Conceptos básicos de Química

TEMAS UNIDAD 1
Conceptos Básicos
1.1 Materia: Estructura, composición, estados de agregación y clasificación por propiedades.
1.1.1 Sustancias puras: elementos y compuestos.
1.1.2 Dispersiones o mezclas.
1.1.3 Caracterización de los estados de agregación: sólido cristalino, líquido, sólido, vítreo y gel.
1.1.4 Cambios de estado.
1.1.5 Clasificación de las sustancias naturales por semejanzas en: propiedades físicas, propiedades químicas.



Objetivo Educacional

En esta unidad distinguirá la diferencia entre elementos, compuesto y mezclas.


Actividades de Aprendizaje.
· Definirá los términos: elemento, compuesto, mezclas, estados de agregación de la materia, punto de fusión y de ebullición y fase.
· Establecerá la diferencia entre elementos, compuestos y mezclas.
· Establecerá la diferencia entre los diferentes estados de agregación de la materia.

CONCEPTOS BÁSICOS

Materia.
El conocimiento del mundo se ha conseguido aplicando la observación y la experimentación a los hechos naturales, donde la Química, que es la Ciencia de la naturaleza que estudia la composición de la materia, sus propiedades y sus transformaciones, nos proporciona las herramientas para entender y explicarlos.
Es bien sabido que la materia (todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y posee masa e inercia) puede encontrase básicamente en tres estados físicos:

Sólido
Líquido
Gaseoso
Figura 1. Estados de la Materia.
Así, por ejemplo, el agua puede existir como vapor, líquido o hielo (ver figura 1). Todas las substancias habidas en el universo pueden existir en los tres estados; así tenemos que el Nitrógeno (N2) y el Oxígeno (O2), que son los principales constituyentes de aire en razón del 70 y 29% v/v respectivamente, pueden existir en estado sólido a una temperatura de -209.86°C y -218.4°C respectivamente y en estado líquido si la temperatura se incrementa hasta los -195.8°C y 183.0°C respectivamente.
De acuerdo al estado físico que presente la materia corresponde un arreglo específico de las moléculas, átomos y en casos concreto de los iones que la componen, teniendo que los sólidos son arreglos ordenados de moléculas y átomos y presentan una geometría molecular y atómico definida la cual va a depender de la disposición de otras moléculas. Los sólidos son rígidos y para lograr una deformación se requiere aplicarles fuerzas muy grandes. Por otra parte los líquidos no tienen formas definidas, adoptando la forma del recipiente que los contiene; sin embargo un peso definido de un líquido siempre ocupará el mismo volumen, a la misma presión y temperatura. Por último los gases son fluidos que no tiene forma ni volumen definidos, por lo que estos se verán definidos de acuerdo al recipiente que los contenga.
Las diferencias entre los tres estados de la materia se expresan cuantitativamente en función de su densidad, entendiendo a esta como la expresión de la masa de la sustancias sobre el volumen ocupado por la misma. A continuación se muestran las características de densidad para los tres estados:
A. Gases. Tienen densidades muy bajas, ya que sus moléculas se encuentran muy separadas entre sí entendiéndose que ocuparan el mayor espacio disponible.
B. Líquidos. Tiene densidades mucho mayores que los gases, debido a que en ellos las moléculas están más cerca unas de otras que en el gas, por consiguiente un peso dado de líquido ocupará una espacio mucho menor que el mismo peso de una gas.
C. Sólidos. Muestras densidades mucho más altas que en los otros dos estados, teniendo sus moléculas en una estado más compacto

Tabla 1. Estados Físicos de la Materia
La relación expresada anteriormente donde el estado de físico de la sustancia depende de la temperatura y por consiguiente de la presión ejercida sobre la misma se conoce como Diagrama de fase.
Una característica más de los diferentes estados de la materia lo ofrece su capacidad de fluir, entendiendo esta propiedad como viscosidad, así los líquidos y los gasea ofrecen una resistencia relativamente baja al flujo mientras que los sólidos ofrecen una alta resistencia a fluir bajo una presión aplicada, por otra parte tomando esto como base

Estado LÍQUIDO
Los líquidos se forman cuando la energía (usualmente en forma de calor) de un sistema aumenta y la estructura rígida del estado sólido se rompe. Aunque en los líquidos las moléculas pueden moverse y chocar entre sí, se mantienen relativamente cerca, como los sólidos.
Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.
Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad.
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía
Usualmente, en los líquidos las fuerzas intermoleculares (tales como los lazos de hidrógeno que se muestran en la siguiente animación) unen las moléculas que seguidamente se rompen. A medida que la temperatura de un líquido aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales también aumenta. Como resultado, los líquidos pueden “circular” para tomar la forma de su contenedor pero no pueden ser fácilmente comprimidas porque las moléculas ya están muy unidas. Por consiguiente, los líquidos tienen una forma indefinida, pero un volumen definido.

