Materia-Estados de Agregación-Cambios de Estado
La química es considerada como la ciencia central, y tradicionalmente se define como el estudio de la materia, los cambios que ella experimenta y las variaciones de energía que acompañan dichos cambios.
La materia es todo aquello que existe, tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
Respecto a los cambios que experimenta podríamos decir que prácticamente ninguna porción de materia permanece inalterable con el tiempo. Una lata se oxida a la intemperie; una persona haciendo ejercicios transpira; el combustible de un auto se quema mientras el motor está encendido, y así podríamos hacer una lista interminable de fenómenos observables en la vida cotidiana donde se ponen de manifiesto los cambios que experimenta la materia y la pérdida y ganancia de energía que se dan en cada uno de esos fenómenos.
Según su temperatura y la presión a la que esté sometida, una muestra de materia puede encontrarse en estado sólido, líquido o gaseoso.
La química es una ciencia que utiliza la modelización, es decir que se vale de modelos que crean abstracciones que tienen por objeto explicar la realidad.
La materia está constituida por partículas, y de acuerdo con el modelo corpuscular, puede explicarse cada uno de los estados de agregación de la misma, y los cambios físicos que puedan presentarse.
La representación gráfica de este modelo, toma en cuenta las características microscópicas y macroscópicas del estado de agregación o físico en que se encuentra la
muestra de materia.
ESTADO SÓLIDO
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.
En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.
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.
En los sólidos cristalinos las partículas se disponen ordenadamente adoptando formas geométricas regulares: redes cristalinas. Cada red tiene una unidad básica denominada célula unidad. Según el tipo de partículas (átomos, moléculas o iones) que constituyen la célula unidad, y el tipo de uniones entre ellas, los sólidos cristalinos se pueden clasificar en diversos tipos:
MOLECULARES
En el hielo seco cada molécula apolar se une a otra por medio de Fuerzas de London adoptando una estructura cristalina de tipo cúbico. En el hielo, cada una de las moléculas polares del agua está enlazada por Puente de Hidrógeno a otras dos adoptando una estructura cristalina de tipo hexagonal.
Hielo seco (CO2)
Hielo (H2O sólida)
Cloruro de sodio (NaCl)
IÓNICOS
Los sólidos iónicos están formados por disposiciones ilimitadas de iones positivos y negativos que se mantienen unidos por fuerzas electroestáticas, fuerzas iónicas
METÁLICOS
La figura muestra la sección de un metal. Cada esfera representa el núcleo y los electrones internos de un átomo metálico. La “nube” colorida que los rodea representa el mar móvil de electrones que une a los átomos.
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Materia, Estados de Agregación y Diagrama de FasesCOVALENTE
ESTADO LÍQUIDO
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 (aumenta la energía interna de las partículas y por tanto su energía cinética).
Un insecto puede desplazarse sobre la superficie de un líquido sin hundirse, de la misma manera que un alfiler puede flotar sobre el agua líquida. Esto se debe a una propiedad de los líquidos denominada tensión superficial, que se define como la
energía que se debe transferir a la superficie de un líquido para aumentarla en una unidad de área.
Las fuerzas intermoleculares que unen a moléculas similares (ejemplo: puentes de hidrógeno) se denominan Fuerzas de cohesión.
Las fuerzas intermoleculares que unen una sustancia a una superficie se denominan Fuerzas de adhesión.
Si colocas en un tubo capilar (tubo de vidrio de diámetro muy pequeño) en un recipiente con un líquido, se puede observar que en la mayoría de los casos (figura a), el líquido asciende espontáneamente por el capilar. A este fenómeno se le denomina capilaridad.
Algunos líquidos como los aceites de motor fluyen muy lentamente mientras que otros como el agua, fluyen más fácilmente. A estas propiedades se le denominan fluidez y viscosidad.
Fluidez: capacidad de los líquidos y los gases para moverse progresivamente hacia un lugar o pasar a través de orificios pequeños, debida a la capacidad de las partículas para desplazarse.
