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viernes, 16 de mayo de 2025

La materia




La materia es todo lo que existe en el universo, tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Se clasifica en dos grandes categorías: materia ordinaria y materia oscura. La materia oscura, aunque representa una proporción mucho mayor del universo, es invisible y no interactúa directamente con la luz, lo que la hace no observable mediante métodos convencionales. Por otro lado, el curso de química se centra en el estudio de la materia ordinaria, que constituye todo aquello que podemos observar y manipular en nuestro entorno.

La materia ordinaria puede presentarse en diferentes estados físicos según su nivel de energía: sólido, líquido, gaseoso y plasma. Los sólidos poseen forma y volumen definidos, los líquidos tienen volumen definido pero adoptan la forma del recipiente, los gases no tienen forma ni volumen definidos, y el plasma, un estado de alta energía, consiste en un gas ionizado con partículas cargadas. Además de estos, existen otros estados exóticos de la materia, menos comunes y que se manifiestan bajo condiciones extremas, como el condensado de Bose-Einstein, el líquido cuántico o los cristales de tiempo, los cuales son objeto de investigación avanzada en física y química. Estos estados nos permiten explorar las propiedades fundamentales de la materia en contextos más allá de lo cotidiano.

La materia ordinaria en sustancias puras y sustancias impuras (que veremos en la siguiente lección). Las sustancias puras están compuestas por un solo tipo de entidad o partícula, ya sea átomos o moléculas. Una sustancia pura es aquella que posee las mismas propiedades químicas y físicas en cualquier lugar del universo, independientemente de las condiciones externas. Estas propiedades, consideradas en su conjunto, constituyen lo que conocemos como su identidad química, que incluye características como su composición, estructura molecular y reactividad. Cuando varias sustancias comparten propiedades químicas similares, las agrupamos en familias de sustancias, lo que permite clasificar y estudiar de manera sistemática los comportamientos y patrones comunes entre ellas. Ejemplos de familias de sustancias incluyen los ácidos, los azúcares y los metales alcalinos. Es importante destacar que una misma sustancia puede pertenecer a múltiples familias químicas, ya que estas dependen de los criterios de organización, los cuales pueden variar según el contexto químico o el enfoque del estudio. Por ejemplo, el ácido acético (CH₃COOH) pertenece simultáneamente a la familia de los ácidos carboxílicos y a la de los compuestos orgánicos oxigenados, mientras que la glucosa (C₆H₁₂O₆) se clasifica tanto como un azúcar (o carbohidrato) como un compuesto polihidroxilado. Esta flexibilidad en la clasificación refleja la diversidad de propiedades químicas y la posibilidad de analizar las sustancias desde diferentes perspectivas, como su funcionalidad, estructura molecular o comportamiento en reacciones químicas.

Figura 1. La figura representa la clasificación clásica de la materia ordinaria, dividiéndola en sustancias puras e impuras. Las sustancias puras se subdividen en elementos, que son aquellos compuestos por un solo tipo de átomo, y compuestos, que están formados por dos o más elementos químicos combinados en proporciones fijas. Las sustancias impuras o mezclas, por otro lado, se dividen en homogéneas, aquellas que tienen una composición uniforme en toda su extensión, como las soluciones, y heterogéneas, que presentan una composición no uniforme, como las mezclas de arena y agua o los materiales que contienen fases distintas a simple vista. Esta clasificación proporciona un marco básico para entender la estructura y composición de la materia en el ámbito de la química.

Dentro de las sustancias puras se encuentran los elementos, que están formados por átomos o moléculas de la misma identidad química. Estos elementos pueden ser monoatómicos “átomos libres”, como el helio (He), diatómicos, como el dioxígeno (O₂), o poliatómicos, como el octazufre (S₈), siendo los diatómicos o poliatómicos moleculares ya que sus partículas son conjuntos de átomos enlazados. También existen los compuestos, que están formados por moléculas con átomos de distinta identidad química, como el agua (H₂O) o el metano (CH₄). Estas sustancias poseen propiedades específicas, entre las que destacan la masa estándar o masa molar, que puede ser atómica (un átomo aislado), molecular (una molécula aislada) o molar (una mol de entidades). Además, presentan polaridad, que está relacionada con la forma de las moléculas y la manifestación de cargas atractivas o repulsivas.

Desde 2019, el Sistema Internacional de Unidades (SI) define al mol como un sistema que contiene exactamente 6.02214076 × 10²³ entidades elementales (ya sean átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas como esferas, hojas, personas, u otras entidades contables). En lenguaje coloquial, esto equivale aproximadamente a 602 214 trillones largos de entidades.

