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Lectura Estados Físicos de la Materia

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Estados Físicos
de la Materia
Química general
y orgánica
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Estados Físicos de la Materia:
gases, líquidos y sólidos
Gases
Diariamente podemos decir que nos encontramos rodeados por una
atmósfera que se compone de una mezcla de gases a la que normalmente
denominamos AIRE. Dicho aire lo utilizamos para respirar absorbiendo
Oxígeno, el cual permite mantener la vida humana
Además tenemos otros
gases como el Cloro, el que se usa para poder purificar el agua. El dióxido
de carbono y el metano se encuentran en los gases de invernadero, los
cuales intervienen en el calentamiento global.
Característica de los Gases
El aire consiste en oxigeno y nitrógeno como gases principales (21% y 78%
respectivamente).
Además tenemos también presente otros gases como ser:
Hidrógeno, Flúor, Cloro y los llamados gases nobles: helio, Neón, Argón,
Kriptón, y Xenón.
Aquellas sustancias que son líquidas o sólidas en condiciones ordinarias por
lo general pueden existir en el estado gaseoso; muchas veces se los llama
vapores
Se hiciéramos una comparación entre un gas un sólido y un líquido
veríamos que existen diferencias significati vas. Por ejemplo, el gas se
expande en forma espontánea hasta llenar su recipiente, pero, el volumen
de un gas es el recipiente en que se lo contiene. Los gases también son muy
compresibles, es decir cuando se le aplica presión a un gas, su volumen
disminuye fácilmente. En cambio los líquidos y los sólidos no se expanden
para llenar sus recipientes, y tampoco son compresibles.
Los gases forman mezclas homogéneas unos con otros sin importar las
identidades ni las proporciones relativas de los gases componentes
Además, las propiedades características de los gases se deben a que las
moléculas individuales están relativamente alejadas unas de otras.
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Concepto de presión atmosférica
Debido a la gravedad de la tierra, nuestra atmósfera se encuentra ejerciendo
una fuerza hacia abajo y debido a esto una presión sobre la superficie
terrestre. La fuerza F ejercida por cualquier objeto, es el producto de su
masa, m, por su aceleración, a; es decir que:
F = m. a
La mencionada gravedad produce una aceleración de 9.8 m/ seg2.
La unidad en el Sistema Internacional para la presión es el N/m2, al que se
le designó el nombre de Pascal (Pa) Vemos que la presión atmosférica en el
nivel del mar es de 100 KPa. Dicha presión atmosférica se la puede medir por
medio de un barómetro de mercurio.
La presión atmosférica estándar, es decir aquella que corresponde a la
presión normal en el nivel del mar, es la presión suficiente para soportar una
columna de mercurio de 760 mm de altura.
Leyes de los gases
Para poder llegar a definir la condición física de un gas o su estado, es
necesario contar con cuatro variables principales, a saber: temperatura Y,
presión P, volumen V, y la cantidad de gas que se la suele expresar como el
número de moles, n.
Ley de Boyle: La relación Presión –Volumen:
Si redujéramos la presión sobre un globo, veríamos que el mismo se
expande. Éste es el motivo por el cual los globos meteorológicos se
expanden a medida que se elevan en la atmósfera. De allí que el científico
británico Robert Boyle, de acuerdo a sus experiencias con gases, pudo llegar
a determinar que el volumen de una cantidad determinada de un gas que se
mantiene a temperatura constante es inversamente proporcional a la
presión. Lo expresado se lo puede resumir así:
P x V = constante.
El valor de la constante depende de la temperatura y de la cantidad de gas
que se encuentre en la muestra.
A continuación veremos la gráfica que se obtiene para una cantidad
determinada de gas a una temperatura fija.
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En el gráfico anterior, la figura (a) representa la curva de volumen vs.
Presión, mientras que la curva (b) representa el volumen vs. 1/P.
Ley de Charles. Relación Temperatura –Volumen
Si observamos un globo de aire caliente, vamos a ver que el mismo se eleva
porque el aire se expande cuando el mismo se calienta. El aire caliente que
se encuentra dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno a
la misma presión. La diferencia de densidad hace que el globo ascienda. La
relación que existe entre el volumen de un gas y de su temperatura fue
oportunamente descubierta por el científico Jacques Charles, quien observó
que el volumen de una cantidad fija de un gas a presión constante aumenta
de forma lineal con la temperatura.
