Estados De La Materia 5d1n41

ESTADOS DE LA MATERIA Dra. Diana Chalco Quezada FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGIA

ESTADOS

DE LA MATERIA

GRADO DE COHESION

DISTRIBUCION DE PARTICULAS

FASE O ESTADO

Alto

Ordenado

Sólido cristalino

Alto

Desordenado

Sólido no cristalino (amorfo)

Intermedio

Ordenado

No existe

Intermedio

Desordenado

Líquido

Bajo

Ordenado

No existe

Bajo

Desordenado

Gas

ESTADO GASEOSO • Es el más sencillo de los tres estados. • Hay más estudios científicos acerca de los gases que de los sólidos o de los líquidos. • Teoría cinética: establece que el calor y el movimiento están relacionados. • Las partículas de toda la materia están en movimiento hasta cierto punto, y el calor es una manifestación de este movimiento.

ESTADO GASEOSO • La distancia entre las moléculas es muy grande. • No existen fuerzas de atracción entre moléculas. • Las moléculas se encuentran en un estado de movimiento rápido constante, chocando unas con otras y con las paredes del recipiente. • Todas las colisiones moleculares son perfectamente elásticas. • La energía cinética promedio por moléculas de un gas es proporcional a la temperatura en Kelvin, y la energía cinética promedio por molécula de todos los gases es igual a la misma temperatura.

ESTADO GASEOSO • Expansión: Se expanden en forma indefinida y uniforme para llenar todo el espacio en el que se encuentran. • Forma o volumen indefinido: su forma y volumen se ajusta al recipiente que los contiene. • Compresibilidad: se comprimen en gran medida. • Baja densidad: tienen densidades inferiores a las de los sólidos y líquidos. • Miscibilidad: se mezclan por completo entre sí, de manera uniforme.

ESTADO GASEOSO • Las condiciones de los gases dependen de cuatro factores: - Presión: fuerza por unidad de área. El impacto de las moléculas sobre las paredes del recipiente es lo que origina la presión. - Volumen: espacio ocupado por un cuerpo - Temperatura: intensidad de calor de un cuerpo. - Masa: número de moles Las leyes de los gases relacionan estas cuatro magnitudes entre sí

GASES IDEALES Y REALES • Gases ideales: llamados también gases perfectos, son los que se ajustan a los supuestos básicos de la teoría cinética, es decir obedecen exactamente a las leyes de Boyle, Charles, etc. • Gases reales: son gases como el hidrógeno, oxígeno y nitrógeno que se comportan como gases ideales bajo condiciones moderadas de temperatura y presión, pero que se desvían de estas propiedades si la temperatura es muy baja o la presión muy alta.

LEY DE BOYLE - MARIOTTE • Relaciona la presión y el volumen • Cuando se comprimen los gases, éstos ocupan un volumen menor y la presión del gas aumenta. • La temperatura del aire afecta la relación presión-volumen. • “A temperatura constante, el volumen de la masa de un gas es inversamente proporcional a la presión que éste ejerce”. •

V~ 1/P

(T y m constantes)

• Al introducir una constante de proporcionalidad, nos permite igualar los gases de acuerdo a las condiciones iniciales y finales: V= K x 1/P o

PV = K P₁V₁ = K = P₂V₂

LEY DE CHARLES - Relación entre volumen y temperatura. - Al calentar una masa de un gas, su volumen aumenta, y disminuye cuando la temperatura baja. - “A presión constante, el volumen de una cantidad determinada de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta”. V~T V = KT V₁/T₁ = V₂/T₂

(P y m constantes)

ESCALA ABSOLUTA • Thomson, propuso la escala de temperatura absoluta, o escala Kelvin. • Tiene como punto de partida el cero absoluto, que corresponde a -273°C, y el cero centígrado es igual a 273°K. • °K = 273 + °C

LEY DE GAY- LUSSAC - Relaciona la presión y la temperatura. - “A volumen constante, la presión que ejerce una muestra específica de gas varía, en razón directa de su temperatura absoluta”. P~T (V y m constantes)

