Sólidos, líquidos y gases Unidad didáctica 4 Sólidos, líquidos y gases

Teoría cinético- corpuscular La materia (sólidos, líquidos y gases) está formada por un gran número de partículas. Su tamaño es muy pequeño comparado con las distancias entre ellas. Entre partícula y partícula no hay nada, sólo espacio vacío. Las partículas (para el caso de los gases y los líquidos) están en continuo movimiento caótico. Chocan entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene. En el caso de los sólidos estas partículas sólo pueden vibrar sin moverse del sitio.

Teoría cinético- corpuscular La velocidad con que se mueven las partículas depende de la temperatura. El estado (sólido, líquido o gas) en que se encuentra la materia, en cada momento, depende de que predominen las fuerzas de atracción que mantienen unidas las partículas (de tipo eléctrico), o las fuerzas de dispersión, que tienden a alejarlas (aumentan con la temperatura). Rudolf Clausius

Estados de agregación Estado sólido: las partículas están unidas por unas fuerzas muy intensas que no les permiten dejar sus posiciones fijas. Sólo pueden vibrar ligeramente sobre estas posiciones, por eso mantienen constantes su forma y su volumen y son incompresibles.

Estados de agregación Estado líquido: las fuerzas entre las partículas son más débiles. Además de vibrar, pueden girar y deslizarse unas respecto de otra. Mantienen constante su volumen pero pueden variar su forma. Son incompresibles.

Estados de agregación Estado gaseoso: las partículas están muy separadas unas de otras porque las fuerzas entre ellas son casi nulas y se mueven con gran velocidad. Poseen movilidad total: vibración, rotación y traslación. Varía tanto la forma como el volumen, o sea, los gases son compresibles.

Estados de agregación En las estrellas, la temperatura es tan alta que los electrones escapan de los átomos y la materia está en forma de plasma (el cuarto estado de la materia), un gas muy denso e ionizado, compuesto por aniones y cationes, separados entre sí y libres. El plasma conduce la electricidad y se ve afectado por los campos magnéticos. Los fluorescente, los letreros de neón, las pantallas de plasma, contienen plasma. También se encuentran en estado de plasma algunas zonas de las llamas y el aire que se encuentra en el recorrido de un rayo.

Estados de agregación El condesado de Bose-Einstein es el quinto estado de la materia. Se alcanza cuando la temperatura es muy baja. Es un estado tan frío y denso que todos los átomos se comportarían como uno sólo, colectivamente, como un superátomo.

Diagrama de fases Es una gráfica que muestra las condiciones de presión y temperatura a las que una sustancia existe como sólido, líquido o gas. En el diagrama se pueden distinguir: Regiones: zonas donde solo existe una fase, que corresponde a uno de los estado de agregación.

Diagrama de fases Líneas de coexistencia: que corresponde a las condiciones de p y T a las que coexisten en equilibrio dos fases. Hay tres, de fusión (coexistencia de sólido y líquido), de sublimación (sólido y gas) y de vaporización (líquido y gas). Puntos singulares: Son dos. El punto triple, T, en el que coexisten en equilibrio las tres fases: sólido, líquido y gas; y el punto crítico, C, que marca el final de la rama de vaporización.

Leyes de los gases ideales Presión: fuerza ejercida por un gas sobre la unidad de superficie de la pared del recipiente que lo contiene. Es debida a los continuos choques de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. La unidad de presión del S.I es el Pascal (N/m2) pero, para medir la presión en gases, se suele tomar como unidad la atmósfera, que es la presión que sostiene o equilibra una columna de mercurio de 760 mm de altura. Equivalencias: 1 atm = 760 mm de Hg = 101.325 Pa.

Leyes de los gases ideales Ley de Boyle - Mariotte: p . V = K A temperatura constante, el volumen ocupado por un gas, es inversamente proporcional a la presión aplicada. Isoterma: línea que une puntos con la misma temperatura.

Leyes de los gases ideales Ley de Charles: V= k . T A presión constante, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional a la temperatura a que está sometido. Isobara: línea que une puntos con la misma presión.

Leyes de los gases ideales Ley de Gay-Lussac: p = k . T A volumen constante, la presión que ejerce un gas es directamente proporcional a la temperatura a que está sometido. Isocora: línea que une puntos con el mismo volumen.

Leyes de los gases ideales Ecuación general de los gases ideales: Para una masa de gas dada, el producto de la presión por el volumen dividido por la temperatura absoluta permanece siempre constante. P · V = R · T (para 1 mol) p · V = n · R · T

Ley de Dalton de las presiones parciales Cuando se mezclan varios gases que no reaccionan químicamente entre sí, cada uno de ellos se comporta como si estuviera solo en el recipiente que los contiene. Como la presión de un gas depende de forma directa del número de partículas existentes, a la presión total de la mezcla debe contribuir cada gas en función del número de partículas del mismo existentes en la mezcla

Ley de Dalton de las presiones parciales Presión parcial, de un gas en una mezcla, es la presión que ejercería el gas si ocupara, por separado, todo el volumen de la mezcla, en las mismas condiciones de temperatura. Presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas, en las mismas condiciones de volumen y temperatura. ptotal = S pi

Disolución Es una mezcla homogénea, en proporción variable, de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí.

