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DEPARTAMENTO DE CIENCIAS DE LA

NATURALEZA

FISICA y QUIMICA

1º BACHILLERATO CIENCIAS Y

TECNOLOGIA

CURSO 2012/2013 Profesor: José Criado Ferrándiz

Tema 02: Estados de Agregación. Teoría cinética

INDICE.

0. INTRODUCCIÓN. ........................................................................................................................................................ 3

1. LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. ..................................................................................................... 3

1.1 LOS CAMBIOS DE ESTADO PROGRESIVOS. ........................................................................................................ 3

1.2 LOS CAMBIOS DE ESTADO REGRESIVOS ........................................................................................................... 4

2. LOS GASES Y LA TEORÍA CINETICA. ........................................................................................................................... 5

2.1 MEDIDA DE LA PRESIÓN EJERCIDA POR UN GAS .............................................................................................. 5

3. LAS LEYES DE LOS GASES ........................................................................................................................................... 6

3.1 LEY DE BOYLE .................................................................................................................................................... 6

3.2 LEY DE CHARLES Y GAY-LUSSAC ........................................................................................................................ 7

3.3 LEY DE CHARLES ................................................................................................................................................ 8

3.4 LEY COMBINADA DE LOS GASES IDEALES ......................................................................................................... 8

3.5 ECUACION GENERAL DE LOS GASES IDEALES ................................................................................................... 9

3.6 LEY DE DALTON PARA LAS PRESIONES PARCIALES ............................................................................................ 9

4. LA TEORIA CINÉTICO-MOLECULAR .......................................................................................................................... 10

4.1 JUSTIFICACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS GASES ..................................................................................... 10

Justificación de la Ley de Boyle ....................................................................................................................... 10

Justificación de la Ley de Charles y Gay-Lussac .............................................................................................. 11

Justificación de la Ley de Dalton para las presiones parciales ........................................................................ 11

4.2 JUSTIFICACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS ............................................................................... 11

Presión de vapor y temperatura de ebullición ............................................................................................... 12

4.3 JUSTIFICACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS ................................................................................. 12

Presión de vapor y temperatura de fusión ..................................................................................................... 12

IES CARMEN PANTION. PRIEGO DE CORDOBA

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1º BACH C-T TEMA 2 ESTADOS DE AGREGACIÓN.TEORÍA CINÉTICA

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0. INTRODUCCIÓN.

El filósofo griego Tales (h. 624-546 a. C.), natural de Mileto, recogiendo tradiciones más

antiguas, reconoció que «lo que existe» puede presentarse en tres formas (tierra, agua y aire)

que se corresponderían con lo que hoy conocemos como estados sólido, líquido y gaseoso.

Empédocles, siciliano, añadió un siglo después un cuarto elemento, el fuego. Mantenía que

cualquier ente, incluido el ser humano, estaba compuesto par estos cuatro elementos. Más

tarde, Aristóteles (384-322 a. C.) añadió a la lista terrestre la «quinta esencia», el quinto

elemento, la esencia eterna que constituía los cielos: el éter.

Robert Boyle (1627-1691) fue el primer químico que adopto los términos sólido, líquido y

gas para describir los estados en los que pueden encontrarse la materia.

En el siglo xx se hallaron dos estados de agregación más: el plasma, estado en el que se

encuentra la materia a temperaturas muy altas, y el condensado Bose-Einstein, estado de la

materia a temperaturas inferiores a cien mil millonésimas de grado par encima del cera

absoluto.

1. LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.

En la unidad anterior vimos que la materia está constituida por átomos y moléculas.

Estas partículas ejercen interacciones entre si, que, dependiendo de su intensidad, hacen que

la materia que nos rodea se presente en tres estados: solido, líquido y gaseoso.

Hay cuerpos que, siendo rígidos y no compresibles, como el vidrio y los plásticos, no se

pueden catalogar como sólidos debido a que su estructura interna no es cristalina.

Son cuerpos amorfos, que no tienen un punto de fusión definido y que, al ser calentados,

experimentan un reblandecimiento continuo. Se consideran líquidos muy viscosos.