Estado SÓLIDO
Los sólidos se forman cuando las fuerzas de atracción entre moléculas individuales son mayores que la energía que causa que se separen. Las moléculas individuales se encierran en su posición y se quedan en su lugar sin poder moverse.
Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.
Aunque los átomos y moléculas de los sólidos se mantienen en movimiento, el movimiento se limita a una energía vibracional y las moléculas individuales se matienen fijas en su lugar y vibran unas al lado de otras. A medida que la temperatura de un sólido aumenta, la cantidad de vibración aumenta, pero el sólido mantiene su forma y volumen ya que las moléculas están encerradas en su lugar y no interactúan entre sí.
Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.
Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas

Estado GASEOSO
Los gases se forman cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas de atracción entre moléculas. Así, las moléculas de gas interactúan poco, ocasionalmente chocándose.
Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.
En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.
Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.
En el estado gaseoso, las moléculas se mueven rápidamente y son libres de circular en cualquier dirección, extendiéndose en largas distancias. A medida que la temperatura aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales aumenta. Los gases se expanden para llenar sus contenedores y tienen una densidad baja. Debido a que las moléculas individuales están ampliamente separadas y pueden circular libremente en el estado gaseoso, los gases pueden ser fácilmente comprimidos y pueden tener una forma indefinida. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión.
Debido a la gran cantidad de espacio vacío entre las moléculas de un gas se necesita ejercer muy poca presión para comprimirlo en gran medida, en tanto que para los líquidos y los sólidos se requiere ejercer una considerable presión para conseguir una reducción del tamaño para los líquidos o una deformación para los sólidos.

ESTADO PLASMA
Es un sistema que contiene un número significativo de partículas cargadas libres y cuya dinámica presenta efectos colectivos dominados por las interacciones electromagnéticas de largo alcance entre las mismas. Con frecuencia se habla del plasma como un estado de agregación de la materia con características propias, diferenciándolo de este modo del estado gaseoso, en el que no existen efectos colectivos importantes.

En la mayoría de los casos, la materia en la Tierra tiene electrones que orbitan alrededor del núcleo del átomo. Los electrones que tienen carga negativa son atraídos hacia el núcleo de carga positiva, por lo que los electrones se quedan orbitando alrededor del núcleo. Cuando la temperatura es muy elevada los electrones pueden escapar de sus órbitas alrededor del núcleo del átomo. Cuando el electrón(es) se vá(n), eso deja lo que los científicos llaman un ión de carga positiva. Este proceso es similar al de una nave espacial cuando escapa de la fuerza de gravedad de la Tierra.
En resumen, cuando los electrones ya no están atrapados en sus órbitas alrededor del núcleo, tenemos el estado de plasma. Esto es cuando un gas se convierte en un montón de electrones que se han escapado de la fuerza del núcleo y los iones que están cargados positivamente porque han perdido uno o más electrones.
La mayoría de la materia en el Universo se encuentra en el estado de plasma. Esto es porque las estrellas, que son tan calientes que sólo pueden existir en estado de plasma, forman una gran parte de la materia del Universo.
Estructura fibrosa en los restos posteriores a la explosión de la supernova en la constelación de Vela (en luz visible). Fotografía por David Malin - UK Schmidt Telescope, copyright: Anglo Australian Telescope Board, 1996.
El plasma se forma mediante la ionización de los átomos, que al romperse pierden su cubierta de electrones, los cuales se desplazan libremente. Esta materia, aparentemente artificial, existe de manera natural en la magnetosfera terrestre y en el sol, que incluso la lanza en violentas explosiones conocidas como viento solar.
Este estado de la materia se produce bajo gran presión y temperatura, la cual puede ser aprovechada para generar energía, mediante los reactores de fusión, pero la tecnología necesaria para confinar el plasma mediante campos magnéticos, y para alcanzar las temperaturas del estado plasma, no es 100% fiable, y esta aun en desarrollo.
El estado plasmático todavía lo podemos subdividir en algunos cuantos grupos más:
1. Plasma común: las capas de electrones de los átomos son parcialmente deterioradas (debido a una alta temperatura o presión). Los electrones libres son responsables de las características plasmáticas de la sustancia en cuestión.
2. Plasma termonuclear: Las capas electrónicas de los átomos no existen, la sustancia es una mezcla de núcleos “pelados” y electrones libres. En éste estado se encuentran el plasma en los núcleos de las estrellas, donde se da lugar la síntesis TN.
3. Plasma de nucleones: Debido a muy altas temperaturas o presiones, los mismos núcleos atómicos son despedazados. La materia es una mezcla de electrones, protones y neutrones. Los plasmas nucleónicos se manifestaron a los 10−5 s después del comienzo del Universo, donde los quarks crearon los primeros protones y neutrones. Encontramos también este tipo de plasma en las capas exteriores de una supernova explotando, donde su comienzo desarrolla una onda de choque de gas presionado. En ésta capa por un corto tiempo se dan lugar disturbios en las reacciones termonucleares, que dan lugar a elementos pesados.
4. Plasma de Quarks-gluones: en altas energías los nucleones mismos se desmenuzan en sus constituyentes: los quarks y los gluones. En ese estado se encontraba la materia quizá hasta el primer décimo de microsegundo después del comienzo del Universo y artificialmente se logró reproducir este estado de la materia en el CERN en el año 2000.
Los plasmas forman el estado de agregación, más abundante de la naturaleza. De hecho, la mayor parte de la materia en el universo visible se encuentra en estado de plasma. Algunos ejemplos de plasmas son:
Producidos artificialmente:
· En el interior de los tubos fluorescentes (iluminación de bajo consumo).
· Materia expulsada para la propulsión de cohetes.
· La región que rodea al escudo térmico de una nave espacial durante su entrada en la atmósfera.
· El interior de los reactores de fusión.
· Las descargas eléctricas de uso industrial.
· Las bolas de plasma.
Plasmas terrestres:
· El fuego.
· Los rayos durante una tormenta.
· La ionosfera.
· La aurora boreal.
Plasmas espaciales y astrofísicos:
· Las estrellas (por ejemplo, el Sol).
· Los vientos solares.
· El medio interplanetario (la materia entre los planetas del sistema solar), el medio interestelar (la materia entre las estrellas) y el medio intergaláctico (la materia entre las galaxias).
· Los discos de acrecimiento.
· Las nebulosas intergalácticas.
· Ambiplasma


