Los estados de la materia

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1 2 Los estados de la materia Contenidos Índice La materia y sus propiedades Cambios de estado El estado gaseoso Teoría cinética de la materia 1. La materia y sus propiedades La materia es todo aquello que tiene una masa y que ocupa un volumen en el espacio. Si miras a tu alrededor puedes encontrar muchos ejemplos: las nubes, las estrellas, el aire, tu cuaderno, etc. Así, entendemos por sistema material cualquier porción de materia que aislemos con el fin de estudiar sus propiedades y su comportamiento en determinados experimentos. Por otra parte, hablamos de sustancia cuando nos referimos a un tipo concreto de materia. Recuerda que hay dos conjuntos de propiedades asociadas a los sistemas materiales: Las propiedades generales están presentes en todos los sistemas materiales y no ofrecen información sobre qué tipos de sustancias constituyen dichos sistemas. Estas propiedades dependen de la cantidad de materia de la que esté formado el sistema material. La masa, el volumen y la temperatura, por tanto, son propiedades generales. Las propiedades específicas, en cambio, dependen del tipo de sustancia que estudiemos, pero no de la cantidad de sustancia ni de su forma. La densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, la dureza y la conductividad eléctrica son propiedades específicas, ya que diferentes sistemas materiales presentan distintas propiedades. 1

2 2. Cambios de estado Si observas todo lo que te rodea notarás que la materia se muestra de muy diversas maneras. Las distintas sustancias que podemos encontrarnos se presentan en tres estados de agregación diferentes: sólido, líquido y gaseoso. Estos estados se diferencian entre sí por sus características, compartidas incluso por sustancias distintas. Los líquidos y gases forman a su vez parte de los denominados fluidos, debido a la capacidad que tienen de fluir (moverse progresivamente de una parte a otra). Diagrama de cambios de estado Sólido Fusión Solidificación Condensación a sólido Sublimación Líquido Vaporización Condensación Gaseoso Características de los tres estados Estado sólido Tienen forma propia. Mantienen un volumen constante, puesto que es muy difícil comprimirlos. En general, tienen una densidad muy parecida a la de los líquidos, normalmente superior. Pueden sufrir fracturas o deformaciones por fuerzas externas. No fluyen. Estado líquido Se adaptan a la forma del recipiente en el que están contenidos. En ausencia de gravedad, su forma es esférica. Su volumen es constante, puesto que apenas se pueden comprimir. Tienen una densidad superior a la de los gases. Pueden fluir. Estado gaseoso Carecen de forma propia. Su volumen es variable: ocupan todo el espacio dentro del recipiente en el que están contenidos y se comprimen con bastante facilidad. Pueden fluir. 3. El estado gaseoso 3.1. El estudio de los gases Habitualmente usamos los términos gas y vapor indistintamente. Sin embargo, el término gas se emplea para designar una sustancia en estado gaseoso a temperatura y presión constantes. Por otra parte, vapor se utiliza para hacer referencia a un gas que procede de la evaporación de una sustancia que es líquida o sólida a temperatura y presión constantes. 2

