Tema 32

La química es la ciencia que estudia la materia, su composición, su estructura y las transformaciones que experimenta. Antes de abordar el átomo o el enlace, el químico necesita un marco ordenado para clasificar lo que observa: qué es un sistema material, cómo distinguir una mezcla de una sustancia pura, cuándo un cambio es físico y cuándo es químico, cómo separar los componentes de una muestra y, finalmente, cómo nombrar y formular con un lenguaje universal. Ese es el contenido de este tema, que constituye la puerta de entrada conceptual y metodológica a toda la química y uno de los primeros bloques que el alumnado aborda con rigor en la ESO.

Su importancia es doble. Desde el punto de vista epistemológico, aquí se establecen las leyes ponderales que fundamentaron la teoría atómica y convirtieron la química en una ciencia cuantitativa a finales del siglo XVIII. Desde el punto de vista didáctico, es un tema profundamente experimental y competencial: separar una mezcla, interpretar un cambio o formular un compuesto son destrezas que conectan el laboratorio con el lenguaje simbólico propio de la disciplina.

1. Sistemas materiales

Se denomina materia a todo aquello que tiene masa y ocupa un volumen. Un sistema material es una porción de materia que aislamos —real o mentalmente— para su estudio, delimitada por unas paredes o fronteras que la separan del entorno. Según el intercambio de materia y energía con el exterior, un sistema puede ser abierto (intercambia ambas), cerrado (solo energía) o aislado (ni materia ni energía).

Propiedades de la materia

Las propiedades de un sistema material se clasifican en:

• Generales o extensivas: dependen de la cantidad de materia (masa, volumen). No sirven para identificar una sustancia.
• Específicas o intensivas: no dependen de la cantidad de materia y caracterizan a cada sustancia (densidad, temperatura de fusión y de ebullición, solubilidad, índice de refracción, calor específico). Son las que permiten identificar una sustancia pura.

La densidad, por ejemplo, se define como el cociente entre la masa y el volumen:

y, al ser una propiedad intensiva, tiene un valor característico para cada sustancia en condiciones dadas de presión y temperatura.

Estados de agregación

La materia se presenta en tres estados de agregación principales —sólido, líquido y gas—, a los que se añade el plasma en condiciones de alta energía. La teoría cinético-molecular los explica en función de la intensidad de las fuerzas intermoleculares y del grado de movimiento de las partículas. Los cambios entre estados (fusión, vaporización, condensación, solidificación, sublimación) son transformaciones físicas que se producen a temperatura constante en las sustancias puras.

Sistemas homogéneos y heterogéneos

Atendiendo a su aspecto y uniformidad, distinguimos:

• Sistema homogéneo: presenta propiedades intensivas idénticas en todos sus puntos; no se distinguen partes ni siquiera al microscopio (agua salada, aire, una aleación).
• Sistema heterogéneo: presenta discontinuidades; se aprecian partes con propiedades distintas (agua con aceite, granito, una emulsión).

Se llama fase a cada porción homogénea, físicamente diferenciable y separable mecánicamente, de un sistema. Un sistema homogéneo consta de una sola fase; uno heterogéneo, de dos o más.

2. Mezclas, sustancias puras y elementos

Combinando el criterio anterior con el de la constancia de la composición, se obtiene la clasificación fundamental de la materia:

Mezclas

Una mezcla es un sistema material formado por dos o más sustancias que conservan sus propiedades y que se hallan en proporción variable; sus componentes pueden separarse por procedimientos físicos. Se distinguen:

• Mezclas heterogéneas: sus componentes se distinguen a simple vista o al microscopio (arena y limaduras de hierro). Un caso intermedio son las dispersiones coloidales, con partículas mayores que en una disolución pero que no sedimentan (leche, gelatina).
• Mezclas homogéneas o disoluciones: presentan una sola fase y composición uniforme (agua salada, bronce). En una disolución se distingue el disolvente (componente mayoritario o que determina el estado) y el soluto (el resto).

Sustancias puras

Una sustancia pura tiene composición fija y propiedades intensivas constantes y características. Se subdividen en:

• Elementos: sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más sencillas por métodos químicos (hierro, oxígeno, oro). Cada elemento está formado por átomos del mismo tipo (mismo número atómico $Z$).
• Compuestos: sustancias puras formadas por dos o más elementos combinados en una proporción fija y definida, que sí pueden descomponerse en sus elementos por métodos químicos (agua, $\mathrm{H_2O}$; dióxido de carbono, $\mathrm{CO_2}$).

Las leyes ponderales

La distinción entre elemento, compuesto y mezcla se apoya en las leyes ponderales, que relacionan las masas en las reacciones químicas y dieron fundamento experimental a la teoría atómica:

• Ley de conservación de la masa (Lavoisier, 1789): en un sistema cerrado, la masa total permanece constante durante una reacción química. La masa de los reactivos es igual a la de los productos.
• Ley de las proporciones definidas (Proust, 1799): un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción en masa. En el agua, por ejemplo, la relación de masas hidrógeno:oxígeno es siempre $1:8$.
• Ley de las proporciones múltiples (Dalton, 1803): cuando dos elementos forman más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija del otro guardan una relación de números enteros sencillos. Así, en $\mathrm{CO}$ y $\mathrm{CO_2}$, las masas de oxígeno que se combinan con la misma masa de carbono están en relación $1:2$.