1.1 LOS CAMBIOS DE ESTADO PROGRESIVOS.


4

Se producen cuando se aporta energía al cuerpo o sistema material. La transición del

estado sólido al líquido se denomina fusión. Cada solido puro se funde a una determinada

temperatura (dada una cierta presión constante), llamada punto o temperatura de fusión

Mientras dura el cambio de estado, la temperatura se mantiene constante.

La energía transferida no se emplea en aumentar la temperatura, sino en debilitar las

fuerzas que mantienen unidas a las moléculas que forman el sólido.

Se denomina calor latente de fusión (Lfus) a la energía que hay que suministrar a 1 kg de

sustancia sol ida pura para que pase al estado líquido.

Si queremos fundir una masa, m, de sustancia sólida, necesitaremos suministrar una

cantidad de energía en forma de calor, dada por la expresión:

La transición del estado líquido al gaseoso recibe el nombre de vaporización.

Se llama calor latente de vaporización (Lvap) a la energía que hay que suministrar a 1 kg de

sustancia liquida pura para que pase al estado de vapor.

Para que una masa, m, de sustancia líquida pase a

fase de vapor, necesitaremos suministrar una cantidad de

energía en forma de calor:

Si el cambio de estado tiene lugar en la superficie

libre de los líquidos, se denomina evaporación y se produce

a cualquier temperatura. Cuando es toda la masa del líquido la que, mediante la formación de

burbujas de vapor, pasa al estado gaseoso, el proceso se denomina ebullición.

Cada liquido puro hierve a una determinada temperatura (dada una cierta presión

constante) llamada punto o temperatura de ebullición.

La transición de solido a gas se denomina sublimación. Dos ejemplos de solidos que

subliman son el yodo y el paradiclorobenceno (sustancia orgánica que prácticamente ha

sustituido a las viejas bolas de naftalina como repelente de polillas).

1.2 LOS CAMBIOS DE ESTADO

REGRESIVOS

Cuando se producen cambios de estado en cuerpos

o sistemas materiales en los que estos ceden energía, se

está hablando de cambios de estado regresivos:


5

La transición de líquido a sólido se denomina solidificación o congelación. La

temperatura a la que se produce se llama punto o temperatura de congelación y

coincide con la de fusión del sólido.

La transición de gas a líquido recibe el nombre de condensación.

La transición de gas a solido es un proceso tan poco frecuente que incluso carece

de nombre propio; se denomina sublimación inversa o regresiva.

2. LOS GASES Y LA TEORÍA CINETICA.

El estudio del comportamiento de los gases y las leyes que

se establecieron para explicar dicho comportamiento condujeron

finalmente, en el siglo XIX, a establecer una teoría netamente

atomista y basada en concepciones energéticas. Dicha teoría

explicaba satisfactoriamente las leyes de los gases y dotaba de

sentido físico a los conceptos de presión y temperatura. Servía,

de paso, para explicar las propiedades de los líquidos y los sólidos. Era la teoría cinético-

molecular. de la materia.

2.1 MEDIDA DE LA PRESIÓN EJERCIDA POR UN GAS

El italiano Evangelista Torricelli (1608-1647), discípulo de Galileo, realizó un

experimento con un tubo recto de vidrio de un metro de longitud par un centímetro cuadrado

de sección, cerrado en uno de sus extremos.

Al nivel del mar y a una latitud de 45º N (lugar donde realizo Torricelli sus

experimentos), la presión atmosférica promedio equilibra una columna de 760 mmHg a 0 ºC.

Esta presión se conoce comúnmente como una atmosfera (atm).

Por tanto, podemos afirmar que:

1 atm = 760 mmHg

La presión ejercida par un fluido viene dada por la expresión:

donde p es la densidad del fluido (13 600 kg/m3 para el mercurio ); g, la aceleración de la

gravedad, y h, la profundidad; por consiguiente, la equivalencia entre la atmosfera y las

unidades del sistema internacional es:


6

La unidad de presión en el sistema internacional es el newton por metro cuadrado

(N/m2), que se denomina pascal (Pa).

Resumiendo las equivalencias de las unidades de presión son estas:

1 atm = 760 mmHg = 1,013 105 Pa

Otras equivalencias con unidades usadas en meteorología son:

1 bar = 100000 N/m2 = 105 Pa

1 atm= 1,013 bar = 1013 mbar

3. LAS LEYES DE LOS GASES

Las propiedades del aire y de la presión atmosférica fueron ampliamente investigadas

por el irlandés Robert Boyle (1627-1691), quien conocía los experimentos de Torricelli para

determinar la presión atmosférica.