Viscosidad: propiedad de los líquidos que indica la dificultad con que éstos fluyen. Un líquido es más viscoso cuanto menor es su fluidez. La viscosidad es debida a fuerzas e interacciones entre las partículas (rozamiento de las partículas) que limitan su movilidad.
ESTADO GASEOSO
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. 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:
Cambios de estado
Cuando un cuerpo, por acción del calor pasa de un estado a otro, decimos que ha cambiado de estado.
En el caso del agua: el hielo se funde (se derrite) al aumentar la temperatura y si calentamos agua líquida vemos que esta se evapora. El resto de las sustancias también
puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en que se encuentran.
Además de la temperatura, también la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.
Si se calienta un sólido, llega un momento en que pasa a estado líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión.
El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse; se define como la temperatura constante durante el cambio de estado sólido a líquido.
Cada sustancia posee un punto de fusión característico.
Si calentamos un líquido, pasará a estado gaseoso. Este proceso recibe el nombre de vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición.
También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto de ebullición; definiéndose como la temperatura constante durante el cambio de estado líquido a estado gaseoso.
La temperatura de fusión y de ebullición de cada sustancia dependen de la presión a la que esté sometida. El punto de condensación coincide con el punto de ebullición de la misma sustancia en las mismas condiciones, así como el punto de solidificación coincide con el de fusión.
Gráfico de calentamiento del agua.
Los cuerpos puros pueden existir en tres estados diferentes: sólido, líquido y gaseoso en dependencia de las condiciones de presión y temperatura en las que se encuentren. El diagrama que representa el tránsito entre estos estados, se conoce como diagrama de fases.
Diagrama de fases:
En los ejes están representados los valores de presión y temperatura y las tres curvas AB, BD y BC, la frontera entre los diferentes estados.
Si el punto de presión y temperatura en que está la sustancia cae en alguna de las áreas señaladas como sólido, líquido o gas, ese será su estado para esas condiciones.
Si consideramos que la presión a que está la sustancia es P, entonces para temperaturas menores que T1 será sólida, para temperaturas entre T1 y T2 será líquida y por encima de T2 gaseosa. Si este punto coincide con alguna de las curvas, coexistirán en equilibrio ambos estados, así si está sobre AB la sustancias será parcialmente sólida y parcialmente gaseosa, si es sobre BD será parcialmente líquida y parcialmente sólida y sobre BC lo mismo entre los estados líquido y gaseoso.
En el diagrama están señalados además dos puntos particularmente importantes: el punto triple y el punto crítico.
Punto triple
En este punto en la sustancia coexisten en equilibrio los tres estados, está parcialmente sólida, parcialmente líquida y parcialmente gaseosa.
Obsérvese que para valores de presión o temperatura mas bajas que el punto triple la sustancia en cuestión no puede existir en estado líquido y solo puede pasar desde sólido a gaseoso en un proceso conocido como sublimación.
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Materia, Estados de Agregación y Diagrama de FasesPunto crítico
El punto C indica el valor máximo de temperatura en el que pueden coexistir en equilibrio dos fases, y se denomina Punto Crítico. Representa la
temperatura máxima a la cual se puede licuar el gas simplemente
aumentando la presión. Gases a temperaturas por encima de la temperatura del punto crítico no pueden ser licuados por mucho que se aumente la
presión.
Por encima del punto crítico, la sustancia solo puede existir como gas. Se llama vapor a un gas que se encuentra a una temperatura inferior a su crítica y que puede condensarse por enfriamiento a presión constante o por compresión a temperatura constante.
Punto de ebullición
El punto de ebullición de una sustancia, es aquel valor de temperatura para el cual coexisten en equilibrio, los estados líquido y gaseoso a determinada presión. Los diferentes puntos de ebullición para las diferentes presiones corresponderían a la curva BC.
Punto de fusión