Los átomos son las partículas más pequeñas que conservan la identidad química de un elemento. Se representan mediante diversos modelos atómicos desarrollados a lo largo de la historia, como el modelo de esferas (Dalton y Thomson), el modelo planetario (Rutherford y Bohr) y el modelo de probabilidades (actual). Este último, basado en principios matemáticos, no ofrece una imagen mental precisa del átomo, sino una interpretación probabilística de su estructura, representada como nubes de densidad electrónica. Cuando los átomos se unen mediante un enlace químico fuerte, forman moléculas. Por otro lado, al ganar o perder electrones, los átomos dan lugar a iones monoatómicos, mientras que las moléculas pueden formar iones poliatómicos.

Referencias

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Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill New York.

Chang, R., & Overby, J. (2021). Chemistry (14th ed.). McGraw-Hill.

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Matamala, M., & González Tejerina, P. (1975). Química (1ª ed.). Bogotá: Ediciones Cultural.

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Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.

Fugura. Clasificación de la materia


La figura representa la clasificación clásica de la materia ordinaria, un esquema fundamental en el estudio de la química que permite organizar los diferentes tipos de sustancias según su composición y estructura interna. En primer lugar, se distingue entre sustancias puras y mezclas (también llamadas sustancias impuras). Las sustancias puras son aquellas que tienen una composición fija y propiedades constantes en cualquier muestra. Estas se dividen a su vez en elementos y compuestos. Los elementos están formados por un solo tipo de átomo, como el oxígeno (O₂), el hierro (Fe) o el helio (He), y no pueden descomponerse en sustancias más simples por medios químicos. En cambio, los compuestos están formados por átomos de diferentes elementos unidos químicamente en proporciones definidas, como en el caso del agua (H₂O) o el dióxido de carbono (CO₂). Estos compuestos sí pueden descomponerse mediante reacciones químicas en los elementos que los constituyen.

Las mezclas o sustancias impuras, por su parte, están formadas por dos o más componentes que no están combinados químicamente y que pueden separarse por métodos físicos. Se clasifican en mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas. Las mezclas homogéneas, también conocidas como disoluciones, tienen una apariencia y composición uniforme en toda su extensión, como el aire o el agua con sal disuelta. En cambio, las mezclas heterogéneas presentan una composición no uniforme, y en ellas se pueden distinguir fácilmente sus componentes, como en el caso de la mezcla de arena y agua, o de un granito compuesto por cuarzo, feldespato y mica.

Esta clasificación no solo permite entender la materia desde un punto de vista teórico, sino que constituye la base para analizar, separar y transformar sustancias en el laboratorio y en aplicaciones tecnológicas.

Propiedades de las disoluciones


Sección 1.

Conceptos clave

[La materia]

[Mezclas heterogéneas]

Otros conceptos

[Que es el átomo químico]

[Suspensiones contaminantes]

Sección 2.

Conceptos clave

[Mezclas homogéneas]

[Conversiones entre unidades de concentración]

Otros conceptos

[La sangre como una mezcla homogénea]

[Cocina molecular]

Sección 3.

Conceptos clave

[Solubilidad y temperatura]

[Tablas de solubilidad e insolubilidad]

Otros conceptos

[Los carbonatos y las playas blancas]

[Contaminación térmica]

Sección 4.

Conceptos clave

[Disoluciones simples y en serie]

[Mezclas de disoluciones líquidas y gaseosas]

Otros conceptos

[Destilación y aplicaciones]

[Azúcar para unos, sed para todos]

Sección 5.

Conceptos clave

[Presión de vapor]

[Ley de Henry]

[Tabla de constantes de Henry]

Otros conceptos

[Vapores laborales]

[De la broma de la soda a los super humanos]

 Sección 6.

Conceptos clave

[Propiedades coligativas y factor de vant´Hoff]

[Tabla de factor de van´t Hoff]

Otros conceptos

[La anguila eléctrica]

[La batería AA]

 Sección 7.

Conceptos clave

[Grado de ionización y ecuación de ionización de van´t Hoff]

[Descenso en la presión de vapor]

[Casos especiales de la ley de Raoult]

[Tabla de presiones de vapor para el agua]

Otros conceptos

[Café descafeinado]

[Presiones de vapor en la vida cotidiana]

Sección 8.

Conceptos clave

[Incremento ebulloscópico y descenso crioscópico]

[Tablas de constantes crioscópicas y ebulloscópicas]

[Presión osmótica]

Otros conceptos

[Refrigerantes y  anticongelantes]

[Estrés osmótico]

Sección 9.

Conceptos clave

[Masa molar y propiedades coligativas]

[Coloides y fronteras de fase]

Otros conceptos

[El hielo como invernadero]

Introducción

El estudio de las disoluciones constituye uno de los ejes centrales en la comprensión del comportamiento de la materia en sistemas complejos y reales. Más allá de ser una simple clasificación de mezclas homogéneas, el análisis de sus propiedades permite establecer puentes entre la estructura molecular, la interacción entre partículas, y los efectos observables a nivel macroscópico. Desde esta perspectiva, la química de disoluciones se convierte en una plataforma integradora para fenómenos tan diversos como la osmorregulación en los seres vivos, la formulación de fármacos, la cocina molecular o la seguridad industrial.