ESTADO GEL
Un sol es una suspensión coloidal de partículas (1-100 nm) en un líquido. Un gel es un sólido semirígido en el que el disolvente está embebido en una red de material que es coloidal (un sol concentrado) o polimérico.
El estado “gel” se puede considerar como intermedio entre el estado líquido, puesto que ciertos geles pueden tener hasta 99,9 % de agua, y el estado sólido, puesto que su organización permite mantener su forma y resistir a ciertos constreñimientos. Por tanto, el gel es un sistema difásico constituido por una red macromolecular tridimensional sólida que retiene entre sus mallas una fase líquida. Esta definición introduce la idea de un “orden” en el gel, en oposición a una solución representativa de un “desorden”. En efecto, antes de la gelificación, las moléculas del polímero forman una verdadera solución; la formación del gel implica, por consiguiente, la asociación de cadenas entre sí o de segmentos de cadenas entre ellas. Más precisamente, se pueden distinguir diversas etapas de transición:
· El estado “solución”, o el polímero en forma de solución; las macromoléculas no están organizadas unas respecto a las otras;
· El estado “gel”, que aparece cuando las cadenas están suficientemente asociadas para formar una red o gel, desde luego, elástico;
· En cuanto y a medida que las cadenas se organizan entre sí, el gel se transforma cada vez más rígido, lo que da lugar, en general al fenómeno de la sinéresis; el gel se contrae y exuda una parte de la fase líquida.
El estado “gel” no puede ser definido por un equilibrio, puesto que evoluciona en el curso del tiempo. Esta inestabilidad, así como la reversibilidad de la mayoría de los geles, nos permite concluir que las fuerzas capaces de asociar las cadenas entre ellas, disponen de suficiente libertad para permitir sus evoluciones. Se abandona así, la idea de una gelificación por la formación de uniones covalentes o iónicas entre las cadenas, porque son fuertes uniones que prohíben toda reversibilidad. No son más que uniones débiles (uniones hidrógeno o de coordinación); sin embargo, estas no pueden ser la causa fundamental de la formación de un gel, porque las uniones demasiado débiles individualmente producirían de este modo un equilibrio casi inmediato.
Al modelo de gelificación por unión puntual (al nivel de una unión), puede sustituir el modelo de gelificación por formación de zonas de reunión. En estas zonas, la acción de cada unión no covalente, escasa energía, está reforzada por el gran número de otras uniones; lo que se trata es de un fenómeno de cooperatividad que necesita una regularidad estereoquímica del polímero, o de un segmento suficientemente extendido, para permitir la aproximación de las cadenas. Si el polímero posee una estructura uniforme (homopolímero), las zonas de reunión están muy extendidas y el gel obtenido es rígido y frágil; su gelificación está próxima a la precipitación. Por otro lado, si posee algunos elementos introducidos (periódicamente o por azar) que producen una irregularidad estructural, el gel será más elástico, pues la cadena del polímero poseerá zonas de reunión comunes con otras, lo que asegurará la cohesión de la red.
El estado "gel” representa entonces, un compromiso entre las asociaciones polímero-polímero y entre asociaciones polímero-solvente. Lo que significa que el gelificante debe tener ciertas propiedades físico-químicas comunes a las macromoléculas insolubles (interacciones entre polímeros preponderantes) y a las macromoléculas hidrosolubles (capacidad de solvatación). Estas propiedades dependen de sus estructuras.