Si observamos los datos representativos que se obtiene a graficar Volumen
vs. Temperatura, vamos a ver que la línea extrapolada va a pasar cuando la
misma se la extienda a la temperatura -273ºC. Al ver esto podríamos decir
que el gas tendrá un volumen de cero a esa temperatura.
Debido a esto, un científico británico propuso una escala de temperatura
absoluta, conocida ahora como escala Kelvin (K). En esta escala, 0 K, que se
denomina cero absoluto, equivale a -273,15ºC. La ley de Charles expresa que
el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es
directamente proporcional a su temperatura absoluta.
Es decir que:
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El gráfico siguiente explica la evolución del volumen de un gas en un
recipiente cerrado en función de la temperatura presión constante.
Como dijimos, la línea interrumpida es una extrapolación a temperaturas en
las que la sustancia ya no es gaseosa.
Ley de Avogadro. Relación cantidad – Volumen:
Si al globo que mencionamos le agregamos gas, vamos a ver que el mismo
se expande, es decir que el volumen de un gas depende no sólo de la presión
y de la temperatura, sino también de la cantidad de gas. Los científicos GayLussac y Avogadro estudiaron la relación entre la cantidad de un gas y de su
volumen.
Ellos dedujeron la Ley de Combinación de volúmenes, la que establece que
a una presión y temperaturas dadas, los volúmenes de gas que reaccionan
entre sí están en proporciones de números enteros pequeños.
En la figura siguiente vamos a observar en forma experimental la experiencia
de Gay – Lussac de la combinación de volúmenes de gases.
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A continuación vamos a comparar varios gases que poseen el mismo
volumen, temperatura y presión y por ende contienen el mismo número de
moléculas. Podemos observar que las masas de los gases contenidas en los
tres recipientes son distintas.
En base a esta experiencia se estableció la Hipótesis de Avogadro, la cual
establece que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión
contienen números iguales de moléculas. A partir de esta Hipótesis se
generó la Ley de Avogadro, que es una consecuencia de la anterior, y que
establece que el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión
constantes es directamente proporcional al número de moles del gas. Es
decir,
V = constante x n
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Ecuación de un gas ideal
Anteriormente estuvimos estudiando tres leyes de gases, que resumimos de
la siguiente manera:
Ley de Boyle:
V α
1
_______________
P
(constante n T)
Ley de Charles:
Vα T
(constante n, P)
Ley de Avogadro:
V α n
(constante P , T)
(el signo α indica que “es proporcional a”)
Ahora si combinamos estas tres relaciones obtendremos una ley de gases
más general:
V α
nT
_____________
P
Si llamamos ahora a “R” a la constante de proporcionalidad, obtendremos:
V=R
n T
P
Y al reacomodar la ecuación tendremos:
PV=nRT
Esta ecuación es denominada ecuación del gas ideal. En la misma, el término
“R” en la ecuación Gral. de los gases se denomina Constante de los Gases. El
valor y las unidades de “R” van a depender de las unidades de P, V, T y de
“n”. El valor de la temperatura debe estar expresada en temperatura
absoluta, es decir, expresada en ºK.
Cuando se vaya a resolver problemas con la ecuación del gas ideal, las
unidades de P,V, n y de T deben concordar con las unidades de la constante
de los gases. Para fines prácticos usaremos el valor de “R” en 0.08206 L x
Atm /mol x K.
Cuando las condiciones de temperatura es de 0ºC y la presión de 1 atm se
dice que nos encontramos en condición estándar de temperatura y de
presión.
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Mezcla de Gases. Concepto de presión parcial
Hasta aquí se ha estudiado sólo el comportamiento de gases netamente
puros, es decir aquellos que contienen una sola sustancia en el estado
gaseoso. Pero el científico John Dalton pudo observar que la presión total de
una determinada mezcla de gases es igual a la suma que cada gas ejercería
si estuviera presente solo. Esa presión que cada uno de los componentes de
la mezcla gaseosa ejerce se denomina presión parcial de ese gas, y el estudio
realizado por Dalton se lo conoce como Ley de las Presiones Parciales.
