueden descomponer.
• Atomicidad es el número de átomos que posee la molécula de una sustancia simple.
• El número de las moléculas de las sustancias simples se indicacon un subíndice:
  Monoatómicas: Na;K;Ag
  Biatómicas: H₂ - O₂
  Poliatómicas: O₃ - S₈
• Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas por dos o más clases diferentes de átomos:
  H₂O (agua) - H₂SO₄

Masas atómicas y moleculares

masa de un átomo de nitrógeno = 2,3268 . 10- 23

masa de un átomo de carbono = 1,99933 . 10- 23

masa de un átomo de hidrógeno = 1,674 . 10- 23

Como son cantidades extraordinariamente pequeñas se trabaja con:

Masa atómica relativa (A)

La masa atómica relativa de un elemento es el número abstracto que indica cuantas veces es mayor la masa de un átomo de ese elemento que la unidad de masa atómica(u.m.a)

A_x = masa de un átomo de elemento X
1/12 masa de átomo de carbono 12

La masa atómica relativa(A) es un número abstracto (indica número de veces)

La masa del átomo de un elemento es un número concreto.Es una cantidad expresada en gramos masa.

Masa molecular relativa (M)

Masa molecular relativa de una sustancia el el número(abstracto) que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de esa sustancia que la masa molecular que se toma como unidad.

Molécula	Atomicidad	m.atm(A)	m.mol.(M)
H2	2	1,008	2,016
O2	2	16	32
P4	4	31	124
Na	1	23	23

La masa molecular relativa(M) de una sustancia se determina sumando las masas atómicas relativas(A) de los elementos cuyos átomos constituyen la molécula de esa sustancia.

El mol

1. Mol es la cantidad de materia que contiene tantas partículas elementales como átomos hay en 0,012 kg (12g) de carbono 12.
2. Cuando se aplica la unidad mol deben específicarse las partículas elementales, que pueden ser átomos,moléculas, electrones u otras.

masa del carbono................. 12g

masa de 1 átomo de carbono............... 1,9933 . 10^{- 23}

Luego:

Nro de át. en 12g de C = 12 gramos
1,9933.10 ^{- 23}

Mol es la cantidad de materia que contiene 6.02 . 10 ^{- 23} partículas elementales.

Número de Avogadro(N_A ) = 6.02 . 10 ^{- 23}

La constante de Avogadro (N_A ) expresa la cantidad de partículas que hay en un mol de : átomos,moléculas,iones,etc.

Masa de un mol de átomos(A)

Elemento	N	Masa de un átomo	Masa de un mol de átomo
Nitrógeno	6,02 . 10- 23	2,325 . 10- 23 g = αN	AN N. 2,325 . 10- 23 g = 14g
Hidrógeno	6,02 . 10- 23	1,674 . 10- 24 g = αH	AH N.1,674 . 10- 24 g = 1,008g
Oxígeno	6,02 . 10- 23	2,6578. 10- 23 g = αO	AON. 2,6578. 10- 23 g =16g

La masa de un mol de átomo (A) de un elemento,medida en gramos masa,está expresada por un número igual a su masa atómica relativa.

La masa atómica del Nitrógeno es 14 ( A = 14)

La masa de un mol de átomo es 14g ( A=14g)

Masa de un mol de molécula

Sustancia	Masa molecular relativa	Masa de un mol de molécula
H2O (agua)	18	18g
SO2(Dióxido de azufre)	64	64g

Volumen molar

Un mol de moléculas de cualquier sustancia en estado gaseoso,en condiciones normales de temperatura y presión (0ºC;760mm Hg),ocupa un volumen de 22,4l denominado volumen molar.

Teoría 3: Leyes gravimétricas

Leyes gavimétricas

Ley de conservación de la masa o de Lavoisier

En un sistema material aislado la masa permanece constante,cualquiera que sea la transformación física o química a que sea sometido el sistema.

A + B_______________________________C+ D sustancias reaccionantes productos reaccionantes

Ley de las proporciones constantes (Proust).

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación constante de masa.

mH	2g	4g	8g	16g
mO	16g	32g	64g	128g
mH2O	18g	36g	72g	144g

La relación en que se combina el hidrógeno y el oxígeno para formar agua es de 1/8

mH = 1
mO 8

Esta contante es propia del agua.Si el hidrógeno y el oxígeno no se combinan en esta proporción, la resultante no es agua.

Ley de las proporciones múltiples(Dalton)

Cuando dos elementos se combinan para formar varios compuestos diferentes,la masa de uno de ellos combinada con una misma masa de otro guardan entre sí una relación constante que se puede expresar pr números enteros,generalmente pequeños.