En 1662 publico la ley que hoy lleva su nombre. Algo más de un siglo después, Jacques

Charles enunció la relación existente entre el volumen y la temperatura de un gas.

3.1 LEY DE BOYLE

Boyle usó, para estudiar las propiedades elásticas de

los gases (su compresibilidad) un tubo largo de vidrio, de

aproximadamente 3,5 m, doblado en forma de «jota» y

cerrado por el extremo más corto.

A temperatura constante, el volumen que ocupa una masa

de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce

dicho gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene.

Matemáticamente, la ley de Boyle se puede expresar

del siguiente modo:

que es la ecuación de una hipérbola, y donde k es la constante de proporcionalidad entre p y V.

La fórmula anterior también puede expresarse como:

Si consideramos un mismo gas en dos condiciones diferentes, se obtiene:


7

Según esto, otro enunciado de la ley de Boyle podría ser el siguiente:

A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una masa de gas

permanece constante.

3.2 LEY DE CHARLES Y GAY-LUSSAC

Sus investigaciones sobre el calentamiento de volúmenes de gases le llevaron a publicar

en 1787 la ley que relaciona aquellos con la temperatura. Las conclusiones de Charles fueron

corroboradas par su compatriota Gay-Lussac en 1802 para una amplia muestra de gases.

Los dos científicos llegaron a la conclusión de que, al aumentar 1 ºC la temperatura de

un gas, se producía un aumento o dilatación de 1/273 por cada unidad de volumen. Es decir, si

tenemos un volumen V0 a una determinada temperatura y aumentamos 1 ºC, el nuevo

volumen será:

(

) (

)

Y si la temperatura aumenta en t grados, el nuevo volumen será:

(

)

Para un mismo gas a dos temperaturas diferentes (t1 y t2), los volúmenes serán:

(

) (

)

Por tanto, la relación entre los volúmenes:

(

)

Si consideramos una nueva escala de temperaturas basolutas de la forma T = t + 273, la ley

de Chales y Gay-Lussac quedará de la forma:

A presión constante, el volumen de una masa de gases

directamente proporcional a su temperatura absoluta.

En la representación grafica de dicha ley para

una masa determinada de gas se obtienen rectas con

distintas pendientes, cada una a una presión fija. Sir


8

William Thomson, conocido como lord Kelvin, observo que, al prolongar las distintas rectas

hasta un hipotético volumen cero, todas se encontraban en un punto común: -273,15 °C.

Como la disminución del volumen de una masa de gas dada no puede ir mas allá de

cero, esa temperatura constituye un límite. Este se conoce, en honor al científico, como cero

kelvin (0 K) o cera absoluto. Y la escala absoluta de temperaturas, en la que T = t + 273, se

denomina escala Kelvin.

3.3 LEY DE CHARLES

Esta ley establece la relación entre la presión de un gas y la temperatura (en la

escala Kelvin), cuando el volumen permanece constante:

A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la

temperatura absoluta.

3.4 LEY COMBINADA DE LOS GASES IDEALES

Los gases que cumplen perfectamente las leyes de Boyle y de Charles y Gay-Lussac

reciben la denominación de gases ideales. Los gases reales se aproximan al estado ideal

cuando se encuentran a muy bajas presiones (se dice que están «enrarecidos»). Sin embargo, el

modelo de gas ideal constituye una aproximación válida para la descripción de los gases.

Estas tres leyes se pueden combinar en una sola, para ello puede suponerse que un

proceso en el que una cierta cantidad de un gas (x gramos) pasa de unas condiciones iniciales:

V1, T1, p1 a unos condiciones finales: V2, T2,

p2. Este proceso se realiza en dos etapas

Primer proceso. Variación producida a

T constante desde el estado inicial (V1, T1,

p1) hasta uno intermedio (p2, V', T1).

Segundo proceso. Transformación a p

constante desde el estado intermedio (p2, V',

T1) hasta el estado final (p2, V2, T2).