Estas leyes condujeron a John Dalton a formular en 1808 su teoría atómica: la materia está formada por átomos indivisibles e indestructibles, iguales para un mismo elemento, que se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos. Completan el cuadro la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac y la hipótesis de Avogadro (1811), relativas a los gases, que resolvieron las inconsistencias de la teoría de Dalton y permitieron establecer las fórmulas moleculares correctas.

3. Transformaciones físicas y químicas

Los sistemas materiales experimentan cambios que conviene clasificar según afecten o no a la naturaleza de las sustancias implicadas.

Transformaciones físicas

En un cambio físico no se altera la naturaleza de las sustancias: no se forman sustancias nuevas y el proceso suele ser reversible. La composición permanece, aunque cambie el estado o la forma. Son ejemplos los cambios de estado, la disolución de un soluto, la dilatación o la mezcla de sustancias. En ellos se modifican propiedades físicas (volumen, estado, forma), pero no la identidad química.

Transformaciones químicas

En un cambio químico o reacción química sí se altera la naturaleza de las sustancias: los reactivos se transforman en productos con propiedades distintas, por reorganización de los átomos y ruptura y formación de enlaces. Se representan mediante ecuaciones químicas que deben estar ajustadas para respetar la ley de conservación de la masa:

Son indicios de reacción química la aparición de un precipitado, el desprendimiento de un gas, un cambio de color permanente o una variación energética apreciable (reacciones exotérmicas y endotérmicas). Muchas reacciones son reversibles y evolucionan hacia un equilibrio:

Transformaciones nucleares

Existe un tercer tipo, las transformaciones nucleares, en las que cambia el propio núcleo atómico y un elemento se transmuta en otro (fisión, fusión, desintegración radiactiva). A diferencia de las reacciones químicas —que afectan a la corteza electrónica—, aquí no se conserva la identidad de los elementos y las energías implicadas son varios órdenes de magnitud mayores.

4. Procedimientos de separación

Puesto que los componentes de una mezcla conservan sus propiedades, pueden separarse aprovechando las diferencias en sus propiedades físicas (tamaño, densidad, solubilidad, punto de ebullición, afinidad por una fase). En cambio, un compuesto solo puede descomponerse en sus elementos por métodos químicos.

Separación de mezclas heterogéneas

• Filtración: separa un sólido insoluble de un líquido (o un gas) haciendo pasar la mezcla por un medio poroso; aprovecha la diferencia de tamaño de partícula.
• Decantación: separa dos líquidos inmiscibles de distinta densidad, o un sólido sedimentado de un líquido, dejando fluir por gravedad; se emplea el embudo de decantación.
• Tamización: separa sólidos de distinto tamaño de grano mediante tamices.
• Separación magnética: separa un componente ferromagnético (limaduras de hierro) mediante un imán.
• Centrifugación: acelera la sedimentación de partículas en suspensión aumentando la fuerza aparente mediante un giro rápido.

Separación de mezclas homogéneas (disoluciones)

• Cristalización: se evapora lentamente el disolvente para que el soluto disuelto forme cristales; permite purificar sólidos.
• Destilación: separa líquidos miscibles o un soluto disuelto en un líquido aprovechando la diferencia de puntos de ebullición. Se vaporiza el componente más volátil y se condensa en un refrigerante. La destilación fraccionada, con columna de fraccionamiento, separa mezclas de líquidos con puntos de ebullición próximos (por ejemplo, los componentes del petróleo).
• Extracción: separa un soluto repartiéndolo entre dos disolventes inmiscibles, según su distinta solubilidad.
• Cromatografía: separa los componentes de una mezcla por su distinta afinidad entre una fase móvil (que avanza) y una fase estacionaria (fija). Es muy sensible y se usa para mezclas de pigmentos, aminoácidos o gases.

Descomposición de compuestos

Para separar los elementos de un compuesto se recurre a métodos químicos:

• Electrólisis: descompone un compuesto (fundido o en disolución) mediante el paso de corriente eléctrica. La electrólisis del agua la descompone en sus elementos:

• Descomposición térmica: el calor descompone ciertos compuestos, como el carbonato de calcio en óxido de calcio y dióxido de carbono:

5. Lenguaje químico: normas IUPAC

La química dispone de un lenguaje simbólico universal que permite representar sustancias y procesos con precisión y sin ambigüedad. Su normalización corre a cargo de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), cuyas recomendaciones vigentes para química inorgánica datan de 2005 (Red Book).

Símbolos y fórmulas

Cada elemento se representa con un símbolo químico —una o dos letras, la primera mayúscula— establecido por Berzelius a partir del nombre latino ($\mathrm{Fe}$, hierro; $\mathrm{Na}$, sodio; $\mathrm{O}$, oxígeno). Una fórmula química indica los elementos que forman una sustancia y, mediante subíndices, la proporción de sus átomos:

• Fórmula molecular: número real de átomos de cada elemento en la molécula ($\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{C_6H_{12}O_6}$).
• Fórmula empírica: proporción más sencilla de átomos ($\mathrm{CH_2O}$ para la glucosa).
• Los compuestos iónicos se representan por su fórmula unidad, que expresa la proporción de iones ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{CaF_2}$).

