Composición de mezclas y sustancias puras

Sustancias puras y mezclas

Una sustancia pura tiene composición fija y propiedades definidas, como un punto de fusión específico. Puede ser un elemento (oro, Au) o un compuesto (agua, H₂O). Un compuesto solo se separa en sus elementos mediante una reacción química.

Una mezcla contiene dos o más sustancias que conservan sus propiedades y que están en proporciones variables. Se puede separar por métodos físicos, como filtrar, destilar o usar un imán.

Hay dos tipos de mezclas:

• Homogénea: se ve uniforme en todas partes (agua salada, aire, una aleación). También se llama solución.

• Heterogénea: se ven las partes distintas (granito, arena con agua, ensalada).

Una sustancia pura obedece la ley de las proporciones definidas (o composición constante): un compuesto siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción en masa. Por eso el agua tiene el mismo porcentaje de oxígeno en un lago de Michigan que en un laboratorio.

Porcentaje en masa

El porcentaje en masa (mass percent) dice cuántos gramos de un componente hay por cada 100 g del total:

Sirve para mezclas (por ejemplo, la sal en una mezcla) y para compuestos (la composición porcentual). En un compuesto, tomas la masa de un mol de la fórmula como total y la masa de los átomos del elemento en esa fórmula como parte.

Cuando una fórmula tiene subíndice, multiplica: en el CO₂ hay dos átomos de oxígeno, así que la masa de O por mol es $2(16.00) = 32.00\ \text{g}$.

Fórmula empírica a partir de la composición

La fórmula empírica es la razón entera más simple entre los átomos de un compuesto. Los datos de laboratorio suelen venir como porcentajes o como masas. El método es siempre el mismo.

Por qué funciona: los átomos se combinan en razones de números enteros, y los moles cuentan átomos. La razón de moles es la razón de átomos.

Combustión y fórmula molecular

La fórmula empírica da solo la razón. La fórmula molecular da el número real de átomos. Para pasar de una a otra necesitas la masa molar:

La fórmula molecular es la empírica con todos los subíndices multiplicados por $n$ (un entero). Por ejemplo, CH₂O (30.03 g/mol) y C₆H₁₂O₆ (180.2 g/mol) tienen la misma composición porcentual, pero $n = 6$.

Para un hidrocarburo, el análisis por combustión quema la muestra en exceso de O₂. Todo el carbono pasa a CO₂ y todo el hidrógeno a H₂O. Pesas esos productos y calculas cuánto C y H había en la muestra original:

Si $m_\text{C} + m_\text{H}$ es igual a la masa de la muestra, no hay otro elemento. Si falta masa, la diferencia es el oxígeno.

Composición de una mezcla

En una mezcla, la composición no es fija. Para medirla, separas un componente por un método físico y pesas lo que queda, o descompones solo uno por reacción y mides la pérdida de masa. Luego usas el porcentaje en masa.

Cuando solo un componente se descompone al calentar, la masa perdida se debe al gas liberado. A partir de la ecuación balanceada y las masas molares, puedes calcular cuánto reactivo había. El método solo es válido si el otro componente no cambia de masa.

Vuelve al principio: el agua del Great Salt Lake es una mezcla, así que su salinidad varía con el clima. La sal de mesa es un compuesto: su composición es siempre 39.34% Na y 60.66% Cl.

Resumen

• Una sustancia pura (elemento o compuesto) tiene composición fija. Una mezcla tiene composición variable y puede ser homogénea o heterogénea.

• Porcentaje en masa $= \dfrac{\text{masa del componente}}{\text{masa total}} \times 100\%$. Para un compuesto, usa masa de los átomos del elemento entre la masa molar.

• Fórmula empírica: pasa a moles, divide entre el menor y, si hace falta, multiplica para obtener enteros.

• Fórmula molecular $=$ fórmula empírica $\times\ n$, con $n = \dfrac{\text{masa molar}}{\text{masa molar empírica}}$.

• En la combustión, todo el C va al CO₂ y todo el H al H₂O. Si falta masa, es oxígeno.

• Al analizar una mezcla por pérdida de masa, verifica que solo un componente cambie.