3 Para estudiar los gases necesitamos recordar tres magnitudes importantes: temperatura, presión y volumen. Aunque todos la conocemos como la magnitud física que expresa el grado o nivel de calor de los cuerpos o del ambiente, la temperatura se define científicamente como la representación externa que mide la agitación de las partículas que componen la materia. En el Sistema Internacional (SI) la unidad de temperatura es el kelvin (K). El denominado cero absoluto se encuentra a -273 ºC y corresponde a la situación en la que todas las partículas están en reposo absoluto unas con respecto a las otras. El cero absoluto es el límite natural de temperatura. La relación entre la escala Kelvin y Celsius (ºC) responde a la expresión: T(K) = T(ºC) La presión es la magnitud física que expresa la fuerza ejercida por un cuerpo sobre una unidad de superficie. En el caso de los gases, la presión es la manifestación macroscópica (visible) de la colisión de las partículas con las paredes del recipiente que los contienen. Su unidad de medida en el SI es el pascal (Pa). Respecto al volumen, magnitud que expresa la extensión de un cuerpo en tres dimensiones (largo, ancho y alto), estamos acostumbrados a usar el litro (L), pero la unidad de volumen en el SI es el m 3. Un dato útil es que un dm 3 equivale a un L. 1 dm 3 = 1 L En los siguientes apartados vamos a estudiar cómo se relacionan estas tres magnitudes entre sí. Las operaciones que establecen relaciones entre presión, volumen y temperatura se denominan ecuaciones de estado, ya que definen completamente el estado del gas estudiado. Gracias a la experimentación de varios científicos durante el siglo xvii podemos conocer el comportamiento de los gases atendiendo a su presión, volumen y temperatura. Fruto de estas investigaciones son las llamadas leyes de los gases: Ley de Boyle-Mariotte, Ley de Charles y Ley de Gay-Lussac Ley de Boyle-Mariotte Si mantenemos constante la temperatura de una determinada cantidad de gas y disminuimos su volumen, veremos que la presión que ejerce sobre las paredes de su recipiente aumenta. De la misma forma, al aumentar el volumen a temperatura constante, la presión disminuye. Estos resultados experimentales muestran la validez de la denominada Ley de Boyle- Mariotte, que se puede enunciar, matemáticamente, de la siguiente forma: 3

4 Ley de Boyle-Mariotte. Si mantenemos constante la temperatura, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión, es decir, a mayor presión, menos volumen: P V = k 1 Esta ley recibe su nombre en honor a los científicos que la demostraron por primera vez de forma experimental: el químico irlandés Robert Boyle ( ) y el físico francés Edme Mariotte ( ) Ley de Charles Cuando se mantiene la presión de un gas constante y se aumenta su temperatura, el volumen también ascenderá. De la misma forma, un descenso en la temperatura vendrá acompañado de una disminución en el volumen. Este hecho recibe el nombre de Ley de Charles en honor al científico y matemático francés Jacques Alexandre Charles ( ), que la descubrió en El químico y físico, también francés, Joseph-Louis Gay-Lussac ( ) realizó experimentos más precisos y publicó sus resultados en 1802, por eso en algunos textos puede encontrarse también como Primera Ley de Gay-Lussac. Esta ley demuestra que la relación entre volumen y temperatura (o viceversa) se mantiene constante. Por tanto, la Ley de Charles puede enunciarse de la siguiente forma: Ley de Charles. Si mantenemos la presión constante, el volumen de una determinada cantidad de gas y su temperatura son directamente proporcionales. V = k T 2 4

5 3.4. Ley de Gay-Lussac En la primera ley mantuvimos la temperatura constante, en la segunda la presión y ahora, como cabe esperar, haremos lo mismo con el volumen. Si aumentamos la temperatura de un gas, a volumen constante, la presión también ascenderá. Por tanto, volumen y temperatura son proporcionales. La Ley de Gay-Lussac se puede expresar de la siguiente forma: Ley de Gay-Lussac. Si mantenemos constante el volumen de una determinada cantidad de gas, la temperatura y la presión son directamente proporcionales. P = k T 3 4. Teoría cinética de la materia 4.1. Modelo cinético de los gases Ya conoces las principales leyes que rigen el comportamiento de los gases. Los científicos dedicaron siglos a buscar una explicación microscópica de estas leyes que relacionan matemáticamente las magnitudes de los gases. Así, según la teoría cinética, la materia está compuesta por minúsculas partículas unidas en función del estado de agregación (líquido, sólido, gaseoso) en el que se encuentre. Estas partículas están continuamente moviéndose y, a mayor temperatura, se moverán con mayor rapidez. El modelo cinético de los gases se basa en tres principios: 1. Los gases están formados por una cantidad enorme de partículas diminutas, si las comparamos con las distancias que las separan. 2. Entre las partículas no hay materia, sólo vacío. 3. Las partículas están en continuo movimiento aleatorio. Estudio cinético de las magnitudes presión, temperatura y volumen Como ya sabes, temperatura, presión y volumen definen el estado en que se encuentra un gas. Con el modelo cinético de los gases podemos estudiar cuál es el origen y los cambios en estas magnitudes, como veremos a continuación. > > Al calentar un gas su temperatura aumenta. Esto se explica porque le proporcionamos energía, lo cual provoca una mayor agitación en las partículas que lo componen. La energía que se asocia con el movimiento de las partículas se denomina energía cinética, de ahí el nombre del modelo que estamos estudiando. A mayor movimiento de las partículas, mayor agitación. 5