óxido cuproso (negro)y óxido cúprico(rojo)

OCu₂ OCu

El análisis de los dos compuestos obtenidos con los mismos elementosda para cada uno de ellos la siguiente composición:

Óxido cuproso { mCu = 127g ; mO = 16g

Óxido cúprico { mCu = 63,5g ; mO = 16g

Aplicando ley de Proust

mCu = 127g = 7,9375g mO 16

mCu = 63,5g = 3,96875g mO 16

1 gramo de oxígeno se combina con 7,9375 de Cu (óxido cuproso)

1 gramo de oxígeno se combina con 3,96875 de Cu (óxido cúprico)

Estas masas de cobre se encuentran en relación

mCu = 7,9375g = 2
m'Cu 3,96875g 1

Las masas de cobre que se combinan en cada óxido con una misma masa de oxígeno están en relación de números pequeños y enteros 2:1.Con una misma masa de oxígeno hay en el óxido cuproso doble masa de cobre que en el óxido cúprico.

Ley de los equivalentes o ley de Richter y Wenzel

Las masas según las cuales dos elementos se combinan con la misma masa de un tercer elemento son las masas, o un múltiplo o submúltiplo de éstas,según las cuales esos elementos se combinan entre sí.

La expresión matemática general

mM = q . r
mP q´ s

El nitrógeno se combina con el oxígeno y con el hidrógeno formando compuestos diferentes

Compuesto 1 Compuesto 2
N = 14 g O = 40 g N = 14g O = 3 g

A su vez, el oxígeno se combina con el hidrógeno para formar agua en proporción:

Compuesto 3 = O = 8 g ; H = 1 g

Verificar si se cumple la ley de Richter

Con 14g de nitrógeno se combinan 40g de oxígeno y 3g de hidrógeno. La relación es:

mO= 40
mH 3

En el compuesto 3 la relación es de 8 a 1 . Si se cumple la ley de Richter, debe ser tal que 40/3 multiplicado por una fracción r/s de 8/1

40 . r = 8
3 s 1

r = 8 . 3
s 1 40

r = 3
s 5

mO= 40 . 3
mH 3 5

Teoría 2: Sistemas materiales

Sistemas material es un cuerpo o un conjunto de cuerpos, o de partes de un cuerpo, o de una porción de Universo que aislamos convenientemente para someterlo a estudio.

Cambios de estado de la materia

Sistema homogéneo

Es aquel que en todos los puntos de su masa posee iguales propiedades intensivas.

Agua destilada, hielo, oxígeno, etc.

Clasificación de los sistemas homogéneos

Sustancias puras

Son sistemas homogéneos que están formados por una sola sustancia.Poseen propiedades intensivas constantes, propias y exclusivas de ellas.
Resisten los procedimientos mecánicos y físicos del análisis.Ninguno de éstos permiten obtener porciones que no sean de esa sustancia pura.

Soluciones

Las soluciones también son sistemas homogéneos, pero éstos se hallan formados por más de una sustancia. Por eso pueden resolverse en fracciones (agua y sal) por medios físicos (destilación)

Sustancias puras	Soluciones
Homogéneas	Homogéneas
No fraccionables: formadas por una sola sustancia	Fraccionables: formada por varias sustancias
Propiedades invariables y características	Sus propiedades varían.
Una sola clase de moléculas	Dos o más clases de moléculas

Fraccionamiento de los sitemas homogéneos

Destilación

Es la separación de un líquido cualquiera de otro con el cual está formando una solución (agua y sal; agua y alcohol)

Esta operación consiste en transformar un líquido en vapor y condensar el vapor por enfriamiento.

A) Destilación simple

Se emplea este método para separar un disolvente de las sustancias sólidas disueltas en él.

B) Destilación fracionada

Se emplea para separar dos o más líquidos mezclados que tienen diferentes puntos de ebullición

Sistema heterogéneo

Es aquel que en distintos puntos de su masa posee diferentes propiedades intensivas.

Sistema inhomogéneo

Es aquel cuyas propiedades varían en forma gradual y continua.

Fase

Es cada uno de los sistemas homógeneos que componen un sistema heterógeneo.
Las fases están separadas unas de otras,por superficies llamadas interfases.

Fases,interfases y componentes de los sistemas heterogéneos

1. En el caso de un sistema formado por: hielo,agua y aire

• A) Tres fases: fase aire, fase hielo y fase agua.
• B) Dos componentes: agua (líquida y sólida) y aire.
• C) Tres interfases: hielo-agua; hielo-aire; agua-aire.

2. En el caso del sistema agua-aceite

• A) Dos fases: fase agua y fase aceite
• B) Dos componentes: agua y aceite
• C) Una interfase: agua-aceite

3. En un sistema agua-hielo-vapor de agua

• A) Tres fases: hielo, agua y vapor de agua.
• B) Un componente: el agua en tres estados físicos.
• C) Tres interfases: hielo-agua; hielo-vapor; agua-vapor.

Los sistemas heterogéneos se pueden clasificar en:

Dispersiones

Dispersiones groseras: sus fases se distinguen a simple vista

• yodo y arena
• hierro y azufre
• agua y aceite

Dispersiones finas: sus fases se distinguen con ayuda de una lupa o un microscopio.