En la primera etapa podemos aplicar la ley de Boyle, con lo que:

En la segunda etapa aplicamos la ley de Charles y Gay Lussac:

Igualando las dos expresiones de V’ y reordenando llegamos a la expresión:


9

Esta es la ley combinada de los gases ideales.

3.5 ECUACION GENERAL DE LOS GASES IDEALES

La ecuación combinada de los gases adquiere particular interés cuando consideramos 1

mol de sustancia gaseosa. En ella, el cociente (p·V)/T toma un valor conocido como constante

molar de los gases y que simbolizamos como R. Para 1 mol de gas:

Dependiendo de las unidades que se consideren, R tiene distintos valores:

• R = 0,082 atm L/mol K

• R = 8,31 Pa m3 /mol K (o bien J/mol K)

• R = 1,99 cal/mol K

Si consideramos un número cualquiera de moles (n) de gas ideal, entonces:

Esta última expresión es la llamada ecuación general de los gases ideales.

Para comparar cantidades de gas, se ha establecido una temperatura y una presión

universales. Son 0 ºC (273 K) para la temperatura y 1 atm en el caso de la presión; a esto se lo

llama condiciones normales (CN).

3.6 LEY DE DALTON PARA LAS PRESIONES PARCIALES

El comportamiento de las mezclas de gases ideales puede expresarse mediante una ley

enunciada por Dalton en 1801:

En una mezcla de gases ideales, cada gas ejerce una presión parcial igual a la que ejercería si

él solo ocupase todo el volumen a la misma temperatura, y la presión total de la mezcla

coincide con la suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen.

Consideremos que n1 y n2 son los moles de dos gases ideales que no reaccionan entre sí,

encerrados ambos en un recipiente de volumen V a una temperatura T. La ley de Dalton

asegura que la presión que ejerce cada uno es:

y

De la ecuación general de los gases ideales se deduce:


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Sustituyendo el valor de (RT/V) en cada una de las expresiones anteriores se deduce

que las presiones parciales viene dada por la expresión:

Se puede comprobar que la suma de ambas coincide con la presión total:

4. LA TEORIA CINÉTICO-MOLECULAR

A mediados del siglo XIX, Joule, Clausius, Maxwell y Boltzman ampliaron la recién

creada teoría atómico-molecular hasta hacerla compatible con las nuevas experiencias sobre

gases; así surgió la teoría cinético-molecular de los gases cuyos postulados más importantes

son:

Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas). El tamaño de

estas es despreciable en relación con las distancias que las separan, de modo que

las interacciones entre ellas pueden despreciarse.

Las moléculas del gas se mueven de forma continua y al azar, chocando entre sí y

con las paredes del recipiente que las contiene.

Los choques que se originan son completamente elásticos, es decir, no hay

variación en su energía cinética.

La energía cinética media de las moléculas gaseosas (

) es

directamente proporcional a la temperatura de la muestra ( )

4.1 JUSTIFICACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS GASES

El hecho de que las moléculas de gas estén en continuo movimiento y colisionen contra

las paredes, explica que los gases: adopten el volumen del recipiente que les contiene, no

tengan forma propia, sean fácilmente compresibles y ejerzan fuerzas

de presión.

Justificación de la Ley de Boyle


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Si a T = cte, se comprime un gas hasta reducir su volumen a la mitad, las partículas

harán, en el mismo tiempo que antes de la compresión, dos veces el trayecto de ida y vuelta,

con lo cual colisionarán doble número de veces contra las paredes del recipiente y,

consecuentemente, la presión se duplicará.

Justificación de la Ley de Charles y Gay-Lussac

Supongamos en un gas encerrado en un recipiente cuya cara superior puede

desplazarse libremente. Inicialmente hay un equilibrio entre la presión

interna que ejerce el gas y la externa de la atmósfera. Según el postulado

4 de la teoría cinético-molecular, si duplicamos la temperatura, estamos

duplicando también la energía cinética media de las moléculas y, en la

misma medida, la presión interna, es decir, las colisiones contra las

paredes del recipiente se duplican. Como la presión externa permanece

constante, el gas debe reducir su presión interna a la mitad con objeto de

igualarla a la atmosférica y lo consigue presionando la pared superior

hasta que las partículas gaseosas se muevan en un volumen doble que el

inicial.

