COLEGIO DE SAN FRANCISCO DE PAULA Departamento de Ciencias Naturales
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TEMA 6. Estructura de la Materia II El átomo Un átomo es la parte más pequeña de construcción de la materia. El conocimiento sobre el tamaño y la estructura del átomo ha aumentado a medida que las teorías científicas han progresado. Tres científicos han contribuido especialmente, al conocimiento de la estructura del átomo, John Dalton, J.J. Thomson, and Ernest Rutherford. Hoy sabemos que los átomos están hechos de tres partículas subatómicas fundamentales: protones, neutrones, y electrones.
Partículas subatómicas El electrón (e-) fue descubierto en 1897 por el físico J.J. Thomson cuando estudiaba los rayos catódicos. También calculó la masa del electrón y encontró que era muy pequeña comparada con la masa total del átomo. Por lo tanto, una revisión del átomo indivisible de Dalton se hacía necesaria. Si el átomo no era indivisible, ¿como era realmente su estructura? Muchos experimentos fueron llevados a cabo y en 1911, Rutherford descubrió la partícula positiva que forma el átomo. Se la llamó protón, y su masa era aproximadamente 2 000 veces mayor que la del electrón, y su carga era exactamente la misma que la del electrón pero de signo positivo. Podemos concluir que la materia está formada de átomos, y que los átomos están formados de electrones y protones. Adicionalmente, los átomos deben poseer la misma cantidad de protones que de electrones, dado que son eléctricamente neutros. El neutrón todavía tenía que ser descubierto, pero no fue hasta 1932 por Chadwick, pupilo de Rutherford. Su masa es similar a la del protón, pero no tiene carga. Una vez que las diferentes partículas subatómicas habían sido descubiertas, la gran pregunta era como se disponían en el interior del átomo. Modelo atómico de Rutherford Ernest Rutherford (1871-1937), que fue quien contribuyó principalmente a la formulación de un modelo atómico, realizó el siguiente experimento. Cogió una finísima lámina de oro y la bombardeó con partículas con carga positiva (conocidas como partículas alfa). Detrás de la lámina situó una cámara para poder seguir y estudiar la trayectoria de las partículas después de que atravesaran o rebotaran en la lámina de oro. Rutherford encontró que: 1) La mayoría de las partículas alfa atravesaron la lámina sin desviar su trayectoria. 2) Una pequeña proporción de partículas fueron desviadas de su trayectoria al atravesar por la lámina de oro. 3) Una de cada 10 000 partículas fueron rebotadas por la lámina de oro. 1/12
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A partir de estos resultados Rutherford sacó las siguientes conclusiones: •
La mayor parte del átomo es un espacio vacío.
•
La carga positiva el átomo se encuentra localizada en un núcleo muy pequeño y denso.
•
Los electrones orbitan (giran) alrededor del núcleo.
Con este experimento probó que aunque Dalton tenía razón en cierta parte, había una incorrección en su modelo del átomo. Rutherford también comprobó que el átomo era en su mayor parte un espacio vacío. En el centro de este espacio está un corazón muy pequeño denominado núcleo. Rutherford estableció que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. Encontró que un electrón es 1/1836 la masa de un protón y también propuso que los electrones se mueven siguiendo órbitas alrededor del núcleo. Los átomos están formados de protones, neutrones y electrones. •
Los protones son partículas con carga eléctrica positiva. La masa de un protón es muy similar a la masa de un átomo de hidrógeno.
•
Los neutrones poseen una masa similar a la del protón. Sin embargo, los neutrones no están eléctricamente cargados.
•
Los electrones poseen carga eléctrica negativa y su masa es alrededor de 1836 veces menor que la masa de un protón.
Como hemos visto, a lo largo de la historia han surgido distintas teorías que han intentado explicar la distribución de las partículas subatómicas en el átomo. Actualmente, la teoría más aceptada sugiere que el átomo está formado por dos partes; el núcleo y una nube de electrones a su alrededor. El núcleo de un átomo es extremadamente pequeño en comparación con la totalidad del átomo. Si un átomo tuviera el tamaño de un estadio de fútbol, entonces su núcleo sería del tamaño de una judía.