En otras palabras, si Pt es la presión total del sistema gaseoso y P1, P2 , P3
,etc. son cada una de las presiones parciales de los gases de la mezcla, la
ecuación de Dalton puede ser escrita como :
Pt =P1 + P2 + P3 +……………………
Es decir que el comportamiento de cada uno de los gases en la mezcla es
independiente del de los demás.
Observemos que le ocurre a cada uno de los gases en la mezcla gaseosa:
Dado que todos los gases experimentan la misma temperatura y volumen,
tendremos sustituyendo cada una de las ecuaciones anteriores en la
expresión de Pt :
Con esto podemos llegar a concluir que la presión total a temperatura y
volumen constantes está determinada por el número total de moles de cada
uno de los gases presentes, sin tener en cuenta que dicho total representa
una sola sustancia o a una mezcla.
Líquidos
Propiedades generales
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Antes de empezar a ver las propiedades de los líquidos es interesante poder
hablar de las fuerzas intermoleculares, es decir, la fuerza que mantiene
unidas a las moléculas. En el caso de los líquidos podemos decir que las
fuerzas que mantienen unidas a las moléculas son lo bastante fuertes como
para hacerlo, por lo tanto, los líquidos son mucho más densos y mucho
menos compresibles que los gases. Además los líquidos poseen un volumen
definido independiente del tamaño y de la forma del recipiente. Los líquidos,
al igual que los sólidos no son muy compresibles, ya que las moléculas no
poseen mucho espacio libre entre ellas.
Lo ideal es poder comparar los tres estados de la materia y sacar
conclusiones:
Fuerzas Intermoleculares: Interacciones dipolares. Enlaces de
hidrógeno. Fuerzas de dispersión.
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Muchas de las propiedades de los líquidos reflejan la intensidad de las
fuerzas intermoleculares, como por ejemplo en el punto de ebulliciones, es
decir que cuando un líquido hierve, las burbujas de su vapor se forman
dentro del líquido. Las moléculas del líquido deben vencer sus fuerzas de
atracción para separarse y formar un vapor. Cuanto más intensas son las
fuerzas de atracción más alta es la temperatura a la que el líquido hierve.
Se puede decir que existen tres tipos de fuerzas de atracción
intermoleculares: las fuerzas dipolo dipolo, las fuerzas de dispersión de
London y las fuerzas de van der Waals.
Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre un ión y la carga parcial de un
extremo de una molécula polar. Se puede decir que las moléculas polares
son dipolos, ya que poseen un extremo positivo y uno negativo, en donde
los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo
mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo.
Las fuerzas de dispersión de London
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En la figura anterior podemos observar claramente que el extremo negativo
de la molécula polar está orientado hacia un catión (a), y el extremo positivo
hacia un anión (b).
La magnitud de la atracción aumenta al incrementarse la carga del ión o la
magnitud del momento dipolar.
Existe entonces una fuerza dipolo-dipolo entre moléculas neutras planas.
Las moléculas se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está
cerca del extremo negativo de la otra, como se puede observar en la figura
anterior. También vemos que las moléculas están a veces en orientaciones
que son atractivas y a veces en orientaciones que son repulsivas, entonces
llegamos a una conclusión que en moléculas con masas y con tamaños
aproximadamente iguales, la intensidad de las atracciones intermoleculares
aumenta al incrementar la polaridad.
A veces nos preguntamos qué tipo de fuerzas pueden existir entre los
átomos o moléculas no polares. Obviamente resulta imposible que existan
fuerzas dipolo-dipolo cuando las partículas son no polares. Oportunamente
el científico Fritz London encontró que el movimiento de los electrones en
un átomo o molécula puede generar un momento dipolar instantáneo.