• Emulsiones: cuando las fases son líquidas. Ejemplo:leche(crema y suero).
• Suspensiones: cuando una fase es líquida y la otra sólida finamente dividida.Ejemplo: negro de humo en agua(tinta china).

Dispersiones coloidales: sus fases pueden observarse con el ultramicroscopio.Ejemplo: clara de huevo dispersa en agua,gelatina.

Métodos de separación de fases

Las fases de un sistema heterogéneo pueden separarse por diferentes métodos

Métodos mecánicos	Se realizan sin que ocurra entre el sistema y el ambiente que lo rodea un intercambio apreciable de calor(energía).
Imantación	Permite separar un sistema formado por arena-hierro.El método consiste en colocar el sistema sobre un vidrio o papel y deslizar por debajo de él un imán, siempre en el mismo sentido,hasta separar el hierro.
Filtración	Por este método se separa un sólido insoluble de un líquido.Ejemplo arcilla y agua. El sólido queda retenido en el papel de filtro,el líquido pasa a través de él.
Levigación	El método se emplea para separar por medio de una corriente de agua o aire, dos sólidos.Las partículas más livianas son arrastradas por la corriente.Ejemplo: para separar pepitas de oro, de arcilla se pasa una corriente de agua que arrastre la arcilla,quedando el oro.
Tamización	Sirve para separar dos sólidos de distinto tamaño de granos,valiéndose de un tamiz. Ejemplo: separación de arena y canto rodado; arena y harina
Decantación	Permite separar dos líquidos no miscibles (que no se mezclan), aprovechando su distinta densidad.Ejemplo: aceite y agua.También para separar un líquido de un sólido insoluble,como el caso de la arena y el agua.
Centrifugación	Se usa para separar una dispersión fina.Permite acelerar la decantación.Ejemplo: polvo de carbón disperso en agua
Métodos físicos	Se realizan cuando existe un intercambio de energía entre el sistema y el medio que lo rodea.
Lixiviación	Es un método donde intervienen procesos mecánicos y físicos,y mediante él se pueden separar dos sólidos, de los cuales uno de ellos es soluble en un líquido. Ejemplo: el sistema are-sal,se puede separar adicionando agua
Evaporación	Se emplea para separar un sistema sólido-líquido.Ejemplo:creta y agua
Sublimación	Se pueden separar dos sólidos, de los cuales uno volatiliza y luego sublima.Ejemplo : arena-yodo

Clasificación de los fenómenos

Fenómeno es todo cambio que en sus propiedades,en su estructura o en sus relaciones presentan las sustancias o los cuerpos.

Fenómeno físico

Fenómeno químico

• La combustión de una vela.
• La asimilación clorofílica(transformación por el vegetal del anhídrido carbónico que toma del aire)
• Oxidación de un metal
• Si al trozo de hierro con el realizamos el fenómeno físico, como fue someterlo al calor, lo dejamos un tiempo en contacto con el oxígeno del aire, la sustancia hierro se convierte gradualmente en otra sustancia. Se convertirá en óxido de hierro y no puede volver a ser hierro.
• La reacción entre un ácido y una base.

Fenómeno químico

El fenómeno no se puede repetir con la misma sustancia con la que se inicio.

El cambio que experimenta la sustancia es permanente.

Se modifica su estructura molecular

Sistemas dispersos o mezclas

Mezcla: son sistemas homogéneos o heterogéneos formados por más de una molécula

A los sistemas dispersos homogéneos se los denomina soluciones ( una sola fase).

A los sitemas dispersos heterogéneos se los denomina dispersiones (varias fases)

Caracteres de los sistemas dispersos o mezclas

Los componentes de las mezclas conservan sus propiedades.

Intervienen en proporciones variadas.

En ellos hay diferentes clases de moléculas.

Cuando son homogéneos se pueden fraccionar.

Cuando son heterogéneos se pueden separar en fases.

En la solución de azúcar y agua, aunque no existe más que una fase, el agua se lo considera dispersante y al azúcar medio(no fase) disperso.

Dispersante	Mezclas
Gaseosos	Gas en gas: aire Líquido en gas: niebla Sólido en gas: humo
Líquidos	Gas en líquido: oxígeno en agua Líquido en líquido: agua y alcohol Sólido en líquido: sal en agua
Sólidos	Gas en sólido:hielo con aire Líquido en sólido: azúcar húmeda Sólido en sólido: arena y azufre en polvo

Clasificación de los sistemas dispersos

1. Dispersiones macroscópicas: son sistemas heterogéneos. Las particulas dispersas se perciben a simple vista: agua con arena.
2. Dispersiones finas: son sitemas heterogéneos visibles al microscopio :
   a) Emulsiones: dispersiones finas con ambos medios líquidos: leche constituida por suero y crema.
   b) Suspenciones: son dispersiones con el medio dispersante líquido y el disperso sólido : tinta china, agua má negro de humo
3. Dispersiones coloidales: son visible con ultramicroscopio