Físico-Química

ENLACES Y ESTADOS FÍSICOS
Enlace químico es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más
átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos
individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener
unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la
atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
TIPOS DE ENLACE
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos
por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica,
brillo, maleabilidad y ductilidad.
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por
igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente no polar. Si los átomos son no metales pero distintos
(como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama
covalente polar polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque
los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la
electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos
con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se
convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente,
formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en
disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para
moverse libremente a través del cristal.
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente no polar; si
son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona
enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos
aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica. Para la formación de iones estables y enlace
covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el
elemento de los gases nobles más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o
IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los
grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de
la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por
la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con una
carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo,
conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente
mayores serían minimizadas compartiendo los electrones covalentemente.
ESTADOS FÍSICOS
Estados de la materia, en física clásica, las tres formas que puede tomar la materia: sólido, líquido o gas. Los
sólidos se caracterizan por su resistencia a cualquier cambio de forma, resistencia que se debe a la fuerte
atracción entre las moléculas que los constituyen. En estado líquido, la materia cede a las fuerzas tendentes a
cambiar su forma porque sus moléculas pueden moverse libremente unas respecto de otras. Los líquidos, sin
embargo, presentan una atracción molecular suficiente para resistirse a las fuerzas que tienden a cambiar su
volumen. Los gases, en los que las moléculas están muy dispersas y se mueven libremente, no ofrecen
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ninguna resistencia a los cambios de forma y muy poca a los cambios de volumen. Como resultado, un gas no
confinado tiende a difundirse indefinidamente, aumentando su volumen y disminuyendo su densidad.
La mayoría de las sustancias son sólidas a temperaturas bajas, líquidas a temperaturas medias y gaseosas a
temperaturas altas, pero los estados no siempre están claramente diferenciados. La temperatura en la que una
sustancia pasa del estado sólido al líquido se denomina punto de fusión, y la temperatura a la que pasa del
estado líquido al gaseoso punto de ebullición. El rango de temperaturas de los puntos de fusión y ebullición es
muy amplio.
El estado gaseoso es aquel que muestra una interacción entre las moléculas integrantes del mismo en muy
bajas proporciones, con fuerzas de cohesión muy pequeñas y fuerzas de repulsión muy grandes entre sus
moléculas, en particular existe una ley que interrelaciona la presión, el volumen, la temperatura (principales
factores que afectan a una gas) y la cantidad de un gas. Esta ley se expresa en forma matemática como
ecuación de estado del gas. Para un gas ideal (o sea, un gas hipotético cuyas moléculas son infinitamente
pequeñas y no ejercen fuerzas de atracción o repulsión entre ellas), la ecuación de estado tiene la fórmula
simple: pV = nRT, donde p es la presión, V es el volumen, n es el número de moles de la sustancia, R es una
constante y T es la temperatura absoluta (medida en kelvin). Para los gases reales, la ecuación es más
complicada, y contiene otras variables, debido al efecto de los tamaños finitos y de los campos de fuerza de
las moléculas. El análisis matemático de las ecuaciones de estado de los gases reales permite al químico físico
obtener información sobre los tamaños relativos de las moléculas y sobre la magnitud de las fuerzas que se
ejercen entre ellas.
El estado líquido es el estado físico en el que la interacción intermolecular se da de una forma moderada, la
fuerza de cohesión y repulsión entre sus moléculas se ve casi equilibrada, los factores que alteran o rigen las
condiciones de los líquidos son la presión de vapor, el punto de ebullición, el calor de evaporación, la
capacidad calorífica, el volumen por mol, la viscosidad y la compresibilidad. También se ven afectadas esas
propiedades por la temperatura y la presión a las que son medidas, y por la naturaleza química de la sustancia
en sí.
El estado sólido muestra una interacción intermolecular bastante grande por la cercanía existente entre sus
componentes, la fuerza de repulsión entre sus moléculas es casi nula y la fuerza de cohesión es mayor que en
los anteriores estados, de los sólidos se estudia la estructura interna, a escala molecular y atómica, se explican
sus propiedades físicas en función de su estructura. En el estudio de los sólidos también se incluye el análisis
matemático de los modelos de difracción que se producen al exponer un cristal a una radiación de rayos X.