Justificación de la Ley de Dalton para las presiones parciales

Como el tamaño de las partículas es despreciable frente al volumen del recipiente, en

una mezcla de varios gases cada gas se comporta como si estuviera solo en el recipiente,

ejerciendo su propia presión parcial.

4.2 JUSTIFICACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

Aunque la teoría cinético-molecular fue, inicialmente, un modelo para explicar el

comportamiento de los gases, pronto se demostró que también servía para explicar las

propiedades de líquidos y sólidos.

Como las partículas que forman los líquidos se hallan más próximas que las de los

gases, sus interacciones ya no son despreciables y provocan el fenómeno llamado viscosidad

(resistencia a la fluidez). La viscosidad aumenta al disminuir la temperatura del líquido (el

movimiento de las partículas se ralentiza y las interacciones comienzan a ser más fuertes) y,

al revés, disminuye al aumentar la temperatura. Esto se puede observar fácilmente en la miel

o el aceite.

A cierta temperatura, algunas moléculas del líquido alcanzan la energía cinética

necesaria para vencer las interacciones y escapar de la superficie del líquido. Así se explica el

fenómeno de la evaporación y su dependencia de la temperatura.

Muchas de las partículas que escapan de la superficie libre del líquido chocan entre sí,

con otras que se hallan en el aire circundante o con superficies frías y, al verse reducida su

energía cinética, vuelven al estado líquido. Si el recipiente está cerrado, se alcanza un

equilibrio dinámico entre el número de partículas que pasan al estado de vapor y el de las de


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vapor que pasan al estado líquido, pero si está abierto, todas las partículas del líquido

terminan escapando.

Presión de vapor y temperatura de ebullición

Cuando a una determinada temperatura existe un equilibrio entre las moléculas de

líquido que escapan a la fase gaseosa y las de gas que pasan a la

fase líquida, la presión que se mide es la presión de vapor.

La presión de vapor es una característica propia de cada

líquido puro y depende de la temperatura a la que se encuentre.

A 100 ºC la presión de vapor del agua se iguala con la

atmosférica, y dado que 100 ºC es el punto de ebullición del agua a

presión normal (1 atm), se puede asegurar que:

La temperatura de ebullición de un líquido es aquella para la cual la presión de vapor es igual

a la presión exterior (la atmosférica en recipientes abiertos).

4.3 JUSTIFICACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS

Al disminuir la temperatura de un líquido, se va haciendo cada vez menor la energía

cinética de las partículas que lo constituyen y, en consecuencia, las interacciones son cada vez

más fuertes. Esto hace que las partículas vayan adoptando posiciones fijas. Así se explica el

hecho de que las moléculas o partículas tiendan a formar

estructuras geométricas cristalinas (o redes): la simetría de la

estructura equilibra las interacciones en las distintas direcciones.

La ordenación interna en los sólidos explica que tengan

forma y volumen propios. Son también indeformables, ya que

cualquier tipo de deformación produciría una desviación de las

posiciones de equilibrio.

Presión de vapor y temperatura de fusión

Si a presión constante se incrementa la temperatura del

sólido, aumenta igualmente la energía cinética de sus partículas y, a una determinada

temperatura, el sólido pierde toda su rigidez y se funde. A lo largo de este proceso, la

temperatura no varía. Se denomina temperatura o punto de fusión a la temperatura a la cual

coexisten en equilibrio los estados sólido y líquido de una sustancia.

Debido a que los líquidos son prácticamente incompresibles, en el equilibrio de un

sistema sólido-líquido, la presión no tiene ningún efecto; de ahí que, a diferencia del punto de

ebullición, el punto de fusión es poco sensible a la presión exterior.

De la superficie de un sólido también pueden escapar partículas con energía cinética

suficiente, por lo que los sólidos presentan presiones de vapor, aunque, por lo general, su valor

es bastante inferior al de los líquidos. No obstante algunas igualan o superan a la presión

atmosférica, aun a temperaturas ordinarias, por lo que, en estos casos, el sólido pasa

directamente al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido (sublimación). La sublimación


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solo ocurre si la presión de vapor del sólido iguala a la presión atmosférica a una temperatura

inferior al punto de fusión del sólido.

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