Este capítulo se organiza en dos niveles de contenido complementarios. En primer lugar, se desarrollan los conceptos clave fundamentales: la distinción entre mezclas homogéneas y heterogéneas, la noción de electrolito como especie que modula la conductividad de la disolución, la solubilidad como fenómeno termodinámico y cinético, y los efectos de variables como temperatura, presión y concentración. Estas ideas permiten interpretar y predecir cómo las especies químicas se comportan en diferentes entornos, como en el caso del descenso crioscópico o el aumento ebulloscópico, propiedades que dependen exclusivamente del número de partículas en solución, y no de su naturaleza química. De este modo, se establecen relaciones cuantitativas entre fenómenos tan distintos como el punto de congelación de un anticongelante automotriz y la presión osmótica en células vegetales.

En segundo lugar, se introducen una serie de conceptos ampliados, que permiten una reflexión más profunda sobre el rol de las disoluciones en contextos pedagógicos, ambientales y tecnológicos. Se exploran aplicaciones como la destilación para separar mezclas líquidas, la influencia de las trazas contaminantes en soluciones biológicas, o la Ley de Henry, que explica fenómenos como la liberación de dióxido de carbono en bebidas gaseosas o la solubilidad de gases peligrosos en ambientes industriales. Ejemplos como el de los vapores laborales o los efectos del nitrógeno disuelto en la sangre de los buceadores permiten ilustrar cómo los principios químicos se convierten en herramientas para la salud y la seguridad.

Además, se enfatiza el potencial de las disoluciones como recurso didáctico. Su estudio permite conectar conceptos dispersos de la química general —como molalidad, fracción molar, presión de vapor o masa molar aparente— bajo un marco común. Esto facilita que el estudiante no solo aprenda a calcular cuántos gramos de soluto hay en un litro de solución, sino que comprenda por qué esos gramos modifican el punto de ebullición, o cómo la presión osmótica afecta la vida de una célula. Esta visión unificadora ha sido propuesta por autores como Atkins y Jones (2016), Petrucci et al. (2017) y Zumdahl & Zumdahl (2020), quienes presentan la química de disoluciones como una interfaz entre la física molecular y los desafíos reales de la ciencia aplicada.

Finalmente, las propiedades coligativas son analizadas como punto de convergencia de la teoría y la práctica. Su estudio permite determinar masas molares desconocidas, como ocurre en análisis forenses o en la caracterización de contaminantes. También abren la puerta a innovaciones en la química alimentaria, como el diseño de alimentos bajos en sodio sin perder funcionalidad osmótica, o el desarrollo de refrigerantes sostenibles que protejan el ambiente sin sacrificar eficiencia. En todos estos casos, la química de disoluciones no es un tema aislado, sino un lenguaje profundo que traduce la interacción de las partículas en predicciones medibles, controlables y económicamente relevantes.

jueves, 15 de mayo de 2025

Identificación orgánica

La identificación elemental de los compuestos orgánicos constituye una base esencial en la química moderna, pues permite determinar con exactitud qué elementos químicos y en qué proporciones están presentes en una sustancia. Este proceso ha experimentado una notable evolución desde sus métodos iniciales, impulsando el conocimiento profundo de la estructura molecular y facilitando el desarrollo de industrias químicas y farmacéuticas multimillonarias.

En sus comienzos, la identificación elemental se apoyaba en técnicas clásicas como el análisis gravimétrico y la combustión completa de compuestos orgánicos para determinar el contenido de carbono (C) e hidrógeno (H). Este análisis permitía medir las masas relativas de estos elementos tras convertirlos en productos gaseosos como dióxido de carbono (CO₂) y agua (H₂O), estableciendo así las proporciones en masa de los constituyentes. Estos datos fueron clave para formular las primeras leyes estequiométricas, como la ley de proporciones definidas, que postula que un compuesto químico siempre contiene los mismos elementos en las mismas proporciones de masa.

Figura 1.  El espectrómetro de masas identifica y cuantifica compuestos analizando la relación masa-carga (m/z) de sus iones. Ioniza la muestra, separa los iones según su masa mediante campos eléctricos o magnéticos, y detecta su abundancia para generar un espectro característico. Es clave en química orgánica, farmacología y biotecnología, especialmente al combinarse con técnicas cromatográficas como GC-MS o LC-MS, para analizar compuestos complejos con alta precisión y sensibilidad.

Con el avance tecnológico, la identificación elemental incorporó técnicas instrumentales sofisticadas, tales como la espectroscopía de masas (MS), la espectroscopía de absorción atómica (AAS) y la espectroscopía de emisión óptica (OES). Estas herramientas permitieron analizar con mayor sensibilidad y precisión la presencia de heteroátomos como nitrógeno (N), azufre (S), halógenos y metales de transición, elementos que muchas veces forman parte de compuestos organometálicos y complejos bioquímicos. La combinación con métodos de cromatografía facilitó el estudio de mezclas complejas, aislando y caracterizando cada componente para un análisis elemental detallado.