6 > > El hecho de que los gases ejerzan presión también puede explicarse con el modelo cinético de los gases. Esta presión se produce porque las partículas que componen el gas chocan repetidamente con las paredes del recipiente que las contiene, puesto que están en continuo movimiento. > > Los gases tienden a ocupar todo el volumen disponible, aunque es relativamente fácil comprimirlos para introducirlos en el interior de un recipiente. Puesto que las partículas se encuentran en continuo movimiento, pueden variar sus distancias relativas (disminuyéndolas) para adaptarse al recipiente en cuestión. Las leyes de los gases según el modelo cinético Las leyes de los gases estudiadas en el apartado anterior pueden ser justificadas correctamente mediante el modelo cinético de los gases. Observa cada uno de los siguientes casos. > > Ley de Boyle-Mariotte. Si mantenemos la temperatura constante y aumentamos el volumen, las partículas que componen el gas dispondrán de más espacio para moverse libremente. Esto significa que los choques con las paredes del recipiente serán menos frecuentes, lo cual implica que la presión bajará. Por el contrario, si disminuimos el volumen, las partículas tendrán menor espacio para moverse, chocando más frecuentemente con las paredes, y aumentando, por tanto, la presión. De esta forma, la teoría cinética demuestra también que el volumen y la presión, a temperatura constante, son inversamente proporcionales. > > Ley de Charles. Recuerda que en esta ley se mantiene constante la presión y se muestra que temperatura y volumen son directamente proporcionales. Al aumentar la temperatura la teoría cinética predice que las partículas se moverán con mayor rapidez y golpearán las paredes del recipiente con mayor frecuencia. Si una de las paredes es un émbolo, el movimiento de las partículas lo desplazará manteniendo la presión constante, lo cual produce un aumento de volumen. > > Ley de Gay-Lussac. Con esta ley se ilustra el hecho de que, a volumen constante, presión y temperatura son directamente proporcionales. Este fenómeno es fácil de ilustrar con la teoría cinética: al subir la temperatura aumenta el movimiento de las partículas y, a su vez, la frecuencia de choque con las paredes del recipiente, lo cual se traduce en un aumento de presión. Si lo que ocurre es una disminución de temperatura, vendrá acompañada de un descenso en el movimiento de las partículas y, por consiguiente, una disminución en la frecuencia de choque con las paredes, es decir, un descenso de la presión La teoría cinética de la materia y los estados de agregación Es posible justificar el resto de estados de agregación de la materia con el modelo cinético? Efectivamente, sí se puede, aunque añadiendo un postulado a la lista de los que vimos en el modelo cinético para los gases. Este principio hace referencia a las interacciones entre partículas, es decir, las fuerzas que hacen que se unan y se separen 6