Componentes de una disolución Disolvente es la sustancia que hace de medio de disolución y suele estar en mayor proporción. Soluto es la sustancia, o sustancias, que se disuelven y suele estar en menor proporción.

Clasificación de las disoluciones Diluida si contiene una pequeña proporción de soluto. Concentrada si la proporción de soluto respecto a la del disolvente es grande. Saturada si, a cierta temperatura, contiene la máxima cantidad posible de soluto disuelto. Se dice que ya no admite más soluto a esa temperatura. Sobresaturada si contiene más soluto disuelto del que realmente admite el disolvente. Este tipo de disoluciones es inestable y basta cualquier alteración de los factores externos (temperatura, presencia de núcleos de cristalización, etc.) para que precipite el exceso de soluto.

Concentración de una disolución La concentración de una disolución, es una medida de la cantidad de soluto que hay disuelto en ella. Se puede expresar: Tanto por ciento en masa- número de gramos de soluto en 100 g de disolución. Gramos por litro- gramos de soluto disuelto por litro de disolución. Se representa por g/l. Molaridad- moles de soluto contenidos en un litro de disolución. Se simboliza con la letra M.

Concentración de una disolución Molalidad- número de moles de soluto por cada kilogramo de disolvente. Se representa con la letra m. Fracción molar- Número de moles de un componente dividido por el número total de moles presentes en la disolución. Se simboliza con la letra X. La suma de las fracciones molares de todos los componentes de una disolución es igual a 1.

Componentes de una disolución La solubilidad, es la máxima cantidad de soluto que se disuelve en una determinada cantidad de disolvente, a una temperatura dada.

Proceso de difusión La teoría cinético-corpuscular explica que las sustancias se disuelven por un proceso de difusión que consiste en que, gracias al movimiento caótico de las partículas de soluto y disolvente y a los continuos choques entre ellas, las partículas que de soluto se entremezclan de forma espontánea con las del disolvente hasta repartirse homogéneamente por el volumen total del recipiente. En una disolución ideal las partículas de soluto se mueven libremente, ocupando todo el volumen que posee el disolvente (algo similar a lo que hacen los gases).

Factores que afectan a la solubilidad La naturaleza del soluto y el disolvente: la solubilidad depende de: Las interacciones entre las partículas del soluto. Las interacciones entre las partícula del disolvente. Las interacciones soluto-disolvente. De las tres interacciones solo la última favorece el proceso de disolución.

Factores que afectan a la solubilidad La temperatura: Al aumentar la temperatura, aumenta la movilidad de las partículas (soluto y disolvente) favoreciendo su dispersión. La agitación: Favorece el proceso de disolución porque permite la interacción entre las partículas del soluto y del disolvente.

Factores que afectan a la solubilidad La pulverización o división: cuanto más dividido están soluto y disolvente, mayor superficie de contacto hay entre ellos y, por tanto, mayor interacción, lo que facilita la disolución.

Propiedades de las disoluciones Pueden dividirse en dos grupos: Propiedades constitutivas son las que dependen tanto de la concentración como de la composición. Ejemplo: densidad, viscosidad, color, conductividad eléctrica, etc. Propiedades coligativas son las que solo dependen de la concentración del soluto. Estas propiedades permiten determinar masas. Ejemplo: presión de vapor, temperatura de fusión y ebullición, presión osmótica, etc. Las leyes siguientes se refieren a disoluciones diluidas de no electrolitos, esto es, sustancias que no se disocian cuando se disuelven.

Propiedades coligativas Ascenso ebulloscópico: es el aumento de la temperatura de ebullición de un disolvente cuando se le añade un soluto.

Propiedades coligativas Descenso crioscópico: es la disminución de la temperatura de fusión (o de congelación) de un disolvente cuando se le añade un soluto.

Propiedades coligativas Membranas semipermeables, son las que sólo dejan pasar a través de sus poros partículas de un determinado volumen, permitiendo, el paso de las moléculas del disolvente (que son pequeñas), pero no las de soluto (más voluminosas).

Propiedades coligativas Ósmosis: es el paso de partículas de disolvente a través de una membrana semipermeable que separa dos disoluciones de diferente concentración. El disolvente pasará desde la disolución más diluida a la más concentrada hasta que se igualen las concentraciones. Las moléculas de soluto en su movimiento desordenado, chocan contra las paredes del recipiente que las contiene y contra la membrana, ejerciendo una presión que recibe el nombre de presión osmótica.

Propiedades coligativas Cuando dos disoluciones tienen la misma presión osmótica y, por tanto, igual concentración, se llaman isotónicas. Si las disoluciones tienen diferente presión osmótica, se llama hipertónica a la de mayor presión (mayor concentración) e hipotónica a la que la tiene menor presión (menor concentración)

Propiedades coligativas

Propiedades coligativas La presión osmótica, p, ejercida por n moles de sustancia disuelta es igual a la que ejercería esa sustancia, supuesta en estado gaseoso, a la temperatura considerada y si ocupara un volumen igual a la de la disolución: p . V = n . R . T O también: p = M . R. T Expresión conocida como Ecuación de Van't Hoff.