Utilizando este método, los químicos físicos han conseguido información muy valiosa sobre la ordenación
adoptada por los distintos tipos de iones y átomos. También han dilucidado las simetrías y cristalografías de la
mayoría de las sustancias sólidas, así como sus fuerzas de cohesión, capacidades caloríficas, puntos de fusión
y propiedades ópticas.
PRESIÓN VOLÚMEN Y TEMPERATURA
La presión esta definida como la cantidad de fuerza aplicada por unidad de área existente donde se este
aplicando esta fuerza, el volumen es el espacio que ocupa un cuerpo en un determinado momento, el concepto
de temperatura se deriva de la idea de medir el calor o frialdad relativos y de la observación de que el
suministro de calor a un cuerpo conlleva un aumento de su temperatura mientras no se produzca la fusión o
ebullición, las condiciones estandar o STP corresponden al principio de que volúmenes iguales de gases a
temperaturas y presiones iguales contienen el mismo número de moléculas, de aquí se asegura que las
condiciones acordadas para realizar las mediciones científicas base correspondan a presión de una atmósfera y
temperatura de 0°C.
LEYES DE LOS GASES
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En general, el volumen de cualquier sustancia, ya sea sólida, liquida o gaseosa, depende de la temperatura y la
presión a las que esta sometida. Existe una relación matemática entre el volumen de una cantidad de sustancia
y los valores de presión y temperatura; esta relación matemática se llama ecuación de estado, y puede
escribirse simbólicamente
V = V(t,P,n)
Donde:
V = Volumen
t = Temperatura
P = Presión
n = Numero de moles
La determinación de una ecuación de estado de los gases implica inevitablemente la medición de la presión, o
fuerza por unidad de área, que un gas ejerce sobre las paredes del recipiente que lo contiene. La presión de los
gases comúnmente se expresa en atmósferas o milímetros de mercurio.
LEY DE BOYLE
La relación matemática que existe entre la presión y el volumen de un cantidad dad de un gas a una cierta
temperatura fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Boyle encerró una cantidad de aire en el extremo
cerrado de un tubo en forma de U, utilizando mercurio como fluido de retención. Boyle descubrió que el
producto de la presión por volumen de una cantidad fija de gas era un valor aproximadamente constante.
La ley de Boyle se puede expresar como:
Kn,t
P = −−−−−−−−− y P1V1 = P2V2
V
donde Kn,t es una constante cuyo valor depende de la temperatura y de la cantidad de gas.
LEY DE CHARLES Y GAY−LUSSAC
Cuando se investiga experimentalmente como depende entre si el volumen y la temperatura de un gas a una
presión fija, se encuentra que el volumen aumenta linealmente al aumentar la temperatura. Esta relación se
conoce como ley de charles y gay−lussac, y se puede expresar algebraicamente por:
V = V0(1 + "t)
Donde V0 es el volumen que a la temperatura de 0 ºC, " es una constante que tiene aproximadamente el valor
1/273 para todos los gases y t es la temperatura en la escala Celsius. Esta ecuación establece que el volumen
de un gas aumenta linealmente al aumentar su temperatura.
LA ECUACION DEL GAS IDEAL
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Las mediciones experimentales analizadas antes han demostrado que a temperatura constante PV es una
constante, y que a presión constante, V es proporcional a T. Ahora se combinaran estas relaciones en una
ecuación que exprese el comportamiento de los gases Según la ley de Boyle.
PV = R(T,n)
Donde R(T,n) es una constante que depende únicamente de la temperatura y del numero de moles de gas. Por
tanto se puede escribir como:
PV = R(n)T
El gas que obedece esta ecuación de estado, que incorpora las leyes de Boyle y de Charles, se llama gas ideal.
Esta relación también puede escribirse como:
P1V1 P2V2
−−−−−−−− = −−−−−−−−
T1 T2
Puede usarse para calcular el volumen V2 de un gas en las condiciones arbitrarias P2 y T2, conociendo su
volumen V1 a presión P1 y temperatura T1.
ECUACIÓN DE VAN DER WAALS
La ecuación de estado del gas ideal no es del todo correcta: los gases reales no se comportan exactamente así.
En algunos casos, la desviación puede ser muy grande. Por ejemplo, un gas ideal nunca podría convertirse en
líquido o sólido por mucho que se enfriara o comprimiera. Por eso se han propuesto modificaciones de la ley
de los gases ideales, pV = nRT. Una de ellas, muy conocida y particularmente útil, es la ecuación de estado de
van der Waals (p + a/v2)(v − b) = RT, donde v = V/n, y a y b son parámetros ajustables determinados a partir
de medidas experimentales en gases reales. Son parámetros de la sustancia y no constantes universales, puesto
que sus valores varían de un gas a otro.