Número atómico (Z) El número de protones varía de un elemento a otro, pero todos los átomos de un mismo elemento siempre tienen el mismo número de protones.
El número exacto de protones es característico para cada elemento, se denomina número atómico y se representa por la letra Z.
Z = número atómico = número de protones = número de electrones Ejemplo: Cada átomo de helio tiene dos protones, los átomos de litio tienen tres protones cada uno, y cada átomo de carbono presenta seis protones. En su estado natural, los átomos no poseen carga eléctrica, por tanto son neutros. Esto significa que tienen el mismo número de protones cargados positivamente que de electrones cargados negativamente. Por tanto, el 2/12
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átomo de helio, en su estado natural, tiene dos electrones, el átomo de litio tres y el de carbono seis. Por ello, en un átomo neutro, el número atómico también indica el número de electrones.
Helio (He), Z = 2
Z=3
Carbono (C), Z = 6
Tres diferentes representaciones de los átomos vistos en el ejemplo anterior. Los círculos muestran por donde los electrones giran alrededor del núcleo. En realidad, los científicos no pueden decir exactamente donde se encuentra un electrón en un momento dado, esto es por lo que hablamos de una “nube electrónica” o región de probabilidad
Isótopos El número de protones y de electrones es siempre el mismo en los átomos neutros de un elemento químico, pero el número de neutrones puede variar. Los átomos que presentan esta circunstancia se denominan isótopos. Ejemplo: El isótopo de hidrógeno más abundante (Z = 1) es el prótido (un único protón, sin neutrones) seguido por el deuterio (un protón y un neutrón) y el menos abundante es el tritio (un protón y dos neutrones). Otro ejemplo es el oxígeno, con número atómico 8, puede tener 8, 9, o 10 neutrones.
Número másico (A) Los protones y neutrones están situados en el núcleo del átomo. El número másico de un átomo indica el número de partículas que el núcleo de dicho átomo contiene y se representa por la letra A.
A = número másico = número de protones + número de neutrones Si llamamos n al número de neutrones, podemos concluir que
A=Z+n
Por consiguiente, podemos saber el número de cada una de las partículas fundamentales que forman el átomo si conocemos Z (el número atómico) y A (la masa número). Ejemplo: símbolo = C nº electrones = Z = 6
nombre = carbono nº protones = Z = 6
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Z = 6 A = 12 (masa atómica = 12 u) nº neutrones = A – Z = 12 – 6 = 6
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La tabla periódica Un elemento es una sustancia formada por una mismo tipo de átomos. Actualmente, se conocen 109 elementos químicos diferentes. Hace tiempo, los científicos vieron la necesidad de organizarlos siguiendo algún tipo de orden. Se dieron cuenta que había grupos de elementos que poseían características similares. Aquellos elementos con propiedades parecidas se sitúan en el mismo grupo. Ha habido varios científicos implicados en la evolución de la tabla periódica. Sin embargo, fue la tabla periódica del científico Mendeleev la que sirvió como prototipo (precursor) de la tabla periódica actual. El ordenó los elementos químicos por orden creciente de sus masas atómicas y agrupándolos según tuvieran un comportamiento similar, de manera que los colocó en filas y columnas. Todos los elementos de una misma columna tenían propiedades similares. Cuando Mendeleiev ordenó los elementos en su tabla periódica, le quedaban “huecos en la tabla’ donde ninguno de los elementos que se conocían se ajustaban al patrón. Dejó el hueco y predijo las propiedades de aquellos elementos que no habían sido descubiertos todavía, y debían encajar en esos lugares concretos. A medida que nuevos elementos eran descubiertos, éstos encajaban en los huecos, mostrando que las predicciones de Mendeleiev fueron extremadamente precisas. Esto hizo de la versión de la tabla periódica de Mendeleev una poderosa descripción de la materia. La tabla periódica es un gráfico que dispone los elementos en 18 "grupos" (las columnas verticales) y en 7 "periodos" (las filas horizontales). En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones es igual al número de protones; la tabla periódica representa los átomos neutros. El número atómico se encuentra localizado sobre el símbolo del elemento. El número de masa atómica se encuentra debajo del símbolo del elemento. Todos los elementos en un mismo periodo poseen el mismo número de capas de electrones. En la table periódica hay 7 periodos (filas horizontals). Los periodos 4º, 5º y 6º se denominan metales de transición, que incluyen a dos periodos conocidos como los lantánidos y los actínidos. Todos los elementos en un mismo grupo comparten el mismo número de electrones en su última capa electrónica. En la tabla periódica hay 18 grupos (las columnas verticales). Algunos de los grupos o familias tienen nombres especiales: Algunos de los grupos tienen nombres especiales: •
El Grupo 1 se denomina metales alcalinos.