Los resultados de estudios físico-químicos, revelan dos mecanismos de gelificación:
· Gelificación por intermedio de dobles hélices; presente en iota y kappa carragenina y agarosa
· Gelificación por hacinamiento de cadenas; presente en alginatos y pectinas
Para sintetizar sólidos se prepara en primer lugar un sol de los reactivos. El sol se trata o bien se deja que forme un gel, que se calienta para: (1) eliminar el disolvente, (2) descomponer aniones precursores, y (3) permitir el reordenamiento de la estructura del sólido y favorecer la cristalización.

Estado Vítreo.
Muchas de las substancias que utilizamos en nuestra vida diaria son estructuralmente materiales vítreos; tal es el caso de polímeros, semiconductores y azúcares.
En términos generales, podemos definir a un vidrio como un líquido que ha perdido su habilidad para fluir, o bien, como un material sólido amorfo con características estructurales de líquido y que presenta una transición vítrea. La manera más fácil de formar un vidrio es enfriando un líquido lo suficientemente rápido para evitar que la cristalización ocurra.
En La mayoría de las personas relacionan el término vidrio con materiales transparentes fabricados con base en óxido de silicio; sin embargo, bajo este concepto podemos incluir una gran cantidad de materiales amorfos, tanto orgánicos como inorgánicos. Muchas de las substancias que utilizamos en nuestra vida diaria son estructuralmente materiales vítreos; tal es el caso de polímeros, semiconductores y azúcares.
En términos generales, podemos definir a un vidrio como un líquido que ha perdido su habilidad para fluir, o bien, como un material sólido amorfo con características estructurales de líquido y que presenta una transición vítrea. La manera más fácil de formar un vidrio es enfriando un líquido lo suficientemente rápido para evitar que la cristalización ocurra.
Para entender el proceso de transformación de líquido a vidrio se pueden monitorear los cambios de entalpía o volumen en función de la temperatura. La figura 1 muestra cómo, al bajar la temperatura de un líquido, dos cosas pueden ocurrir:
1) Si el líquido cristaliza, se observa una discontinuidad en la propiedad observada a la temperatura de fusión (línea punteada), correspondiente a una transformación de primer orden.
2) Si la cristalización es “ignorada”, el líquido pasa a un estado metaestable superenfriado (línea gris obscuro) y la curva permanece con la misma pendiente. Al continuar enfriando llega un momento en que la pendiente de la curva sufre un cambio y a esta temperatura se le conoce como temperatura de transición vítrea (Tg) y es a la temperatura a la cual el vidrio es formado.
Experimentalmente la detección de la temperatura de transición vítrea Tg se hace midiendo la capacidad calorífica del material en función de la temperatura. La figura 2 muestra cómo hay un repentino salto en la curva a la temperatura en la cual el líquido se transforma en vidrio3.
Otra de las propiedades que pueden ser usadas para definir la transición vítrea de un material es la viscosidad. Como es sabido, al enfriar un líquido su viscosidad incrementa progresivamente. En la proximidad de la transición vítrea el líquido pasa de ser un líquido extremadamente viscoso a ser un sólido rígido que retiene las características estructurales de un líquido. Para la mayoría de los vidrios la transición vítrea se presenta cuando la viscosidad del material alcanza un valor de 1012 Pa-s *. Este valor fue usado por C.A. Angell, quien en 1985 propuso una clasificación para los vidrios 4. Angell graficó la viscosidad de varios líquidos en escala logarítmica y usó el valor de la temperatura de transición vítrea, Tg, de una serie de substancias formadoras de vidrio para lograr una comparación de viscosidades en rangos de temperatura muy distintos. Los líquidos siguen dos tipos de comportamiento: aquellos que presentan un comportamiento cercano al descrito por una curva de Arrhenius (línea recta graficando log h vs. 1/T) son llamados “fuertes”, mientras que aquellos que presentan una curvatura son llamados “frágiles” (figura 3). Los vidrios fuertes como el SiO2 tienen estructuras estables, es decir, arreglos moleculares que resisten modificación térmica y presentan saltos pequeños en su capacidad calorífica durante el proceso de vitrificación. En contraste, los vidrios obtenidos a partir de líquidos frágiles presentan drásticos cambios en el ordenamiento de sus arreglos moleculares cuando son calentados a través de su temperatura de transición vítrea y el cambio de capacidad calorífica en la transición vítrea es mucho mayor que en los vidrios fuertes.