7 continuamente. De esta forma se construye la teoría cinética de la materia, basada en los postulados siguientes: 1. La materia es discreta, es decir, está formada por partículas diminutas. 2. El espacio que separa las partículas entre sí está vacío. 3. Las partículas están en continuo movimiento aleatorio. 4. Entre las partículas hay fuerzas de cohesión (atracción) y repulsión (rechazo). Estados de agregación Los sólidos En este caso, las fuerzas de atracción entre partículas son muy superiores a las de repulsión, manteniendo así al sólido cohesionado y con un volumen y forma fijos. El único movimiento que pueden sufrir las partículas son vibraciones alrededor de un punto fijo. Hay que tener en cuenta que las partículas, en el caso de los sólidos, se encuentran muy próximas entre sí, lo que explica que los sólidos no se puedan comprimir. Finalmente, los sólidos pueden dilatarse, ya que a altas temperaturas aumenta el volumen ocupado por las partículas debido a que vibran con mayor violencia. Los líquidos Aquí las fuerzas de atracción son algo más intensas que las de repulsión, pero menos intensas que en el caso de los sólidos. Este hecho explica que los líquidos se adapten al recipiente adoptando cualquier forma. Las partículas se desplazan en grupos, en vez de vibrar, pero sin alejarse demasiado de la zona en que se encuentran. Al igual que en los sólidos, las partículas se encuentran muy próximas, por tanto, los líquidos son también prácticamente incompresibles, aunque pueden dilatarse. Los gases En el caso de los gases, las fuerzas de atracción son prácticamente inapreciables frente a las de repulsión. Esta circunstancia explica que los gases se expandan con rapidez y que ocupen todo el volumen disponible, por lo que no tendrán forma propia. Las partículas de los gases se mueven con relativa facilidad y rapidez, chocando con las paredes del recipiente y entre ellas mismas. Los cambios de estado según la teoría cinética El punto de fusión (paso de sólido a líquido) y el punto de ebullición (de líquido a gaseoso) son propiedades características de cada sustancia. Así, por ejemplo, el agua funde a 0 ºC (273 K) y hierve a 100 ºC (373 K) en condiciones normales de presión y temperatura. Los cambios de estado también pueden justificarse si nos centramos, una vez más, en la teoría cinético-molecular de la materia, como puedes ver a continuación. > > Fusión. Cuando calentamos un sólido, estamos aumentando la energía cinética de sus moléculas. De esta forma, el volumen aparente de estas moléculas puede aumentar hasta el punto de vencer las fuerzas de cohesión e igualarse con las de repulsión. Decimos, entonces, que el sólido está fundiendo. 7

8 > > Ebullición. Ocurre cuando en cualquier parte del líquido, no sólo en la superficie, se alcanza energía suficiente para que escapen las partículas. En este caso se dice que el líquido hierve y observamos burbujas subiendo: son conjuntos de partículas que han alcanzado la energía cinética suficiente y han pasado a estado gaseoso. > > Evaporación. Los líquidos están compuestos por partículas que se reúnen en grupos. De este modo, los grupos que alcanzan mayor velocidad, si están cerca de la superficie, pueden abandonar el líquido pasando a estado gaseoso por evaporación. > > Sublimación. Sucede cuando algunas partículas de un sólido pueden escapar de este. Depende de las características del sólido y sólo ocurre con algunos a temperatura ambiente, como las bolitas de alcanfor. Es la causa de algunos olores característicos. Curva de calentamiento Para estudiar las características de un material podemos calentarlo de manera constante y observar la temperatura que alcanza con el transcurso del tiempo. Así, durante un cambio de estado las sustancias puras no aumentan su temperatura. Esto no debe extrañar, puesto que la sustancia utiliza la energía facilitada para romper las fuerzas de cohesión, y no para aumentar la agitación térmica. Temperatura (T) F D E B C A Sólido Sólido y líquido Líquido Líquido y gas Gas tiempo (t) Los tres tramos oblicuos pertenecen, respectivamente, al calentamiento del sólido, el líquido y el gas. En los tramos horizontales coexisten dos estados: sólido y líquido en el primer tramo, líquido y gas en el segundo. En ambos tramos, como puede verse en la gráfica, la temperatura es constante. De esta manera se concluye que durante los cambios de estado, la temperatura no varía. 8