LEY COMBINADA DE LOS GASES • La ley de Boyle y Charles pueden combinarse en una sola ley. • Boyle: V ~ 1/P • Charles: V~ T • Entonces: V ~ T/P • V = KT/P o PV/T = K • P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂ • P₁V₁T₂ = P₂V₂T₁

LEY DE AVOGADRO - “El volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas, cuando la presión y la temperatura se mantienen constantes”. - Bajo condiciones normales de presión y temperatura (273°K y 1 atm), 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 L - V~n V = Kn (P y T constantes) - V₁/n₁ = V₂/n₂

ECUACION GENERAL DE LOS GASES • Ley de Boyle: V ~ 1/P • Ley de Charles: V ~ T • Ley de Avogadro: V ~ n La relación sería:

(constante n y T) (constante n y P) (constante P y T)

V ~ nT/P

Si R es la constante de proporcionalidad, sería: V = R x nT/P PV = nRT

(ecuacion de gas ideal)

R es una constante universal de los gases = 0,082atm L/mol K

LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES • Se aplica en mezcla de gases. • La presión total de la mezcla Pt, es igual a la suma de las presiones parciales. • Presión parcial: presión que ejerce cada gas como si se encontrara solo. • P total = P₁ + P₂ + P₃ + …… • Para calcular la presión gas seco: Pgas= Ptotal – Pvapor de agua - En una mezcla gaseosa cada uno de los gases obedece la ecuacion del gas ideal

TEORIA CINETICA MOLECULAR • Movimiento de las moléculas. • Gases: rápido movimiento, en todas direcciones. Las mol. están muy alejadas entre sí, si se calienta adquieren mayor energía. • Líquidos: los espacios intermol. son más reducidos. La fuerza cinética es menor. • Sólidos: predomina la fuerza de cohesión molecular, los espacios son muy pequeños, apenas tienen movimiento.

LEY DE GRAHAM: DIFUSION DE LOS GASES • Difusión: proceso de dispersión de una sustancia dentro de un espacio. • Los gases se difunden con facilidad, pero no todos lo hacen a la misma velocidad. • La velocidad de difusión de los gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad.

GASES REALES • Presentan ciertas desviaciones del comportamiento ideal. Depende de: - Fuerzas de atracción intermolecular: la presencia de fuerzas intermoleculares (de Van der Waals), hacen que el volumen real de un gas sea menor, siendo esta diferencia mayor mientras menor sea la temperatura. - Volumen molecular: las moléculas poseen un volumen finito y experimentan fuerzas de atracción entre sí al chocar.

ESTADO LIQUIDO • Las moléculas están muy cerca unas de otras. • Fuerzas de atracción intermoleculares son mayores que en los gases. • Se pueden mover, producen el fluido. • No presentan forma definida, se adaptan a la forma del recipiente. • Su volumen no cambia con el aumento de la presión externa.

PROPIEDADES DE LOS LIQUIDOS • VISCOSIDAD: medida de la resistencia de un líquido a fluir. Se mide en poise. > atracción entre partículas > viscosidad > temperatura < viscosidad • TENSION SUPERFICIAL: es la tendencia de las moléculas de un líquido para ser atraídas por las moléculas del interior del mismo, de forma que la energía potencial de la superficie es mínima. > fuerza intermolecular > tensión superficial > temperatura < tensión superficial

PROPIEDADES DE LOS LIQUIDOS • CAPILARIDAD: Ascenso espontáneo de líquidos por tubos muy angostos. - Fuerzas de cohesión: f. intermol. entre moléculas semejantes. - Fuerzas de adhesión: f. intermol. que unen una sustancia a una superficie. - Los líquidos ascienden cuando la fuerza de adhesión es superior a la de cohesión.

PROPIEDADES DE LOS LIQUIDOS • VAPORIZACION Y CONDENSACION. • Vaporización: las moléculas de la superficie de un líquido adquieren la suficiente energía cinética para pasar a la fase gaseosa. Volatilidad: propiedad para vaporizarse a una determinada temperatura. • Condensación: las moléculas de vapor chocan contra la superficie del líquido, son capturadas y regresan al estado líquido. • Equilibrio dinámico: evaporación y condensación se dan simultáneamente y a la misma velocidad.