Relajación estructural
Hasta aquí hemos mencionado cómo se puede estudiar y caracterizar la transición vítrea. Pero, ¿por qué es importante estudiar la transformación de un vidrio a líquido en este rango de temperatura?
La temperatura de transición vítrea (Tg) de un sólido amorfo determina su estabilidad química, propiedades mecánicas, ópticas y propiedades viscoelásticas, pues hay que recordar que el vidrio, al ser un material en un estado metaestable, tenderá a alcanzar un estado de equilibrio, siempre y cuando se encuentre a una temperatura que lo permita. Este proceso se conoce como relajación estructural.
Cuando un material sufre una perturbación externa, como un cambio de temperatura, su estructura se modifica para promover la redistribución de la energía térmica ganada o perdida en el cambio de temperatura. A nivel microscópico esta redistribución afecta tanto al arreglo molecular como a los grados de libertad disponibles: translaciones, rotaciones y vibraciones moleculares. Cuando se cambia la temperatura de un líquido su equilibrio estructural es alcanzado instantáneamente debido al libre movimiento de átomos y moléculas. Sin embargo, en el estado vítreo la viscosidad es tan alta que los átomos y moléculas no pueden desplazarse y su estructura puede ser considerada como congelada. A diferencia de los estados mencionados, en el rango de transformación vítrea la viscosidad del líquido incrementa dramáticamente y el tiempo necesario para alcanzar el nuevo equilibrio estructural es del orden de 102 segundos. Esto significa que en el tiempo en el que se realiza un experimento, que es del orden de unos cuantos segundos, el material no recupera su equilibrio en otras palabras, el material se está relajando, deformando o evolucionando continuamente en este rango de temperatura. Si la temperatura de transición vítrea es cercana a la temperatura ambiente, dicho material puede estar en continuo relajamiento y sus propiedades termomecánicas pueden cambiar en función del tiempo y de la temperatura.

Usos y aplicaciones de vidrios no tradicionales
Los materiales vítreos constituyen un área de oportunidad importante para el desarrollo de nuevas aplicaciones de materiales. Un ejemplo es el uso de carbohidratos en la preservación de biomoléculas.
Se ha observado que la biosíntesis de la trehalosa en algunos organismos como los artrópodos, está asociada con su capacidad de supervivencia durante períodos de sequía y condiciones extremas de temperatura. Este carbohidrato en su estado vítreo hace que el organismo entre en un estado de letargo que es interrumpido con la rehidratación del organismo6. Inspirados en este fenómeno natural, la industria bioquímica está usando soluciones de azúcares como la trehalosa para preservar diferentes tipos de materiales biológicos. Por ejemplo, la compañía Inhale Therapeutic Systems está probando un tratamiento basado en la encapsulación vítrea de insulina en el que se administra a través de un inhalador7.
Caracterización de materiales vítreos
Basado en lo anterior y en el hecho de que las industrias que producen vidrios (industrias farmacéutica, de polímeros, cerámica, etcétera) han reconocido la importancia de la determinación de Tg.
Las aplicaciones potenciales de substancias similares a la trehalosa crean la necesidad de realizar una investigación sistemática a fin de determinar si éstas poseen propiedades adecuadas para su uso como encapsulantes de biomoléculas.

Cambio de estado
Se denomina cambio de estado a la transición de la materia entre los diferentes estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados básicos son el sólido, el líquido y el gaseoso.
En la siguiente tabla se indica cómo se denominan los cambios de estado.
Estado Inicial de la materia
Estado Final de la Materia
Sólido
Líquido
Gas
Sólido
----------
Fusión
Sublimación o sublimación progresiva
Líquido
Solidificación
----------
Evaporación y ebullición
Gas
Sublimación inversa o regresiva
Condensación y licuefacción
----------
Tabla 2. Cambio de los Estados Físicos de la Materia
Los parámetros de los que depende que una sustancia o mezcla se encuentre en un estado o en otro son básicamente:
· La temperatura
· La presión.
La temperatura la podemos entender como una medida de la energía cinética de las moléculas y átomos de un cuerpo, así un aumento de la temperatura o una reducción de la presión a temperatura favorecen la fusión, la evaporación y la sublimación, mientras que un descenso de la temperatura o un aumento de presión favorecen los cambios opuestos.
Para entender como se entrelazan estos parámetros en los cambios de estado, se presenta a continuación un Diagrama de Fase o Diagrama de Cambio, denominándose así a la expresión gráfica de las fronteras entre diferentes estados de la materia, estando estas en función de la presión y la temperatura.
Puntos Donde se llega a establecer un equilibrio en un sistema:

Punto Crítico: En este lugar no se sabe en que fase estamos líquido o vapor.

Punto Triple: En este punto coexisten las 3 fases líquido vapor y sólido.