La importancia de la identificación elemental en la química orgánica actual es indiscutible, pues es vital para el diseño, síntesis y control de calidad de productos como fármacos, polímeros, agroquímicos y materiales avanzados. Por ejemplo, en la industria farmacéutica, asegurar que un compuesto tiene la composición elemental correcta es crucial para garantizar su eficacia y seguridad. En la producción de polímeros, la composición elemental afecta directamente las propiedades físicas y químicas del material, como su resistencia, flexibilidad y estabilidad térmica.

Este campo mueve miles de millones de dólares a nivel global. Los laboratorios especializados invierten en tecnología de punta para proporcionar análisis rápidos y precisos, respaldando la innovación en química orgánica, biotecnología y desarrollo de materiales. La capacidad para identificar con exactitud la composición elemental de nuevos compuestos permite a las empresas mantener la competitividad y responder a las demandas del mercado globalizado.

Finalmente, la identificación elemental cobra especial relevancia en la química verde y la sostenibilidad ambiental, áreas que buscan desarrollar compuestos orgánicos derivados de fuentes renovables o con características biodegradables. Para evaluar el impacto ambiental y la eficiencia de estos compuestos, es fundamental un análisis elemental preciso que asegure la correcta proporción de elementos, minimizando residuos y toxinas.

Referencias

Skoog, D. A., Holler, F. J., & Crouch, S. R. (2017). Principles of Instrumental Analysis (7th ed.). Cengage Learning.

de Hoffmann, E., & Stroobant, V. (2007). Mass Spectrometry: Principles and Applications (3rd ed.). Wiley.

Figura. Espectrómetro de masas

El espectrómetro de masas es un instrumento fundamental en la química analítica que permite identificar y cuantificar los componentes de una muestra basándose en la relación masa-carga (m/z) de sus iones. Su principio de funcionamiento consiste en convertir las moléculas de la muestra en iones mediante un proceso de ionización, para luego separarlos según su masa y carga mediante campos eléctricos o magnéticos.

El proceso inicia con la introducción de la muestra en la fuente de ionización, donde se somete a métodos como la ionización por impacto electrónico (EI) o la ionización química (CI), generando iones cargados. Estos iones son acelerados y dirigidos hacia un analizador, que puede ser un analizador de cuadrupolo, un analizador de tiempo de vuelo (TOF) o un analizador de sector magnético, dependiendo del diseño del equipo. El analizador separa los iones de acuerdo con su relación masa-carga, permitiendo que los iones más ligeros lleguen antes o sean desviados en menor medida que los más pesados.

Finalmente, un detector registra la intensidad de los iones separados, generando un espectro de masas que representa la abundancia relativa de cada ion en función de su masa. Este espectro es una “huella digital” que puede usarse para identificar la estructura molecular y composición elemental de la muestra.

El espectrómetro de masas es especialmente útil para analizar compuestos orgánicos complejos, permitiendo determinar la masa molecular, identificar fragmentos moleculares y detectar la presencia de elementos como nitrógeno, azufre o halógenos. Su alta sensibilidad y precisión lo hacen indispensable en áreas como la química orgánica, la farmacología, el control de calidad y la biotecnología.

Además, la combinación del espectrómetro de masas con técnicas cromatográficas, como la cromatografía de gases (GC-MS) o la cromatografía líquida (LC-MS), potencia su capacidad para analizar mezclas complejas, separando y caracterizando cada componente con gran detalle. Por estas razones, el espectrómetro de masas es una herramienta clave en la investigación y desarrollo científico actual.

Análisis de composición

El análisis de composición comprende un conjunto de técnicas estequiométricas relativamente avanzadas, ya que, a diferencia de los problemas estequiométricos tradicionales, no parte de una ecuación química balanceada evidente. Esta ausencia inicial de una reacción explícita obliga a inferir relaciones estequiométricas a partir de la descomposición conceptual de las sustancias involucradas.

Sin embargo, al identificar una sustancia clave —es decir, aquella que contiene el elemento que se desea cuantificar—, es posible aplicar el teorema de composición iónica adaptado para la descomposición de cualquier entidad de la sustancia, demostrado en lecciones anteriores. Este teorema permite descomponer la sustancia en sus elementos constituyentes o iones, y vincularlos directamente con los productos del análisis. Asumiendo además la validez de la ley de conservación de la masa, en su forma aplicada a la cantidad de sustancia de los elementos clave, se establece que dicha cantidad se mantiene constante entre los reactivos clave para el análisis y los productos reservorio, es decir, aquellos en los que el elemento queda confinado y medido experimentalmente.

Este enfoque convierte lo que inicialmente parece un escenario abierto o incierto en un procedimiento completamente trivial desde el punto de vista algebraico, con fórmulas claras y reproducibles. Así, el análisis de composición se fundamenta en principios generales, pero requiere una lectura analítica del sistema para reducirlo a relaciones cuantitativas simples entre masas, cantidades de sustancia y masas molares, siempre bajo el supuesto de una transformación completa y selectiva del elemento estudiado.