PROPIEDADES DE LOS LIQUIDOS • PRESION DE VAPOR: Es la presión ejercida por el vapor, cuando se da el equilibrio dinámico. > temperatura > presión de vapor Sustancias con p.v. elevada se evaporan más rápido (más volátiles). • PUNTO DE EBULLICION: es la temperatura a la cual la presión de vapor aumenta hasta que llega a ser igual a la presión atmosférica. > presión > temperatura de ebullición > altitud < presión atmosférica

PROPIEDADES DE LOS LIQUIDOS • DENSIDAD: Es la relación entre la masa contenida en un volumen determinado. • La densidad de los líquidos es mayor que de los gases, a igual presión y temperatura. • La densidad de los líquidos es menor a la de los sólidos. • La densidad depende en forma directa del peso molecular.

PROPIEDADES DE LOS LIQUIDOS • DESTILACION: Consiste en el calentamiento de un líquido hasta el punto de ebullición y el enfriamiento de los vapores en un condensador. • Sirve para la purificación de un líquido.

SOLUCIONES • DEFINICION: Es una mezcla homogénea de dos o más componentes. • CARACTERISTICAS: - Ópticamente homogénea. - Formada por dos ó más sustancias: solvente (en mayor cantidad) y soluto (sust. dispersas). - Los solventes y los solutos pueden ser líquidos, sólidos o gases. Pueden existir soluciones gaseosas y sólidas.

SOLUCIONES • La atracción de las moléculas del disolvente hacia las moléculas del sólido es mayor que la atracción de las moléculas sólidas entre sí. • La interacción de las moléculas, átomos o iones del soluto, con las moléculas del disolvente, se llama solvatación. • Si el disolvente es agua, recibe el nombre de hidratación.

COMPONENTES DE UNA SOLUCION • Soluto: disperso o fase interna, interviene en menor cantidad. • Solvente: dispersante o fase externa, interviene en mayor cantidad. • Tanto el soluto como el solvente pueden encontrarse en los tres estados físicos. • Existen soluciones gaseosas, líquidas y sólidas.

CLASES DE SOLUCIONES CLASE

SOLUTO

DISOLVENT SOLUCION E

EJEMPLO

GASEOSAS

GAS LIQUIDO SOLIDO

GAS GAS GAS

GAS GAS GAS

O₂ en N₂ (aire) Neblina Polvillo atm.

LIQUIDAS

GAS LIQUIDO SOLIDO

LIQUIDO LIQUIDO LIQUIDO

LIQUIDO LIQUIDO LIQUIDO

CO₂ en agua Aguaalcohol Azúcar-agua

SOLIDAS

GAS LIQUIDO SOLIDO

SOLIDO SOLIDO SOLIDO

SOLIDO SOLIDO SOLIDO

Hidrogpaladio Hg – Cu

PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES 1.- La concentración del soluto es variable. 2.- No es posible establecer diferencias entre el soluto y el solvente. 3.-La composición química del soluto no se altera cuando se usa solvente inerte. 4.- Las propiedades físicas de una solución son diferentes a las del solvente puro.

CLASES DE SOLVENTES - INERTES: no alteran la naturaleza del soluto. (agua, alcohol, éter, cloroformo). - DE REACCION: alteran la composición química del soluto. (HCL ,NaOH, HNO₃)

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA SOLUBILIDAD Y LA VELOCIDAD DE DISOLUCION

a.- Naturaleza del soluto. b.- Temperatura. c.- Presión. d.- Agitación. e.- Tamaño de las partículas de soluto.

NATURALEZA DEL SOLVENTE Y DEL SOLUTO • Considera la clase de enlace químico que une a los átomos de soluto y solvente. • Los enlaces pueden ser electrovalentes (sustancias polares) y covalentes (sustancias no polares). • Existe solubilidad entre sustancias polares y entre no polares, pero no entre polares y no polares. • H⁺ - OHˉ (polar) C – Cl –C (no polar) agua tetracloruro de carbono

TEMPERATURA y PRESION TEMPERATURA • Cuando se eleva la temperatura, aumenta la solubilidad. • En las soluciones de gases o líquidos volátiles, cuando sube la temperatura disminuye la solubilidad, por la fugacidad de las moléculas. PRESION • No tiene mayor influencia en la solubilidad de sólidos en líquidos, y de líquidos en líquidos, pero sí de gas en líquido. • El peso de un gas disuelto en un líquido es directamente proporcional a la presión, a igual temp.