•
El Grupo 2 se denomina metales alcalino-térreos.
•
El Grupo 13 se denomina metales térreos.
•
El Grupo 17 se denomina halógenos.
•
El Grupo 18 se denomina gases nobles.
Todos los elementos en el mismo grupo tienen propiedades similares y se dice que pertenecen a la misma familia. Hay muchas propiedades químicas que muestran cierta periodicidad cuando las estudiamos en los elementos de la tabla periódica, como son el volumen atómico, masa atómica o la electronegatividad.
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La electronegatividad es una propiedad química que describe la tendencia de un átomo o grupo funcional a atraer los electrones hacia sí mismo. Cuanto mayor sea la electronegatividad de un elemento, mayor es la atracción hacia los electrones. En general, la electronegatividad incrementa de izquierda a derecha a lo largo de un periodo, y disminuye de arriba abajo dentro de un mismo grupo. Por tanto, el flúor es el elemento más electronegativo de la tabla, mientras que el cesio es el menos electronegativo. En un átomo neutro, tal como aparecen los elementos en la tabla periódica, el número de electrones es igual al de protones. Un ión es un átomo o molécula en la que el número total de electrones no es igual al de protones, poseyendo una carga eléctrica neta positiva o negativa. Dado que la carga eléctrica de un protón es igual en magnitud a la carga de un electrón, la carga eléctrica neta de un ión es igual al número de protones menos el número de electrones. Un anión (−) es un ión con más electrones que protones, teniendo por tanto carga negativa. Un catión (+) es un ión con menos electrones que protones, teniendo por tanto carga positiva.
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ENLACE QUÍMICO En la formación de un compuesto, los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones para tener 8 electrones en su capa de valencia (regla del octeto). La atracción que hace que los átomos permanezcan unidos se denomina enlace químico. Los átomos se colocan ellos mismos en la molécula de manera que la energía de la nueva entidad sea mínima. Los diferentes enlaces químicos tienen propiedades y características distintas. Para simplificar el estudio del enlace químico, consideraremos únicamente tres tipos de uniones: Enlaces iónico, covalente y metálico. Enlace iónico Este enlace se produce por atracción electrostática entre iones positivos (cationes) y negativos (aniones). Este tipo de enlace tiene lugar por tanto entre metales y no metales. Se le denomina enlace iónico porque los átomos que lo forman se convierten previamente en iones, perdiendo o ganando electrones para satisfacer la regla del octeto. Cuando se unen metales con no metales, en realidad no contamos sólo con una pareja de átomos aislada que intercambia un electrón., sino que los compuestos iónicos presentan una estructura perfectamente ordenada denominada red cristalina iónica, donde los aniones y cationes se alternan para evitar las repulsiones entre iones del mismo signo. La estructura cristalina de la halita (cloruro de sodio) es cúbica. Propiedades de los compuestos iónicos Los compuestos formados mediante enlace iónico se denominan compuestos iónicos (NaCl, MgO, MgCl2, etc.), y se caracterizan por presentar las siguientes propiedades: • • • •
Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Tienen elevado punto de fusión y de ebullición. Son malos conductores de la electricidad en estado sólido, pero son muy buenos conductores de la electricidad disueltos en agua (conductividad iónica). Son muy solubles en agua.