En el diagrama de fase observamos que la temperatura a la cual el líquido, el vapor y el sólido están equilibrio simultáneo se llama “Temperatura del Punto Triple”. El Punto triple está generalmente muy próximo a los que se conoce como “Punto de Congelación” que es la temperatura a la cual el líquido, el vapor y el sólido están en equilibrio simultaneo bajo la presión de 1 atmósfera (atm) de aire. Por ejemplo el agua líquida y el hielo están simultáneamente en equilibrio con vapor de agua solamente a la temperatura de 0°C, bajo presión de 1atm de aire. Cuando el aire es eliminado totalmente del recipiente de agua, el hielo y el vapor de agua están simultáneamente en equilibrio solo a la temperatura de 0.0098°C. Esta temperatura se llama “Punto Triple del Agua” y vemos que difiere ligeramente del punto de congelación normal (0°C).
Un sólido, al igual que un líquido puede existir en equilibrio con su vapor en un recipiente cerrado. Es así como a cualquier temperatura dada, cada sólido tiene una presión de vapor fija que le es característica, por lo tanto la presión de vapor de un sólido aumenta la incrementarse la temperatura.
Con el diagrama anterior queda por supuesto que para todas las substancias se tiene un Diagrama de Fase o Diagrama de Cambio muy definido,
Diagrama de Fase para el Dióxido de carbono.

Punto Crítico: Señalada con la letra B.

Punto Triple: Señalado con la letra A.
Dados los conceptos anteriores se considera que para cualquier cuerpo o agregado material, modificando las condiciones de temperatura, o presión se puede transitar entre los diferentes estados de agregación de la materia.

Elementos.
Se denomina elemento a la clase de materia en la que todos los átomos presentes tienen cargas cuantitativamente idénticas en sus núcleos e igual configuración electrónica.
Cada elemento puede identificarse por un número denominado: Número Atómico, que es idéntico a la carga positiva del núcleo del átomo y la Masa Atómica la cual es sencillamente la suma de sus neutrones y sus protones.
Por lo tanto los núcleos atómicos de elementos diferentes tienen cargas nucleares y configuraciones electrónicas distintas.

No, Atómico
Masa Atómica
o
8 15.9994
- 2

Oxígeno


Los elementos tienen características singulares que hacen que se distingan uno de otro Propiedad Físicas y Químicas.
Las Propiedades Físicas y Química son aquellas que pueden observarse y medirse sin introducir o proporcionar una modificación química, siendo un cambio químico cualquier reacomodo o redistribución de los electrones en relación con los números atómicos.
Ejemplos:
· Color.
· Brillo
· Estado Físico.
· Densidad
· Conductividad.
· Punto de fusión.
· Punto de ebullición.
· Ductibilidad.
· Maleabilidad.

Entre los elementos químicos, las propiedades características son funciones periódicas de sus números atómicos. Esto obedece a lo que se conoce como Ley Periódica:
“Al acomodar los elementos uno tras otro con el número atómico creciente, los elementos de número atómico alto presentas propiedades muy similares a las de elementos de número atómico mas abajo. Esta periodicidad es aparente tanto en las propiedades químicas como físicas.”
Una de las formas de representar esta periodicidad de los elementos es precisamente la Tabla Periódica. En esta los elementos se tabulan de izquierda a derecha, siguiendo un orden ascendente de números atómicos y los renglones se interrumpen, se empiezan otras nuevas o ambas cosas para hacer posible que los elementos de propiedades fisicoquímicas similares queden colocados unos bajo otros. De esta manera cada columna vertical consta de una Familia de Elementos. Se les puede llamar también grupo y están identificadas por un número y algunas por nombre descriptivo y a sí dentro de cada familia el número de electrones de las capas exteriores son idénticos siendo este último nivel de energía la que le va a dar la similitud de propiedades químicas de una familia.
A base de sus propiedades eléctricas los elementos pueden ser clasificados como metales, No metales y Semimetales. Así los Metales son buenos conductores de la electricidad y sus conductividades eléctricas disminuyen lentamente a medida que aumenta la temperatura. Los No Metales son aisladores eléctricos: sus facultades para conducir la electricidad son extremadamente pequeñas o no detectables. La conductividad eléctrica de los Semimetales es pequeña pero medible y tiende a aumentar a medida que se incrementa la temperatura.

Compuesto.
Se le denomina compuesto a las substancias obtenidas al combinarse 2 o más elementos mediante la transferencia o compartición de electrones, así las propiedades físicas y químicas de los compuestos dependen de la clase de elementos que los forman y de la manera en que están combinados.
Los compuestos en la naturaleza de acuerdo al tipo de enlace que presentan, su capacidad de conducción de electricidad y su contenido de carbono los podemos clasificar en:

Compuestos Electrovalentes y Covalentes.
Una importante manera de clasificar los compuestos es según el tipo de enlace que mantengan unidos a los átomos del compuesto. Si todos los enlaces son parejas de electrones compartidos, el compuesto se denomina Covalente, ejemplo de sustancia con enlace covalente: HCl, HNO3, H2SO4. Por otra parte si uno o varios enlaces son debidos principalmente a la atracción existente entre iones de cargas compuestas, el compuesto se denominará Electrovalente, ejemplo: NaCl, NaNO3, Na2SO4, NaCO3.