La ecuación de van der Waals también tiene una interpretación microscópica. Las moléculas interaccionan
entre sí. La interacción es muy repulsiva a corta distancia, se hace ligeramente atractiva a distancias
intermedias y desaparece a distancias más grandes. La ley de los gases ideales debe corregirse para considerar
las fuerzas atractivas y repulsivas. Por ejemplo, la repulsión mutua entre moléculas tiene el efecto de excluir a
las moléculas vecinas de una cierta zona alrededor de cada molécula. Así, una parte del espacio total deja de
estar disponible para las moléculas en su movimiento aleatorio. En la ecuación de estado, se hace necesario
restar este volumen de exclusión (b) del volumen del recipiente; de ahí el término (v − b).
LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES
Cuando Dalton formulo por primera vez su teoría atómica poco había elaborado la teoría acerca de la
vaporización del agua y el comportamiento de mezclas gaseosas. A partir de sus mediciones dedujo que dos
gases es una mezcla actuaban de manera mutuamente independiente. Establece que la presión total de una
mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales.
P = pa + pb + pc
LEY DE GRAHAM
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|Thomas Graham descubrió en 1864 que la tasa de efusión de un gas es inversamente proporcional a la raiz
cuadrada e su masa molar. Suponiendo que contásemos con dos sustancias r1 y r2 con masas u1 y u2
respectivamente la ley de Graham compara las tasas de efusión de dos gases distintos en condiciones
idénticas, e indica que el más ligero efunde más rápidamente.
r1/r2 = ,|u2/u1
PROPIEDADES DE LOS LIQUIDOS
Un liquido está formado por moléculas que están en movimiento constante y desordenado, y cada una de ellas
chocan miles de millones de veces en un segundo. Sin embargo, las intensas fuerzas de atracción de tipo
dipolo−dipolo, enlaces de hidrogeno evitan que se muevan tan libremente y estén tan separadas como se
encuentran en un gas. Por otra parte, las moléculas de un liquido no están tan juntas o estructuradas como lo
están en un sólido. Por estas razones, los líquidos presentan características que los colocan entre el estado
gaseoso completamente caótico y desordenado y bien ordenado estado sólido.
FORMA Y VOLUMEN
En un liquido, las fuerzas de atracción son aun suficientemente intensa para limitar a las moléculas en su
movimiento dentro de un volumen definido, pero no son tan poderosas como para hacer que las moléculas
guarden una posición precisa dentro del liquido. De hecho las moléculas, dentro de los limites del volumen
del liquido están en libertad de moverse unas alrededor de otras, y de esa manera permite que fluyan los
líquidos. Por lo tanto, los líquidos conservan un volumen definido, pero, debido a su capacidad para fluir, su
forma dependen del contorno del recipiente que los contiene.
TEMPERATURA CRÍTICA
En física, punto de temperatura o presión que corresponde a un cambio en el estado físico de una sustancia.
Durante el enfriamiento de una aleación metálica, el punto crítico se alcanza a la temperatura en que se
produce una reorganización molecular que da lugar a una nueva forma de la sustancia; generalmente, esta
reorganización se ve acompañada por la absorción o cesión de calor. La temperatura crítica de un gas es la
temperatura máxima a la que puede licuarse; la presión crítica es la presión necesaria para licuar el gas a esa
temperatura. Algunos gases, como el helio, el hidrógeno o el nitrógeno, poseen temperaturas críticas muy
bajas y tienen que ser enfriados intensivamente antes de poder ser licuados. Otros, como el amoníaco o el
cloro, tienen temperaturas críticas elevadas y pueden licuarse a temperatura ambiente aplicando suficiente
presión. La tabla adjunta muestra las temperaturas y presiones críticas de algunos gases importantes.
PUNTO DE EBULLICIÓN
Temperatura a la que la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión atmosférica existente sobre dicho
líquido. A temperaturas inferiores al punto de ebullición (p.e.), la evaporación tiene lugar únicamente en la
superficie del líquido. Durante la ebullición se forma vapor en el interior del líquido, que sale a la superficie
en forma de burbujas, con el característico hervor tumultuoso de la ebullición.
