Química. Estados de agregación de la materia

Como es sabido, las sustancias se pueden encontrar en cualquiera de los estados siguientes: sólido, líquido y gas. El paso de un estado a otro (cambio de estado) se produce con aportación o eliminación de energía calorífica.

Cambios de estado en la materia

Los distintos cambios de estado se pueden esquematizar de la siguiente forma:

Todos los cambios de estado realizados en el sentido de la flecha de izquierda a derecha, se efectúan dando energía calorífica. Los cambios que se producen de derecha a izquierda, se realizan enfriando o eliminando energía calorífica. Durante los cambios de estado, y a una presión dada, la temperatura del sistema permanece constante. De igual forma, en un cambio de estado no existe variación en las propiedades químicas de la sustancia.

Estado gaseoso

Los gases se caracterizan por no poseer ni forma, ni volumen propio. Las partículas constituyentes de un gas tienen una gran libertad de movimiento.

Leyes de los gases

* Ley de Avogadro: en idénticas condiciones de presión y temperatura, el volumen ocupado por un mol de gases diferentes es siempre idéntico.

* Ley de Boyle-Mariotte: a temperatura constante, la presión ejercida por un gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa:
P1 V1 = P2 V2 = … cte.

* Ley de Charles Gay-Lussac: a presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura:
V1 / T1 = V2 / T2 = …cte.

De igual forma se cumple que: a volumen constante, la presión ejercida por un gas es directamente proporcional a la temperatura:
P1 / T1 = P2 / T2 = …cte.

* Ley de estado de los gases: en una determinada masa gaseosa, el producto de su presión por el volumen que ocupa y dividido por la temperatura a la que se encuentra, es constante:
P1 · V1 / T1 = P2 · V2 / T2 = … = cte.

Para 1 mol de sustancia gaseosa, la constante anterior se denomina constante de los gases ideales, R, y su valor es: R = 8,31 J/K·mol.

Por ello la relación entre la cantidad de sustancia gaseosa en función de las variables P, V y T es P V = n R T, siendo n el número de moles del gas que ocupa el volumen V, considerado a la temperatura T, y ejerciendo una presión P.

Los gases reales tienen un comportamiento que se desvía ligeramente de las ecuaciones anteriores.

Teoría cinético-molecular de los gases

El hecho de una materia formada por partículas discretas (átomos, moléculas, iones) y la comprobación experimental de un comportamiento similar para todos los gases, indujo a buscar una explicación teórica de los mismos.

Los postulados de la teoría cinético-molecular son:
– Un gas está formado por multitud de partículas en continuo movimiento (traslación, rotación, vibración, etc.).
– La energía cinética media de las partículas de un gas depende sólo de su temperatura. Al aumentar ésta aumenta el valor de la energía cinética media.
– El choque de las partículas del gas con las paredes del recipiente en que se encuentra produce la presión del gas.
– Aunque muy pequeño, las partículas tienen un volumen, lo cual hace posible los choques entre las partículas del gas.
– Cada partícula gaseosa ejerce una fuerza atractiva sobre el resto de las partículas del gas.

Teoría cinética-molecular de líquidos y sólidos

Los líquidos se caracterizan por poseer un volumen determinado y su forma es la del recipiente que los contiene.

De acuerdo con la teoría cinético-molecular, los líquidos se caracterizan porque las fuerzas atractivas entre sus partículas son mayores que en los gases, permitiendo cierto grado de movimien to de unas partículas respecto a otras. Al elevar la temperatura de un líquido aumenta la energía cinética media de sus partículas, con lo cual se vence el campo de fuerzas que las mantiene unidas.

Los sólidos se caracterizan por poseer volumen y forma propios. Sus partículas se encuentran en posiciones fijas y sometidas a intensos campos de fuerza de las partículas vecinas. Dichas fuerzas pueden tener una dirección determinada, por lo que las partículas de un sólido se agruparán en dichas direcciones, formando los denominados cristales.

Tipos de sólidos

De acuerdo con la ordenación de sus unidades elementales, los sólidos pueden clasificarse en:

* Sólidos cristalinos: las unidades que forman el sólido se encuentran ordenadas y regularmente distribuidas en el espacio.
A su vez, los sólidos cristalinos pueden manifestar externamente su ordenación (cristales) o no manifestarla, como en el caso del yeso.
* Sólidos amorfos: las unidades que forman el sólido se encuentran distribuidas de forma desordenada.

De acuerdo con las partículas o unidades que forman el sólido, éstos se pueden clasificar en:

* Iónicos: formados por iones positivos o cationes y negativos o aniones. (Ej.: la sal común.)

* Atómicos: formados por átomos. A su vez, pueden ser:
Metálicos: cobre, plata, etc.
Covalentes: átomos unidos covalentemente, como en el diamante.

* Moleculares: las unidades que lo forman son moléculas, unidas entre sí, por fuerzas intermoleculares. (Ej.: el iodo.)

Disoluciones

Son sistemas homogéneos de composición variable. Toda disolución se compone de: disolvente, o sustancia que disuelve, y soluto, o sustancia disuelta.

Por la naturaleza del disolvente, las disoluciones pueden ser:
– Sólidas: como es el caso de las aleaciones metálicas.
– Líquidas: como ejemplo, el caso de las disoluciones acuosas.
– Gaseosas: por ejemplo, el aire.