Podemos decir si pudiéramos congelar el movimiento de los electrones de
un átomo de helio en un instante determinado, se podría observar que los
electrones podrían estar en el mismo lado del núcleo. En ese momento
decimos que el átomo tendría un momento dipolar instantáneo. Debido a
que los electrones se repelen, los movimientos de los electrones de un
átomo influyen en los movimientos de los electrones de los átomos
cercanos. De esta forma, el dipolo terminal de un átomo puede llegar a
inducir un dipolo que es similar en un átomo adyacente y hacer que los
átomos de esta manera se atraigan. Este tipo e interacción atractiva se la
llama Fuerza de dispersión de London. Este tipo de fuerzas sólo es
significativo cuando las moléculas se encuentran unas muy cerca de las
otras.
En la figura anterior se puede observar dos representaciones que muestran
los dipolos instantáneos en dos átomos de helio adyacentes, indicando de
esa manera la atracción electrostática.
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Si nos tenemos que referir a los puentes de hidrógeno diremos que son un
tipo de fuerzas especiales de atracción intermolecular que existe entre el
átomo de hidrógeno de un enlace polar (en especial en el enlace H – F, H- O
o H-N) y un par de electrones no compartidos en un ión o átomo
electronegativo cercano (normalmente un átomo de F, O o N de otra
molécula). Un ejemplo lo podemos tener en la molécula de agua en donde
las fuerzas de atracción entre las moléculas son anormalmente intensas, eso
genera que el agua posea un punto de fusión alto, calor específico alto, y
calor de vaporización alto.
Un ejemplo claro lo tenemos en la molécula de agua, según se indica en la
figura anterior. Las líneas continuas representan a los enlaces covalentes;
mientras que las líneas punteadas de color rojo representan a los puentes
de hidrógeno. Según podemos observar, el átomo de hidrógeno no posee
electrones internos, y el lado positivo del dipolo de enlace posee la carga
concentrada del protón casi desnudo del núcleo de hidrógeno. Esta carga
positiva es atraída hacia la carga negativa de un átomo electronegativo de
una molécula cercana. Si pudiéramos comparar las energías de los puentes
de hidrógeno, veremos que los mismos varían de unos 4 kJ/ mol hasta cerca
de los 25 kJ/ mol; por lo tanto son muchos más débiles que los enlaces
químicos normales.
Si pudiéramos ver dos moléculas de agua unidas por puente hidrógeno,
veríamos la siguiente figura en donde las distancias que se muestran son las
que se observan en hielo (b). La figura (a) indica el puente hidrógeno entre
dos moléculas. Podemos ver que cada átomo de hidrógeno de una molécula
de agua está orientado hacia un par de electrones no enlazante de una
molécula de agua adyacente.
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Evaporación
Según sabemos, las moléculas de un líquido no se encuentran fijas en una
retícula rígida. Aunque sabemos que carecen de libertad total de
movimiento de las moléculas gaseosas, se encuentran en continuo
movimiento. Como los líquidos son más densos que los gases, la rapidez con
la que se efectúan las colisiones o choques entre las moléculas es mucho
mayor en la fase líquida que en la fase gaseosa. Pero, cuando las moléculas
de líquido poseen energía suficiente para poder escapar hacia la superficie,
ocurre lo que se denomina un cambio de fase o de estado, denominado
Evaporación o vaporización, es decir un proceso en el cual un líquido se
transforma en un gas.
Si observamos los dos gráficos anteriores podríamos ver que se indican la
distribución de la energía cinética de las moléculas de un líquido a dos
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temperaturas diferentes. De allí deducimos que cuanto mayor es la
temperatura mayor es la energía cinética de las moléculas, y de esa manera
más rápido dejan la fase líquida. A temperatura más alta la curva se aplana.
Las áreas sombreadas de rojo representan el número de moléculas que
poseen energía cinética igual o mayor que cierta energía cinética E1.
Punto de Ebullición
Podemos decir que un líquido va a hervir cuando su presión de vapor es igual
a la presión externa que actúa sobre la superficie del líquido; allí empiezan a
aparecer burbujas de vapor en el interior del líquido. La temperatura de
ebullición aumenta al elevarse la presión externa. Cuando el valor de dicha
presión es de 1 atm a esa temperatura de ebullición la denominamos punto
de ebullición normal.