Enlace covalente Este enlace se produce entre átomos que comparten electrones para completar 8 electrones en su capa de valencia. Este tipo de enlace tiene lugar entre elementos no metálicos y entre el hidrógeno y un no metal. A diferencia de los compuestos iónicos, los covalentes si forman verdaderas moléculas, es decir, no son redes sino grupos de átomos enlazados. Propiedades de los compuestos covalentes Los compuestos formados mediante enlace covalente se denominan compuestos covalentes (O2, CO2, H2O, etc.), y se caracterizan por presentar las siguientes propiedades: • • • •
Son gases o líquidos a temperatura ambiente, y si son sólidos, tienen bajo punto de fusión. Tienen bajo punto de fusión o ebullición. Son pobres conductores del calor y la electricidad. Cuando son sólidos, son más blandos que los compuestos iónicos, aunque hay algunos covalentes duros (diamante).
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• •
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Son estables y de baja reactividad (es un enlace muy fuerte) Son insolubles en agua aunque pueden disolverse en disolventes orgánicos como etanol o ciclohexano.
Enlace metálico Los átomos metálicos tienden a perder electrones en su capa más externa convirtiéndose en cationes. Este tipo de enlace tiene lugar entre átomos de un mismo metal. Si pudiéramos mirar el interior de un metal, veríamos a los cationes perfectamente ordenados y empaquetados formando una red cristalina metálica. Los electrones perdidos forman una nube electrónica que se mueve entre los cationes evitando su repulsión. Los electrones en movimiento son compartidos por todos los cationes.
Átomos metálicos rodeados por una nube de electrones Los metales forman aleaciones, que son mezclas homogéneas de metales, como el bronce (aleación de cobre y estaño) Propiedades de los compuestos metálicos Los compuestos formados mediante enlace metálico se denominan compuestos metálicos (Mg, K, Fe, Cu, Ag, etc.) y se caracterizan por presentar las siguientes propiedades: • • • • •
Tienen brillo metálico y alta densidad. Salvo el litio, sodio y potasio, el resto son más densos que el agua. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Son maleables (pueden extenderse en planchas o láminas) y dúctiles (pueden formar alambres o hilos). Tienen alto punto de fusión y de ebullición. Son sólidos a temperatura ambiente (con la excepción del mercurio y el galio, que son líquidos a temperatura ambiente).
LAS DISOLUCIONES Si coges un vaso con agua, le añades una cucharada de sal y agitas, observas que la sal desaparece. Has preparado una disolución, es decir, una mezcla homogénea donde sus componentes no pueden distinguirse a simple vista. En toda disolución se puede distinguir dos componentes: el disolvente, que es el mayoritario y el que le da el aspecto físico a la disolución, y el soluto, que es el minoritario y que se disuelve en el seno del disolvente. El disolvente universal es el agua. 8/12
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Masa Disolución = masa disolvente + masa soluto En el ejemplo anterior, hemos visto una disolución formada por un soluto sólido (sal) y el disolvente líquido (agua). Sin embargo, se obtienen disoluciones con cualquier estado de agregación, así, las aleaciones metálicas (bronce, latón) son disoluciones sólidas, mientras que los peces respiran gracias a que el oxígeno gaseoso se disuelve en agua. La concentración de las disoluciones Si sigues añadiendo sal al vaso de agua en tu casa, llegará un momento en el que por mucho que agites, la sal se queda en el fondo, ya que no se disuelve más. Se ha formado una disolución saturada, es decir, una disolución que contiene disuelto la mayor cantidad de soluto posible a una determinada temperatura. En el caso contrario, cuando la disolución contiene menos cantidad de soluto de lo que puede admitir como máximo, se dice que es una disolución diluida. La concentración de una disolución, expresa la cantidad de soluto que tiene esa disolución. Los términos diluida y saturada no nos informan acerca de la cantidad de soluto que hay en la disolución, para ello se necesita conocer la cantidad exacta de soluto que contiene. Para expresar la cantidad de soluto de una disolución se han establecido diferentes formas, entre ellas: 1)
Concentración en masa: Indica la masa de soluto contenidos en cada unidad de volumen de disolución. La más utilizada es gramos por litro (g/L). Concentración en g/L =
2)
x