Compuestos Orgánicos e Inorgánicos.
Uno de los criterios más antiguos para clasificar a los compuestos es el que se basa en la existencia de carbono en la molécula. Los compuestos que contiene carbono se denominan Compuestos Orgánicos; mientras que los que carecen de él se denominan Compuestos Inorgánicos.

Compuestos Electrolitos o No Electrolitos.
Otra división de los compuestos en dos clases fundamentales se basa en si el compuesto fundido o una disolución del mismos es capaz, o no, de conducir una corriente eléctrica. Cuando es conductor de una corriente será un Electrolito, ejemplo: CuCl; en caso contrario el compuesto será un No Electrolito.

Mezclas.
Otra manera de encontrar a la materia en la naturaleza es en forma de mezcla, donde esta la vamos a entender como aquella sustancia que presenta dos o más sustancias y tienen las siguientes propiedades:
· La proporción de los componentes es variable.
· Los componentes conservan sus propiedades físicas y químicas y, por lo general, pueden separarse mediante procedimientos físicos.
Algunos ejemplos son: leche, granito, mayonesa, pan, aretes, café, refresco, etc.

Hay dos tipos de mezclas o dispersiones: homogéneas y heterogéneas. Si la mezcla presenta una sola fase o estado de agregación, se trata de una mezcla Homogénea. En cambio, la mezcla heterogénea muestra dos o más fases.
· En las mezclas homogéneas, todas las partes del sistema tienen las mismas cualidades. (presenta una composición o relación uniforme de los compuestos o substancias que al conforman)
· En las mezclas heterogéneas de fase líquida, los componentes sólidos en suspensión, tienden a sedimentar con el transcurso del tiempo, por el efecto de la gravedad (presenta una composición o relación no uniforme de los compuestos o substancias que al conforman).
(Una fase es un sistema que en todos sus puntos tiene las mismas propiedades termodinámicas).

Procedimientos de separación de mezclas
En algunos casos, es suficiente la aplicación de métodos mecánicos, como la decantación, filtración o centrifugación. También es factible aprovechar los cambios de estado, como la evaporación y la sublimación para aislar a los compuestos, o bien, en mezclas de fase líquida se puede utilizar la diferencia de solubilidad o temperatura de destilación para recuperar uno de los componentes.

Clasificación de las dispersiones o mezclas
Todos los componentes de los alimentos se pueden encontrar en cualquiera de las siguientes dispersiones:
· -Molecular o solución verdadera.
· Gruesa o suspensión
· Coloidal.
Dispersión molecular o solución verdadera
Es una mezcla homogénea de dos o más componentes ( de moléculas de bajo peso molecular), formado por una sola fase. El tamaño de partícula se encuentra en el rango <> 10 A
Son ejemplo de soluciones:
a) Agua mineral, que es una mezcla de agua y dióxido de carbono (gas-líquido)
b) Aleaciones, como algunas monedas que son una mezcla de cobre y níquel (sólido-sólido)
c) El café, que es una mezcla de agua, cafeína y otras sustancias (sólido-líquido)
d) Vinagre, que es una mezcla de agua y ácido acético (líquido-líquido).
En una solución, a la sustancia que se encuentran en mayor proporción se le llama disolvente y la que esta en menor proporción, soluto.
Como se puede observar, una solución no sólo incluye mezclas en que uno de los componentes es líquido. Por lo tanto, existen tres tipos de soluciones de acuerdo al estado de agregación en que se encuentren.