Número de oxidación

El número de oxidación es la carga que tendría un átomo si los electrones de enlace se asignaran al elemento más electronegativo. Es la magnitud clave para formular: en un compuesto neutro, la suma de los números de oxidación, multiplicados por el número de átomos, es cero.

Sistemas de nomenclatura IUPAC

Las recomendaciones de 2005 organizan la nomenclatura inorgánica en tres sistemas:

• Nomenclatura de composición (estequiométrica): utiliza prefijos multiplicadores (mono-, di-, tri-, tetra-…) para indicar la proporción, o bien el número de oxidación en cifras romanas entre paréntesis (nomenclatura de Stock). Ejemplos: $\mathrm{CO_2}$ es dióxido de carbono; $\mathrm{Fe_2O_3}$ es trióxido de dihierro u óxido de hierro(III).
• Nomenclatura de sustitución: propia de la química orgánica y de algunos hidruros, se basa en una cadena principal cuyos hidrógenos se sustituyen.
• Nomenclatura de adición: describe el compuesto como un átomo central rodeado de ligandos; se emplea sobre todo en compuestos de coordinación.

Principales familias de compuestos inorgánicos

A modo de síntesis, con ejemplos formulados:

• Óxidos (elemento + oxígeno): $\mathrm{CaO}$ (óxido de calcio), $\mathrm{SO_3}$ (trióxido de azufre u óxido de azufre(VI)).
• Hidruros y compuestos con hidrógeno: $\mathrm{NH_3}$ (amoniaco, nombre aceptado), $\mathrm{HCl}$ (cloruro de hidrógeno; en disolución, ácido clorhídrico).
• Hidróxidos (catión metálico + $\mathrm{OH^-}$): $\mathrm{NaOH}$ (hidróxido de sodio), $\mathrm{Ca(OH)_2}$ (hidróxido de calcio).
• Oxoácidos: $\mathrm{H_2SO_4}$ (ácido sulfúrico), $\mathrm{HNO_3}$ (ácido nítrico).
• Sales: $\mathrm{CaCO_3}$ (carbonato de calcio), $\mathrm{NaCl}$ (cloruro de sodio), $\mathrm{Na_2SO_4}$ (sulfato de sodio).

Para nombrar y formular con corrección conviene conocer los iones más comunes, sus cargas y los nombres tradicionales todavía aceptados por la IUPAC (amoniaco, agua). Este lenguaje es la herramienta con la que se escriben las ecuaciones y se comunica toda la química.

Aplicación didáctica

En el currículo LOMLOE (Real Decreto 217/2022), estos contenidos se abordan de forma progresiva a lo largo de la ESO dentro de la materia de Física y Química. En 2.º de ESO se introducen los sistemas materiales, las mezclas y las sustancias puras, los cambios de estado y las técnicas básicas de separación; en 3.º de ESO se profundiza en los cambios físicos y químicos, las leyes ponderales, la teoría atómica, la formulación y la nomenclatura de composición de compuestos binarios sencillos. El tema desarrolla especialmente la competencia STEM y la competencia en indagación científica, y se presta a situaciones de aprendizaje en torno al reciclaje, la potabilización del agua o el análisis de etiquetas de productos.

Metodológicamente, es un tema idóneo para el trabajo experimental: separar una mezcla real (arena, sal y limaduras de hierro), montar una destilación sencilla o realizar una cromatografía de tintas permite conectar teoría y práctica y evaluar por competencias. Conviene anticipar las ideas previas y errores frecuentes: confundir mezcla homogénea con sustancia pura (el aire o el agua del grifo se perciben como “puros”); creer que en un cambio químico se conserva la sustancia y no solo la masa; pensar que disolver es “hacer desaparecer” el soluto; o interpretar la disolución como una reacción química. El uso de modelos de partículas y de representaciones a nivel submicroscópico, junto con la práctica de laboratorio, resulta muy eficaz para corregir estas concepciones alternativas y para asentar la distinción entre los niveles macroscópico, submicroscópico y simbólico de la química.

Conclusión

Este tema proporciona el armazón conceptual básico de la química: una clasificación ordenada de la materia (sistemas homogéneos y heterogéneos, mezclas, sustancias puras, elementos y compuestos), el criterio para distinguir las transformaciones físicas de las químicas y de las nucleares, el repertorio de técnicas para separar y purificar, y el lenguaje simbólico normalizado por la IUPAC con el que se nombra y formula. Las leyes ponderales que aquí se estudian no son un mero contenido histórico: fueron el fundamento experimental de la teoría atómica y, con ella, del edificio entero de la química moderna. Dominar estos conceptos y sus métodos experimentales es requisito imprescindible para abordar después la estructura atómica, el enlace químico, la estequiometría y la reactividad, y constituye uno de los pilares de la alfabetización científica del alumnado de Secundaria.