VISCOSIDAD
Algunos líquidos, literalmente fluyen al igual que la maleza, mientras que otros fluyen con facilidad, la
resistencia a fluir se conoce con el nombre de viscosidad. Entre mayor es la viscosidad, el liquido fluye mas
lentamente. Los líquidos como la maleza o el aceite de los motores son relativamente viscosos; el agua y los
líquidos orgánicos como el tetracloruro de carbono no lo son. La viscosidad puede medirse tomando en cuanta
el tiempo que transcurre cuando cierta cantidad de un liquido fluye a través de un delgado tubo, bajo la fuerza
de la gravedad. En otro método, se utilizan esferas de acero que caen a través de un liquido y se mide la
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velocidad de caída. Las esferas mas lentamente en los líquidos mas viscosos. La formula para determinar la
viscosidad con respecto al tiempo es:
dV r4 (P1 − P2)
−−−−−−− = −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−
dt 8 L
Donde:
dV/dt = Velocidad de flujo del liquido a lo largo de un tubo .
r = Radio del tubo.
L = Longitud
(P1 − P2) = Diferencia de presión
Las viscosidad se relaciona con la facilidad con la cual las moléculas individuales del liquido se mueve en
relación con las otras. Esto depende de la fuerza de atracción entre las moléculas y también del hecho de que
existan características estructúrale que provoquen que las moléculas se enreden entre si. La viscosidad
disminuye a medida que aumenta la temperatura, debido a que a altas temperaturas la energía cinética
promedio es mayor y hace que las moléculas superen con facilidad las fuerzas de atracción entre ellas.
TENSION SUPERFICIAL
En un liquido, cada molécula se desplaza siempre bajo influencia de sus moléculas vecinas. Una molécula
cerca del centro del liquido, experimenta el efecto de que sus vecinas la atraen casi en la misma magnitud en
todas direcciones. Sin embargo, una molécula en la superficie del liquido no esta completamente rodeado por
otras y, como resultado, solo experimenta la atracción de aquellas moléculas que están por abajo y a los lados.
Por lo tanto, las moléculas a lo largo de la superficie, experimentan una atracción en una dirección hacia el
interior del liquido, lo cual provoca que las moléculas en la superficie sean arrastradas al interior. La situación
mas estable se presentan estas desiguales fuerzas de atracción en la superficie del liquido es tan pequeña que
sea posibles.
ENLACES EN LOS SÓLIDOS
Las propiedades físicas de los sólidos cristalinos, como su punto de fusión y su dureza, dependen tanto del
acomodo de las partículas como de las fuerzas de atracción entre ellas y cada una de las clases de sólido esta
relacionada a su capacidad para enlazarse siendo los sólidos moleculares, los de red covalente, los iónicos y
los metálicos los grupos representativos de todas las especies de sólido.
RAYOS X
Los rayos X son radiación electromagnética penetrante, con una longitud de onda menor que la luz visible,
producida bombardeando un blanco generalmente de volframio con electrones de alta velocidad. Los rayos X
fueron descubiertos de forma accidental en 1895 por el físico alemán Wilhelm Conrad Roentgen mientras
estudiaba los rayos catódicos en un tubo de descarga gaseosa de alto voltaje. A pesar de que el tubo estaba
dentro de una caja de cartón negro, Roentgen vio que una pantalla de platinocianuro de bario, que
casualmente estaba cerca, emitía luz fluorescente siempre que funcionaba el tubo. Tras realizar experimentos
adicionales, determinó que la fluorescencia se debía a una radiación invisible más penetrante que la radiación
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ultravioleta (véase Luminiscencia). Roentgen llamó a los rayos invisibles rayos X por su naturaleza
desconocida. Posteriormente, los rayos X fueron también denominados rayos Roentgen en su honor.
Los rayos X son radiaciones electromagnéticas cuya longitud de onda va desde unos 10 nm hasta 0,001 nm
(1 nm o nanómetro equivale a 10−9 m). Cuanto menor es la longitud de onda de los rayos X, mayores son su
energía y poder de penetración. Los rayos de mayor longitud de onda, cercanos a la banda ultravioleta del
espectro electromagnético, se conocen como rayos X blandos; los de menor longitud de onda, que están más
próximos a la zona de rayos gamma o incluso se solapan con ésta, se denominan rayos X duros. Los rayos X
formados por una mezcla de muchas longitudes de onda diferentes se conocen como rayos X `blancos', para
diferenciarlos de los rayos X monocromáticos, que tienen una única longitud de onda. Tanto la luz visible
como los rayos X se producen a raíz de las transiciones de los electrones atómicos de una órbita a otra. La luz
visible corresponde a transiciones de electrones externos y los rayos X a transiciones de electrones internos.