Dispersiones gruesas o suspensiones
Una dispersión gruesa es una mezcla heterogénea; el tamaño de partícula es grande y tienden a sedimentar.
El rango de tamaño de partícula abarca <>10-4 cm y son visibles al microscopio.
Las dispersiones gruesas constan de dos fases: una fase continua o externa que generalmente es un líquido, y la fase dispersa discontinua que esta formada de pequeñas partículas que generalmente son insolubles en la fase continua. Las suspensiones ordinarias tienen muy poco poder de difusión y son poco estables. Los componentes de las suspensiones pueden separarse por filtración o por sedimentación.
Las suspensiones pueden clasificarse en:
· Liofóbicas, cuando no hay afinidad entre las partículas y el solvente. La estabilidad depende principalmente de la carga de las partículas. Si el agua es el solvente, se utiliza el término hidrófobo . Estas suspensiones no son muy estables.
· Liofílicas, cuando hay afinidad entre las partículas y el solvente. Cuando interviene el agua, se llaman hidrofílicas. Su estabilidad obedece al hecho de que las partículas contienen cargas eléctricas del mismo signo y, en consecuencia, no pueden acercarse entre sí lo suficiente para coagularse.
·
Dispersión coloidal.
Una dispersión coloidal es una mezcla heterogénea de uno o más componentes, en donde el tamaño de las partículas es intermedio entre una solución y una suspensión. Los tamaños de partícula son menores de 10 a 2,000 A.
Este estado no es característico de ninguna sustancia en particular pero es muy común en la naturaleza. Por ejemplo: todos los tejidos vivos son coloidales; la parte de la corteza terrestre que se denomina tierra cultivable está compuesta en parte de materiales coloidales; en la industria, la química coloidal reviste gran importancia en la fabricación de pinturas, cerámica, plásticos, telas, papel fotográfico, pegamentos, tintas, cementos, hule, cuero, condimentos alimenticios, mantequilla, queso y otros productos alimenticios, lubricantes, jabones, detergentes, etc.
En estos sistemas las partículas coloidales reciben el nombre de sustancia dispersada y la materia continua en la que están dispersas se llama sustancia dispersante. Las suspensiones coloidales reciben el nombre de soles.
Algunas propiedades de las dispersiones coloidales son las siguientes:
a) Las partículas coloidales son tan pequeñas, que atraviesan los filtros usuales. Sin embargo, no pueden difundirse a través de las membranas porosas, como el pergamino o el celofán, los cuales sólo permiten el paso de moléculas menores a las coloidales.
b) Una partícula coloidal dispersa tiene una gran superficie de contacto. Esto resulta determinante en las propiedades de floculación, precipitación y coagulación.
c) Las partículas coloidales presentan carga eléctrica y todas las partículas del mismo sistema tiene igual carga eléctrica.
d) Los sistemas coloidales son poco estables.
e) Las dispersiones coloidales suelen tener una apariencia transparente, aunque algunas veces son opacas.
f) Las dispersiones coloidales presentan una interesante propiedad óptica, el efecto Tyndall , en el cual las partículas coloidales suspendidas dispersan la luz en todas direcciones. La magnitud de la dispersión de la luz depende de las dimensiones de la unidad coloidal, así como de la relación de los índices de refracción de la fase dispersa y dispersora.
g) Las dispersiones coloidales tienen muy poco poder de difusión.
h) Las partículas coloidales son invisibles en los microscopios ordinarios.
i) Los sistemas coloidales presentan alta viscosidad.
j) Las dispersiones coloidales pueden prepararse por dos métodos generales: dispersión y condensación. La primera consiste en romper agregados grandes de la materia en partículas de tamaño coloidal. La condensación, en cambio, consiste en agregar partículas pequeñas como iones o moléculas.

Clasificación de dispersiones coloides
Staudinger propuso clasificar a todos los sistemas no por el diámetro de la partícula, sino de acuerdo con el número de átomos allí contenidos: una partícula coloidal debe contener cuando menos 1,000 átomos. Para una sustancia orgánica, el rango es 103 - 109 átomos
Otra clasificación es de acuerdo a la composición química de la partícula y pueden ser: orgánicos o inorgánicos. Otra es de acuerdo a la forma de la partícula: coloides globulares (esféricos) y coloides fibrosos (lineales). Este criterio morfológico ha resultado ser muy fructífero en la ciencia coloidal puesto que muchas propiedades importantes dependen de la forma de la partícula. Las fibras naturales y las sintéticas de importancia práctica, incluyendo el caucho y los plásticos que presentan propiedades como resistencia a la tensión y la elasticidad, dependen principalmente de la longitud y estructura de las moléculas fibrosas.
Desde el punto de vista de la estructura de las partículas, según Lumire y Staudinger los coloides se clasifican en: moleculares y micelares.
Los coloides moleculares son macromoléculas formadas por enlaces químicos entre pequeñas moléculas, es decir, son polímeros. Estas estructuras moleculares son coloides verdaderos. A este grupo de coloides pertenece la mayoría de los biopolímeros orgánicos lineales: almidón, caucho, albúmina, glucógeno etc.
Los coloides micelares son estructuras macromoleculares formadas por la unión no covalente de moléculas pequeñas, que mantienen la estabilidad de la partícula coloidal por enlaces ión-dipolo, puentes hidrógeno, atracciones hidofóficas, etc. Ejemplos: moléculas de jabón o detergente en agua, mayonesa, etc.


Fase
dispersa
Medio de
dispersión
Nombre
Ejemplos típicos

Sólido
Líquido
Sol
Oro en agua, trisulfuro de arsénico en agua, azufre en agua
Liquido
Líquido
Emulsión
Agua en benceno, leche,
Mayonesa
Gas
Líquido
Espuma
Espuma de cerveza,
merengue, crema batida
Sólido
Sólido
Sol sólido
Rubíes y otras piedras
Preciosas
Liquido
Sólido
Espuma sólida
Cuarzo lechoso, ópalo
Gas
Sólido
Emulsión sólida
Piedra pomes, lava
Sólido
Gas
Aerosol sólido
Humo, polvo volcánico,
humos de cloruro de amonio
Liquido
Gas
Aerosol Líquido
Niebla, neblina
*Adaptado de la obra de Wiser, Colloid Chemistry, 2™. Ed. John Wiley an Sons 1949, Tabla 2, Pag. 3.