Análisis de combustión

El análisis de combustión es una técnica fundamental tanto en química orgánica como en química analítica, empleada para determinar la composición elemental —y, en particular, la fórmula empírica— de un compuesto puro. Consiste en la combustión total de una muestra en condiciones controladas, permitiendo medir con precisión los productos de oxidación, como CO₂, H₂O, NO/NO₂ y SO₂. A partir del número de moles de estos productos, se calcula la proporción de átomos en el compuesto original. Históricamente, fue desarrollado por Joseph Louis Gay-Lussac y perfeccionado por Justus von Liebig, quien lo convirtió en un método estándar del análisis químico.

Figura 1. Aparato para análisis de combustión. Un compuesto que contiene carbono e hidrógeno (CaHb) o carbono, hidrógeno y oxígeno (CaHbOc) se quema por completo para formar H2O y CO2. Los productos se dibujan a través de dos tubos. El primer tubo absorbe agua y el segundo tubo absorbe dióxido de carbono.

Este método se utiliza principalmente para compuestos que contienen carbono (C), hidrógeno (H), nitrógeno (N) y azufre (S). Sus aplicaciones incluyen la determinación de proteínas en alimentos mediante el contenido de nitrógeno, el análisis de azufre en combustibles, o la medición de carbono orgánico total (TOC) en aguas.

Para compuestos que contienen solo C, H y O, como CaHbOc, el procedimiento permite obtener las masas de CO₂ y H₂O capturadas en absorbentes específicos. A partir de estas masas, se calcula la cantidad de C y H; el oxígeno se determina por diferencia con la masa total de la muestra.

Aunque no se requiere la ecuación química balanceada, es indispensable aplicar la ley de las proporciones definidas desde una perspectiva molecular.

Caso 1. Masa molar conocida.

Figura 2. Subíndice de un elemento x distinto de oxígeno con producto reservorio conocido y masa molar verdadera conocida. Demostración.

Figura 3. Subíndice del oxígeno como función de la masa molar verdadera conocida. Demostración.

Caso 2 Masa molar desconocida.

Figura 4. Cantidad del elemento x distinto de oxígeno. Demostración.

Figura 5. Cantidad de oxígeno. Demostración. Demostración.

Figura 6. El subíndice empírico de los elementos de tipo a se obtiene al calcular el cociente entre su cantidad de sustancia y la cantidad de sustancia del elemento de tipo b, el cual ha sido elegido como elemento de ponderación por ser el que presenta la menor cantidad de moles en la muestra analizada. Es decir, cada subíndice empírico de tipo a representa cuántas veces más moles hay de ese elemento en comparación con el elemento de tipo b. Por definición, el elemento de tipo b tiene un subíndice igual a 1, ya que se utiliza como referencia de normalización para establecer las proporciones relativas en la fórmula empírica. Este procedimiento permite convertir un conjunto de cantidades de sustancia reales en un conjunto de números relativos mínimos enteros, lo que da lugar a una fórmula que refleja la composición atómica más simple de la sustancia. Así, al dividir todas las cantidades de sustancia entre la menor de ellas, se obtiene la relación más reducida posible entre los elementos presentes, cumpliendo con el criterio de mínima proporcionalidad característico de la fórmula empíricaDemostración.

Por composición porcentual

Para evitar la dependencia excesiva de fórmulas y enfocarnos en la comprensión del proceso, debemos reconocer que el análisis de composición porcentual puede resolverse utilizando los mismos principios que en el análisis de combustión. La única diferencia fundamental es que, en lugar de obtener productos oxidados como el dióxido de carbono o el agua, el producto reservorio en este caso es el elemento puro en su forma monoatómica, tal como aparece en la tabla periódica.

Este paralelismo conceptual nos permite aplicar procedimientos ya conocidos: identificar el reactivo clave, asumir la conservación de la cantidad de sustancia del elemento durante el proceso, y calcular su masa o fracción de masa con base en el producto final. De este modo, muchos análisis se reducen a un esquema común en el que la lógica del método es más importante que memorizar fórmulas.

No obstante, para formalizar y automatizar los resultados, sí se pueden discriminar dos casos generales: uno en el que conocemos la verdadera masa molar del compuesto, lo que permite calcular directamente el subíndice del elemento a partir de su fracción de masa y masas molares; y otro en el que no contamos con esa masa molar, lo que limita el análisis a la obtención de la fórmula empírica por comparación entre cantidades de sustancia relativas. 

En este enfoque, la fracción de masa del elemento en el reactivo clave se calcula como el cociente entre la masa del producto reservorio (el elemento puro aislado) y la masa total del reactivo clave que lo contenía originalmente. Es decir, aunque el valor numérico es el mismo que el de cualquier relación porcentual, aquí se utiliza su forma fraccional, lo que permite una manipulación más directa en los pasos algebraicos del análisis.