Tres son los factores que favorecen la rapidez con la que una sustancia se disuelve en otra: tamaño de partículas del soluto, temperatura y agitación.

Concentración de una disolución

Es la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de disolvente o disolución. La concentración puede expresarse en gramos soluto/litro, en cm3 soluto/litro, en tanto por ciento en peso (%) o en tanto por ciento en volumen.

En Química las unidades de concentración utilizadas son:
* Molaridad (M): moles de soluto disueltos por cada litro de disolución formada.
Así una disolución 0,5 M, significa que en cada litro de la misma existen 0,5 moles del correspondiente soluto. La expresión matemática de la molaridad es:
M = moles soluto / V (I.) = (g / M soluto) / V(I.)
donde g y M son los gramos y la masa molecular del soluto, respectivamente, y V (l.) el volumen de litros de disolución.

* Molalidad: moles de soluto disueltos por cada kilogramo de disolvente. Así una disolución acuosa 0,5 m. significa que se han disuelto 0,5 moles de soluto por cada 1.000 g. de agua (disolvente). La expresión matemática de la molalidad es:
moles soluto g / M (soluto)
m = ¾¾¾¾¾¾¾¾ = ¾¾¾¾¾¾¾¾
kg. (disolvente) kg. (disolvente)

* Fracción molar (X): relación entre el número de moles de una sustancia en una disolución y el número de moles totales de la misma.

Fracción molar del soluto (Xs) es la relación entre el número de moles de soluto disueltos (nS) y el número de moles totales (los del soluto más los moles de disolvente):
Xs = moles soluto / moles totales = ns / (ns + nd)
Por la misma razón, la fracción molar del disolvente es:
Xd = moles disolvente / moles totales = nd / (ns + nd)
Evidentemente, en una disolución de dos componentes:
Xs + Xd = 1

Solubilidad

Solubilidad de una sustancia en otra, a una temperatura dada, es la máxima cantidad de la misma que se puede disolver a dicha temperatura, en 100 g. del disolvente considerado.

solubilidad y temperatura

Una disolución que contenga, a una temperatura dada, una concentración de soluto igual a su solubilidad, se dice que está saturada a dicha temperatura.

En general, la solubilidad de sales sólidas en agua aumenta al aumentar la temperatura.

Disolución de gases en líquidos. Ley de Henry

Las disoluciones de sustancias gaseosas en líquidos tienen diferente comportamiento a las disoluciones de sólidos o de líquidos. Así, al aumentar la temperatura disminuye la solubilidad de los gases en los líquidos, La presión, sin embargo, favorece la solubilidad de los gases en disolventes líquidos.

Henry demostró que la concentración de un gas en una disolución es directamente proporcional a la presión.
C = k P
donde k se denomina constante de Henry.

Propiedades coligativas de las disoluciones

Son aquellas propiedades que dependen de la concentración del soluto. Entre ellas se puede citar la presión del vapor. En general: la presión del vapor de una disolución es menor del valor de la presión del vapor del disolvente puro a la misma temperatura.

Raoult enunció que la disminución en la presión de vapor de un disolvente es proporcional a la concentración del soluto
P = XD ·Pº
P es la presión de vapor de la disolución, XD es el valor de la fracción molar del disolvente en la disolución.
Pº es el valor de la presión de vapor del disolvente puro a la misma temperatura.

Consecuencias: Crioscopia y Ebulloscopia

* Crioscopia. Una consecuencia de la ley de Raoult es el descenso en la temperatura de congelación de un disolvente al añadir un soluto (fenómeno ampliamente utilizado con las sustancias denominadas anticongelantes).

El descenso de la temperatura de congelación es proporcional a la concentración molal de soluto.
DTc= Kc m
donde Kc se denomina constante crioscópica y depende exclusivamente de la naturaleza del disolvente (para el agua Kc = 1,86).

* Ebulloscopia. De igual forma, el punto de ebullición de un disolvente aumenta al añadir un soluto.

El aumento de la temperatura de ebullición es proporcional a la concentración molal de soluto.
DTe = Ke m
Ke es la constante ebulloscópica y depende únicamente de la naturaleza del disolvente (para el agua Ke = 0,512).

La crioscopia y ebulloscopia son fenómenos utilizados para la medida de masas moleculares.
Recordando que
m = (g / M) / kg (d)
quedará
M = Kc · g / (D Tc Kg disolvente)
en la crisocopia y
M = Ke · g / (Te Kg disolvente)
en la ebulloscopia.

Osmosis

Fenómeno por el cual las moléculas de un disolvente pasan a través de una membrana semipermeable (como los tejidos animales o vegetales). La fuerza que hace pasar las moléculas del di solvente a través de la membrana se denomina presión osmótica ( ).

El valor de la presión osmótica de una disolución, a una temperatura dada, es proporcional a la concentración molar de la misma (ley de Vant’ Hoff):
P = M R T
donde P es el valor de la presión osmótica medida en atmósferas; R es 0,082
atm · l / mol · K; T es la temperatura en grados Kelvin y M es la molaridad de la disolución.

Disoluciones iónicas

Las disoluciones de compuestos iónicos o líquidos similares (formados por moléculas polares) son conductoras de la corriente eléctrica. Esta conducción eléctrica se debe a los iones del soluto, para lo cual, previamente y en el proceso de la disolución, se produce la disociación o separación de los iones del compuesto.

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