Como se puede observar en el gráfico siguiente el punto de ebullición
normal del agua es de 100 ºC, como también se puede observar el punto de
ebullición de otros líquidos, como ser el alcohol etílico y el éter dietílico. Hay
que tener en cuenta que en dicha temperatura la presión de vapor debe ser
de 760 mm de Hg.
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Presión de Vapor
Cuando un líquido se evapora, vemos que sus moléculas gaseosas ejercen
una presión de vapor. Durante la evaporación, según vimos anteriormente,
las moléculas de líquido se desplazan desde el líquido hacia el espacio vacío.
En cuanto las moléculas dejan el líquido, se establece una fase de vapor y en
cuanto hay un aumento de la concentración de las moléculas en esa fase
vapor, se condensan, retornando a la fase líquida. Hay un momento en que
se produce un estado de equilibrio dinámico, es decir cuando la velocidad
del proceso en un sentido está exactamente balanceada por la velocidad del
proceso inverso. La presión de vapor de equilibrio es la presión de vapor
medida cuando hay un equilibrio dinámico entre la condensación y la
evaporación.
Sólidos
Propiedades Generales
Cuando nos referimos a los sólidos podemos considerar que las fuerzas
intermoleculares son lo bastante intensas no sólo para poder mantener muy
juntas a las moléculas, sino para poder fijarlas en su lugar. Por ello, los
sólidos al igual que los líquidos, no son muy compresibles, dado que sus
moléculas no poseen mucho espacio libre entre ellas. A los sólidos que
poseen estructuras muy ordenadas se los clasifican como cristalinos. Debido
a que las partículas de un sólido no se encuentran en libertad de tener
movimientos de largo alcance, los sólidos son rígidos.
Cuando nos referimos a los líquidos en el ítem 52, se efectuó un cuadro
comparativo entre los tres estados de la materia entre los que figuran los
sólidos.
Fusión y Sublimación
Cuando se produce un cambio de estado sea cual fuere el mismo, va
acompañado por un cambio en la energía del sistema. Siempre que un
cambio de fase o de estado implica pasar a un estado menos ordenado, en
necesario entregar cierta energía para poder vencer las fuerzas
intermoleculares. Así para fundir un sólido se necesita de cierta energía,
dado que hay que vencer las fuerzas de atracción que mantienen unidas en
ciertas posiciones fijas dentro del sólido para formar el líquido.
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El proceso en el cual un sólido se convierte en un líquido se denomina fusión,
por lo tanto el cambio de entalpía asociado a la fusión de un sólido se llama
calor de fusión. La sublimación requiere también de cierta cantidad de
energía.
¿Por qué los lagos se congelan desde la superficie hasta el
fondo?
Vamos a considerar qué es lo que le sucede a un lago cuando hay cambios
de temperatura sobre la superficie del agua dulce del mismo en un clima
frío. A medida que la temperatura del agua cercana a la superficie
desciende, su densidad aumenta. El agua que se encuentra más fría
entonces se hunde hacia el fondo del lago, mientras que el agua que esta
más tibia, la que es menos densa, sube a la superficie. Este movimiento
normal de convección continúa hasta que la temperatura en toda el agua
alcanza 4ºC.
Por debajo de esta temperatura, la densidad del agua empieza a descender,
con la disminución de la temperatura, de manera que ya no se va hacia el
fondo del lago. Con un mayor enfriamiento, el agua de la superficie empieza
a congelarse. La capa de hielo que se forma no se hunde debido a que es
menos densa que el agua líquida, incluso actúa como un aislante térmico
para el agua que se encuentra por debajo de ella. Si el hielo fuera más
pesado se hundiría hasta el fondo del lago y finalmente el agua congelaría
en forma ascendente. La mayoría de los organismos que habitan en el agua
no sobrevirían y se congelarían. El agua de los lagos no se congela desde el
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fondo hacia la superficie; esta propiedad del agua hace posible que se
efectúe la pesca deportiva en el hielo.
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Bibliografia Básica
Brown, T. L., & LeMay, H. E. (2013). Química: la ciencia central. Mexico: Pearson.
Chang, R. (2011). Principios esenciales de química general (4a. ed.). España:
McGraw-Hill.
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