Al escribir la fracción de masa como:

masa del elemento / masa del compuesto total,

estamos formalizando el análisis en términos estequiométricos. Esta relación puede luego sustituirse directamente en las fórmulas del teorema de composición si se dispone de la masa molar del compuesto completo, lo que permite calcular el subíndice empírico o molecular del elemento. Si, en cambio, no se conoce dicha masa molar, el análisis se limitará a determinar proporciones relativas de los elementos, pero siempre bajo el mismo principio de conservación de la masa y partiendo de un producto reservorio que representa todo el contenido del elemento clave.

Este enfoque evita depender de fórmulas memorizadas y refuerza la idea de que todo análisis porcentual puede resolverse con una lógica común, basada en relaciones simples entre masas reales medidas y masas molares conocidas, siempre bajo el supuesto de una reacción completa y específica.

Análisis gravimétrico

El análisis de composición por gravimetría es un método cuantitativo basado en la medición precisa de masas para determinar la proporción de un componente específico dentro de una sustancia. En el caso particular del análisis de una halosal soluble, se trata de una muestra cuya masa inicial es conocida, y que contiene un halógeno que deseamos cuantificar. Al hacer reaccionar esta muestra con una disolución en exceso de nitrato de plata, el halógeno forma un haluro de plata insoluble, cuya masa seca también se mide con precisión.

La clave del método reside en que el halógeno es el único componente de la muestra original que forma el precipitado, y que la cantidad de sustancia del halógeno se conserva durante la transformación. Por tanto, al conocer la masa del precipitado de haluro de plata y aplicar los principios de estequiometría y masas molares, se puede calcular la masa de halógeno presente en la muestra. Finalmente, al dividir esta masa entre la masa total de la halosal se obtiene su fracción de masa, es decir, la riqueza del halógeno en la sal original. Este procedimiento representa un ejemplo clásico de gravimetría por precipitación, aplicando la ley de conservación de la masa para inferir composiciones a partir de productos sólidos aislables.

Figura 7. Fracción de masas del elemento x halógeno en una halosal soluble como función de la masa de la halosal y la masa del haluro de plata insoluble. Demostración.

Referencias

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Teorema. Fracción de masas del halógeno en una gravimetría

[Demostración

La fracción de masa del elemento x, que en este caso es un halógeno presente en una halosal soluble, se determina en función de la masa total de la halosal y la masa del haluro de plata insoluble que se obtiene como producto en la reacción. Este cálculo se basa en la suposición de que todo el halógeno presente en la halosal original se transfiere al haluro de plata insoluble, permitiendo relacionar la masa de este producto con la cantidad de halógeno en la muestra inicial.

Al conocer la masa seca de la halosal soluble y la masa seca del haluro de plata insoluble, se puede calcular la fracción de masa del halógeno en la muestra original dividiendo la masa del halógeno contenida en el haluro de plata (obtenida a partir de la masa del haluro y su composición estequiométrica) entre la masa total de la halosal. Esta fracción representa la proporción en masa del halógeno con respecto al conjunto de la sal analizada, lo que es clave para determinar la riqueza o pureza del halógeno en la muestra.

Este método tiene aplicaciones importantes en la química analítica gravimétrica, donde se requiere cuantificar con precisión la concentración de halógenos en sales y compuestos, siendo especialmente útil en el análisis de muestras ambientales, farmacéuticas o industriales. También se emplea en la industria química para el control de calidad de productos que contienen halógenos, así como en la caracterización de sustancias complejas donde la determinación precisa de un elemento específico es fundamental. Además, este procedimiento es básico para estudios en química inorgánica y química ambiental, donde la cuantificación del contenido de halógenos puede influir en la evaluación de procesos de contaminación o en la síntesis de nuevos materiales halogenados.

Teorema. Subíndice empírico de los elementos distintos del de ponderación

El subíndice empírico de los elementos de tipo a se obtiene calculando el cociente entre su cantidad de sustancia y la cantidad de sustancia del elemento de tipo b, que ha sido elegido como elemento de ponderación debido a que presenta la menor cantidad de moles en la muestra analizada. En otras palabras, cada subíndice empírico de tipo a indica cuántas veces más moles hay de ese elemento en comparación con el elemento de tipo b. Por definición, el elemento de tipo b tiene un subíndice igual a 1, porque se utiliza como referencia para normalizar y establecer las proporciones relativas entre los elementos presentes en la muestra.

Este procedimiento es fundamental para convertir un conjunto de cantidades de sustancia reales en un conjunto de números relativos mínimos enteros, lo que permite obtener una fórmula que representa la composición atómica más simple de la sustancia, conocida como fórmula empírica. Al dividir todas las cantidades de sustancia entre la menor de ellas, se obtiene la relación más reducida posible entre los elementos, cumpliendo con el criterio de mínima proporcionalidad que caracteriza a la fórmula empírica.