En el caso de la radiación de frenado o bremsstrahlung, los rayos X se producen por el frenado o deflexión de
electrones libres que atraviesan un campo eléctrico intenso. Los rayos gamma, cuyos efectos son similares a
los de los rayos X, se producen por transiciones de energía en el interior de núcleos excitados.
Los rayos X se producen siempre que se bombardea un objeto material con electrones de alta velocidad. Gran
parte de la energía de los electrones se pierde en forma de calor; el resto produce rayos X al provocar cambios
en los átomos del blanco como resultado del impacto. Los rayos X emitidos no pueden tener una energía
mayor que la energía cinética de los electrones que los producen. La radiación emitida no es monocromática,
sino que se compone de una amplia gama de longitudes de onda, con un marcado límite inferior que
corresponde a la energía máxima de los electrones empleados para el bombardeo. Este espectro continuo se
denomina a veces con el término alemán bremsstrahlung, que significa `radiación de frenado', y es
independiente de la naturaleza del blanco. Si se analizan los rayos X emitidos con un espectrómetro de
rayos X, se encuentran ciertas líneas definidas superpuestas sobre el espectro continuo; estas líneas, conocidas
como rayos X característicos, corresponden a longitudes de onda que dependen exclusivamente de la
estructura de los átomos del blanco. En otras palabras, un electrón de alta velocidad que choca contra el
blanco puede hacer dos cosas: inducir la emisión de rayos X de cualquier energía menor que su energía
cinética o provocar la emisión de rayos X de energías determinadas, que dependen de la naturaleza de los
átomos del blanco.
Los rayos X afectan a una emulsión fotográfica del mismo modo que lo hace la luz. La absorción de rayos X
por una sustancia depende de su densidad y masa atómica. Cuanto menor sea la masa atómica del material,
más transparente será a los rayos X de una longitud de onda determinada. Cuando se irradia el cuerpo humano
con rayos X, los huesos compuestos de elementos con mayor masa atómica que los tejidos circundantes
absorben la radiación con más eficacia, por lo que producen sombras más oscuras sobre una placa fotográfica.
En la actualidad se utiliza radiación de neutrones para algunos tipos de radiografía, y los resultados son casi
los inversos. Los objetos que producen sombras oscuras en una imagen de rayos X aparecen casi siempre
claros en una radiografía de neutrones.
DIFRACCIÓN DE BRAGG
William Henry Bragg fue un físico británico, galardonado con el Premio Nobel. Fue profesor de física en la
Universidad de Leeds entre 1909 y 1915. Bragg y su hijo, William Lawrence Bragg, compartieron el Premio
Nobel de Física en 1915, el único Premio Nobel compartido por un padre y un hijo. También compartieron
otros premios por el trabajo que dedicaron en el que fueron pioneros al estudio de la estructura de los cristales
mediante mediciones de la difracción de rayos X. Los rayos X pueden difractarse al atravesar un cristal, o ser
dispersados por él, ya que el cristal está formado por redes de átomos regulares que actúan como redes de
difracción muy finas. Los diagramas de interferencia resultantes pueden fotografiarse y analizarse para
determinar la longitud de onda de los rayos X incidentes o la distancia entre los átomos del cristal, según cuál
de ambos datos se desconozca. Los rayos X también pueden difractarse mediante redes de difracción rayadas
si su espaciado es aproximadamente igual a la longitud de onda de los rayos X.
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DIAGRAMAS DE FASE
El equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único equilibrio dinámico que puede existir entre estados de
la materia. En condiciones apropiadas de temperatura y presión, un sólido puede estar en equilibrio con su
estado líquido incluso con su estado de vapor. Un diagrama de fases es una forma gráfica de resumir las
condiciones en las que existen equilibrios entre los diferentes estados de la materia, y también nos permite
predecir la fase de una sustancia que una temperatura y presión dadas.
La forma general de un diagrama de fases para una sustancia que exhibe contiene tres curvas importantes,
cada una de las cuales representa las condiciones de temperatura y presión en las que las distintas fases
pueden coexistir en equilibrio.
BIBLIOGARFÍA
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