Tanto por ciento en masa (%): Indica los gramos de soluto que hay contenidos en 100 g de disolución. % en masa =
3)
gramos de soluto litros de disolución
gramos de soluto gramos de disolución
x 100
Molaridad: Indica los moles de soluto que hay contenidos por litro de disolución. M = _ mol de soluto__ litro de disolución
4)
Molalidad: Indica los moles de soluto que hay contenidos por kilogramo de disolvente. m=
mol de soluto_____ kilogramo de disolvente
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SOLUBILIDAD Si añadimos azúcar a un vaso de agua se forma continuada, llegará un momento en el que se disuelva más azúcar. En ese momento, empezaremos a ver el soluto en el fondo del vaso, es decir, tenemos una disolución saturada. A esa temperatura concreta, no podrá disolverse más azúcar en ese volumen de agua. Se ha alcanzado la máxima capacidad de solubilidad. Cada sustancia tienen una solubilidad específica a una temperatura dada. La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse a una temperatura concreta. La solubilidad puede medirse en gramos de soluto por cada 100 g de disolvente, a cierta temperatura. (g soluto/100g agua). Si cogemos la disolución saturada y la calentamos, el azúcar del fondo comenzará a disolverse a medida que aumenta la temperatura. Si un sólido es soluble en un líquido, normalmente su solubilidad aumenta a media que la temperatura incrementa. CURVA DE SOLUBILIDAD Gráfico y tablas disponibles que pueden usarse para hacernos una idea de cómo de soluble es cierto soluto en un determinado disolvente. Las curvas de solubilidad, nos dicen la masa de soluto disuelta en 100g (o 100mL) de agua a diferentes temperaturas. Para la mayoría de la sustancias, la solubilidad aumenta a medida que incrementa la temperatura. Este es un ejemplo de cómo interpretar una curva de solubilidad. ¿Cuál es la solubilidad del KClO3 a 50 ºC? ¿Cuántos gramos de KClO3 pueden disolverse en 200 g de agua a 80 ºC?
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Ejercicios 1.- Un elemento A tiene 17 electrones y un elemento B viene representado por 23X11. Se pide: a) símbolo y nombre de los dos elementos; b) constitución de un átomo y de otro isótopo del elemento B; c) el compuesto resultante de la unión de los dos elementos A y B, ¿será soluble en agua? Razona la respuesta. 2.- Dado el átomo representado por 86X37, señala razonadamente si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas: a) Si le quitamos un electrón se transformará en un anión del mismo elemento. b) Si se le añaden dos neutrones se transformará en un isótopo del mismo elemento. c) Si se le quita un protón se transformará en un ión del mismo elemento. 3.- Un elemento X está situado en el periodo 3, grupo 17 del Sistema Periódico. Contesta a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es su número atómico? b) ¿De qué elemento se trata? c) ¿Cuál es la cruz de este elemento? 4.- ¿Cuántos gramos de sal común hay en 10 mL de disolución cuya concentración es de 2 g/L? 5.- Calcular la masa de soluto que hay en una disolución de concentración 30% en masa, si la cantidad de disolvente utilizado es de 50 mL de agua pura. 6.- Una disolución acuosa contiene 12 g de azúcar en 200 mL de disolución. La densidad de esta disolución es de 1.022 g/cm3. Calcula: a) El tanto por ciento en masa; b) la concentración en g/L. 7.- Determinar la molaridad de una disolución de ácido sulfúrico que se obtiene al añadir 19.6 g de ácido sobre agua hasta obtener 2 L de disolución. Masas atómicas: H: 1; S: 32; O: 16. 8.- ¿Cuántos gramos de nitrato de potasio tendremos que pesar para obtener 250 cm3 de disolución 2 M de dicho compuesto? Masas atómicas: N: 14; K: 39. 9.- Determinar la cantidad de nitrato de calcio que debemos pesar para preparar 250 mL de disolución 0.25 M. Masas atómicas: Ca: 40; N: 14; O: 16. 10.- Calcula el volumen de una disolución 0.2 M de cloruro de aluminio, si contiene 5.34 g del soluto. Masas atómicas: Cl: 35.5; Al: 27. 11.- Determinar los mL de agua pura que debemos añadir a 142 g de sulfato de sodio para preparar una disolución acuosa 2 molal. Masas atómicas: Na: 23; S: 32; O: 16 12.- Preparamos una disolución tomando 250 cm3 de agua pura y 50 g de ácido nítrico. Calcula la molalidad de la disolución resultante. Masas atómicas: H: 1; N: 14; O: 16. 13.-Preparamos una disolución tomando 200 cm3 de agua pura y 38 g de cloruro de sodio. El volumen total resulta ser de 212 cm3. Determinar: a) la densidad de la disolución; b) su molaridad; c) su molalidad. Masas atómicas: Cl: 35.5; Na: 23.