Las aplicaciones de este método son amplias y críticas en la química analítica y la caracterización de compuestos. Es especialmente útil en la identificación y estudio de sustancias cuya fórmula molecular es desconocida, permitiendo determinar la proporción elemental básica que define la sustancia. Este enfoque es esencial en la industria farmacéutica para verificar la composición de fármacos, en la química orgánica para deducir estructuras moleculares, en el análisis de materiales nuevos o sintéticos, así como en la investigación ambiental para determinar la composición elemental de contaminantes o muestras biológicas. Además, la fórmula empírica obtenida a partir de estos cálculos sirve como base para cálculos estequiométricos posteriores y para determinar fórmulas moleculares si se dispone de la masa molar verdadera.

Teorema. Cantidad de oxígeno (moles) en análisis de combustión con masa molar desconocida


La determinación de la cantidad de oxígeno en un análisis de combustión se basa en la ley de conservación de la masa, que establece que la masa total de los elementos presentes en el reactivo es igual a la masa total de esos mismos elementos en los productos. En este caso, el teorema aplicado es análogo en estructura a la versión donde se conoce la masa molar verdadera del compuesto, pero aquí se sustituyen los subíndices verdaderos por las cantidades de sustancia (moles) de cada elemento y la masa molar verdadera por la masa total del reactivo.

Para calcular la cantidad de oxígeno, se parte de la suma de las cantidades de sustancia de todos los demás elementos determinados a partir de sus productos reservorio, y se relaciona con la masa total de la muestra inicial. Al aplicar esta equivalencia, se obtiene una cantidad de oxígeno en moles que no suele ser un número entero exacto, por lo que es necesario conservar varias cifras significativas para mantener la precisión en el análisis.

Para el análisis dimensional, especialmente cuando se requieren conversiones entre masa y cantidad de sustancia, es fundamental usar la masa molar en unidades de gramos por mol (g/mol), ya que facilita la relación directa entre masa y moles, y asegura coherencia en las unidades a lo largo del cálculo.

Esta metodología tiene aplicaciones esenciales en la caracterización de compuestos orgánicos que contienen oxígeno, particularmente cuando la fórmula molecular es desconocida y la cantidad exacta de oxígeno no puede ser medida directamente por otros medios. Es fundamental en el estudio de materiales complejos como carbohidratos, lípidos, proteínas, y otros compuestos biológicos, además de ser clave en la industria de petroquímicos, farmacéutica, alimentaria, y en el control de calidad ambiental donde se requiere un análisis preciso del contenido de oxígeno para evaluar la composición y propiedades de sustancias diversas.

Teorema. Cantidad de sustancia (moles) en análisis de combustión de masa molar desconocida

[Demostración

En un análisis de combustión donde la masa molar del reactivo clave es desconocida, la determinación de la cantidad de sustancia del elemento x, distinto de oxígeno, se vuelve fundamental para caracterizar la composición del compuesto. La estrategia principal consiste en calcular las cantidades de sustancia de todos los elementos presentes, partiendo de las masas medidas de sus respectivos productos reservorio, como el dióxido de carbono para el carbono o el agua para el hidrógeno.

Para ello, se cuantifica la masa de cada producto y, usando las masas molares conocidas de los compuestos producto, se calcula la cantidad de sustancia (en moles) correspondiente a cada elemento. Dado que el oxígeno es problemático por su dispersión y aporte externo, se centra la atención en los demás elementos que forman productos más específicos y medibles. Estas cantidades de sustancia permiten establecer las proporciones relativas de los elementos en la muestra inicial, aun cuando la masa molar total del compuesto sea desconocida.

Este procedimiento es especialmente útil porque las cantidades de sustancia son directamente proporcionales al número de átomos, lo que facilita la determinación de la fórmula empírica del compuesto sin necesidad de conocer su masa molar real. Así, se pueden obtener las relaciones de subíndices entre los elementos presentes, incluyendo el elemento x, al comparar sus cantidades relativas.

Las aplicaciones de esta estrategia son amplias y críticas en la caracterización de compuestos orgánicos e inorgánicos desconocidos, en el análisis de mezclas complejas donde no se dispone de información previa sobre la masa molar, y en el control de calidad de sustancias químicas en industrias como la farmacéutica, petroquímica, alimentaria y ambiental. También es esencial en la investigación académica para identificar nuevas moléculas o materiales, especialmente cuando se trabaja con compuestos sintéticos o naturales cuya fórmula molecular no ha sido establecida.

Teorema. Subíndice del oxígeno en un análisis de combustión de masa molar conocida


El subíndice del oxígeno en un análisis de combustión puede deducirse como una función de la masa molar verdadera del compuesto original, una vez que se han determinado con precisión los subíndices de los otros elementos presentes, como el carbono, el hidrógeno y, si corresponde, nitrógeno, azufre u otros heteroátomos. El oxígeno presenta una dificultad especial: su masa total en los productos no se puede atribuir exclusivamente al compuesto analizado, ya que se mezcla con el oxígeno comburente, y además se distribuye entre distintos productos reservorio, como el dióxido de carbono y el agua.