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14.- Cuántos gramos de hidróxido de potasio tendremos que pesar para obtener 500 mL de disolución 0.5 M de dicho compuesto. Si una vez pesados estos gramos los añadimos sobre 2 litros de agua, ¿cuál será la molalidad de dicha disolución? Masas atómicas: K: 39; H: 1; O: 16. 15.- Se disuelven 20 g de ácido sulfúrico en 100 mL de agua pura y la disolución alcanza un volumen de 0.111 L. Calcular: a) la concentración de la disolución en %; b) la concentración en masa; c) la molaridad; d) la molalidad. Masas atómicas: S: 32; O: 16. 16.- Determinar la molaridad de una disolución de ácido clorhídrico de d= 1.15 g/mL y 45 % en peso. Masas atómicas: Cl: 35.5. 17.- ¿Cómo prepararías 500 g de disolución de cloruro de potasio del 15 %? Si la densidad de esta disolución es 1.15 g/mL, ¿cuál será su molaridad? Masas atómicas: Cl: 35.5; K: 39. 18.- La etiqueta de un frasco de laboratorio afirma disolución de hidróxido de potasio, 350 g/L y d = 1.35 g/mL. Calcula: a) su concentración en % en masa; b) su molaridad. K: 39. 19.- Un frasco de laboratorio tiene la siguiente etiqueta: disolución de sacarosa, C12 H22O11, de d = 1.10 g/mL y 120 g/L. Se desea saber: a) la cantidad de sacarosa que hay en 500 mL de esta disolución; b) la concentración de la disolución en %; c) su molaridad. Masas atómicas: C: 12; O: 16; H: 1. 20.- Se disuelven 150 g de etanol (C2H6O), de d = 0.8 g/cm3, en agua hasta completar 0.5 L. de disolución. Hallar la molaridad y la molalidad de esta disolución. Masas atómicas: C: 12; O: 16; H: 1. 21- La etiqueta de un frasco de laboratorio afirma disolución de ácido sulfúrico de d = 1.10 g/cm3 y 40 % en peso. Se desea saber: a) la molaridad y molalidad de la disolución; b) su concentración en g/L; c) los litros de agua necesarios para preparar 2 L de disolución. Masas atómicas: S: 32; O: 16; H: 1.
23.- En la gráfica se muestra la variación de la solubilidad de dos sustancias (A y B) con la temperatura. Razona las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es la sustancia más soluble en agua? b) ¿Cuál de las dos formará más rápidamente una disolución saturada?
g soluto/100 g agua
22.- Si los gramos de soluto contenidos en una disolución de carbonato de sodio del 35 % de riqueza se añaden sobre agua hasta obtener 750 mL de disolución, ¿cuál será la molaridad de esta disolución? Masas atómicas: C: 12; Na: 23.
30 25 20
A
15
B
10 5 0 10
c) ¿Qué pasa si después de disolver 10 g de la sustancia B en 0.1 litros de agua a 20º C, enfrío la disolución hasta 10º C?
20
30
T (º C)
d) Suponiendo que la sustancia A fuera un líquido, ¿qué método de separación utilizarías para purificarlo de su disolución en agua? 12/12