En este caso, no se puede aplicar directamente la misma estrategia que con otros elementos, pues no existe un producto reservorio exclusivo del oxígeno que lo represente de forma inequívoca. Sin embargo, si se conoce la masa molar verdadera del compuesto, es posible aplicar una estrategia por diferencia. Se calcula la masa ponderada de los demás elementos  a partir de sus subíndices y masas molares, y se resta ese valor de la masa molar total para encontrar la masa correspondiente al oxígeno. Este valor, dividido entre la masa molar del oxígeno atómico, da su subíndice molecular.

Dado que los subíndices son adimensionales, es recomendable usar las masas molares en daltons (u) en lugar de g/mol al aplicar un análisis dimensional riguroso. Esta elección permite trabajar con cantidades proporcionales al número de átomos por molécula en vez de con masas por mol, lo cual es más útil para comprender la estructura molecular.

Las aplicaciones de este enfoque incluyen el análisis detallado de compuestos oxigenados, como alcoholes, ácidos, cetonas, ésteres, y polímeros, en el campo de la química orgánica, así como en la industria alimentaria, ambiental, farmacéutica y en el desarrollo de biocombustibles y materiales avanzados, donde una comprensión precisa de la proporción de oxígeno es clave para determinar reactividad, estabilidad y propiedades funcionales.

Teorema. Subíndice de un elemento x en un análisis de combustión de masa molar conocida

[Demostración]

Cuando el elemento x, distinto de oxígeno, participa en un análisis de combustión y forma un producto reservorio conocido, es posible determinar su subíndice en la fórmula molecular si además se conoce la masa molar verdadera del compuesto. En este contexto, los términos de masa y masa molar se interpretan como cocientes o razones entre magnitudes semejantes, lo que permite obtener relaciones proporcionales sin necesidad de fórmulas algebraicas explícitas.

Durante la combustión, el elemento x reacciona para formar un producto específico y aislable que se recoge y cuantifica. Ejemplos comunes incluyen el azufre, que se transforma en dióxido de azufre, o el nitrógeno, que puede formar óxidos de nitrógeno o liberarse como nitrógeno molecular. La masa del producto reservorio proporciona una estimación precisa de la cantidad de sustancia del elemento x, que luego se compara con la masa total del compuesto original para calcular su fracción de masa.

Con esta fracción y la masa molar del elemento, se deduce cuánta masa del compuesto está asociada al elemento x. Finalmente, al contrastar esa contribución con la masa molar verdadera del compuesto, se determina el número de veces que aparece el elemento x, es decir, su subíndice en la fórmula molecular.

Este procedimiento se aplica en el análisis de compuestos orgánicos que contienen heteroátomos como nitrógeno o azufre, en la verificación de fórmulas químicas propuestas, en la caracterización de contaminantes, y en la identificación estructural de sustancias complejas como fármacos, materiales orgánicos funcionalizados o compuestos con aplicaciones industriales y medioambientales. También es clave en laboratorios de síntesis donde se requiere confirmar la proporción exacta de los elementos no carbonados.

Figura. Aparato de análisis de combustión

El análisis de combustión es una técnica clásica y poderosa para determinar la composición elemental de compuestos orgánicos, especialmente aquellos que contienen carbono e hidrógeno, y en ocasiones oxígeno. El procedimiento consiste en quemar completamente una muestra de masa conocida en exceso de oxígeno, asegurando que todos los átomos de carbono se conviertan en dióxido de carbono (CO₂) y todos los átomos de hidrógeno en agua (H₂O). Para ello se utiliza un aparato de análisis de combustión que dirige los productos gaseosos de la combustión a través de una serie de tubos. El primer tubo contiene una sustancia higroscópica, como cloruro de calcio, que absorbe el agua formada. El segundo tubo contiene un absorbente de CO₂, como hidróxido de sodio en asbesto, que retiene el dióxido de carbono. Al medir el aumento de masa en cada tubo, se determina con precisión la cantidad de hidrógeno y carbono en la muestra.

Sin embargo, cuando se trata de compuestos más complejos que incluyen otros elementos como nitrógeno, azufre o metales —como en aminas, sulfuros, tióles, o compuestos organometálicos—, el análisis requiere técnicas instrumentales más avanzadas. Entre ellas destacan la espectrometría de masas, que permite descomponer moléculas en fragmentos y detectar sus masas específicas; el análisis elemental por combustión con detectores térmicos o infrarrojos, que puede identificar nitrógeno y azufre por sus productos gaseosos característicos (como NOx o SO₂); y la espectroscopía de absorción atómica, útil para identificar y cuantificar metales presentes en la estructura del compuesto.

Estas técnicas se apoyan en modelos de fragmentación molecular, comportamiento espectral y cuantificación por calibración, que hacen posible la identificación precisa de la composición incluso en estructuras moleculares complejas, más allá de los métodos gravimétricos tradicionales.