VELOCIDAD DE AGITACION • La agitación incrementa la velocidad de disolución. Incrementa el o directo entre las partículas de soluto no disueltas y las moléculas del disolvente que aún no se unen a las partículas de soluto.

TAMAÑO DE LA PARTICULA • Las partículas más pequeñas de soluto tienen una mayor superficie total expuesta al disolvente, y por tanto se disuelven más rápidamente que las partículas grandes.

CLASIFICACION POR EL DIAMETRO DE LA PARTICULA - DISPERSIONES MACROSCOPICAS: Dispersiones groseras, heterogéneas. La fase dispersa se observa a simple vista (> 50 micras). - DISPERSIONES FINAS: El soluto no es visible a simple vista (50 – 0.1 micras), visibles al microscopio común, heterogéneas. Suspensiones y emulsiones. - DISPERSIONES COLOIDALES: No son visibles a simple vista (0.1-0.001 micras) ni al microscopio ordinario, pero si al ultramicroscopio.

SOLUCIONES VERDADERAS • El diámetro de la partícula es menor que una milésima de micra, invisibles. • IONICAS: Las partículas disueltas son iones, por lo que dejan pasar la corriente eléctrica. • MOLECULARES: Las partículas son moléculas.

CLASIFICACION POR LA CONCENTRACION CONCENTRACION: cantidad de soluto disuelto. - SOLUCIONES DILUIDAS: Pequeña cantidad de soluto, muchos espacios intermol. libres. - SOLUCIONES CONCENTRADAS: Mayor cantidad de soluto, algunos espacios libres. - SOLUCIONES SATURADAS: el solvente no ite más soluto, ya que todos los espacios intermol. están ocupados. - SOLUCIONES SOBRESATURADAS: Partiendo de una saturada, mediante calentamiento y agitación, se disuelve un poco más de soluto.

UNIDADES DE CONCENTRACION • • -

FISICAS: Relación % masa – masa Relación %masa – volumen Relación %volumen – volumen Partes por millón (ppm) QUIMICAS: Molaridad (M) Molalidad (m) Normalidad (N) Fracción molar (X)

UNIDADES FISICAS DE CONCENTRACION • Porcentaje masa-masa: gramos de soluto en 100 gramos de solución. • Porcentaje masa-volumen: gramos de soluto en 100 ml de solución. • Porcentaje volumen-volumen: número de ml de soluto en 100 ml de solución. • Partes por millón: partes del soluto en un millón de partes de solución.

SOLUCIONES PORCENTUALES • % Masa = g soluto / g solución x 100

UNIDADES QUIMICAS DE CONCENTRACION • MOLARIDAD (M): es el número de moles de soluto por litro de solución. Número de moles de soluto M = ---------------------------------------V (1 L solución) n = P/Pm de soluto

P=peso g Pm= peso

mol.soluto

UNIDADES QUIMICAS DE CONCENTRACION • MOLALIDAD (m): número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. número de moles de soluto m= ----------------------------------------kilogramo de solvente

UNIDADES QUIMICAS DE CONCENTRACION • NORMALIDAD (N): número de equivalentes químico o gramo, contenidos en un litro de solución. equivalente químico N = ---------------------------------1 litro de solución Equivalente gramo = Pm/valencia

UNIDADES QUIMICAS DE CONCENTRACION • FRACCION MOLAR: moles de soluto o moles de disolvente X= ___________________________________ moles soluto + moles de disolvente

DILUCION DE SOLUCIONES • DILUCION: Es adicionar agua a una solución de concentración conocida para obtener una solución de menor concentración. • La concentración puede expresarse en normalidad o molaridad. • El volumen puede expresarse en litros o mililitros. • La ecuación general es: C₁V₁ = C₂V₂ Concent. Mayor/ concent.menor = volum aforo/ volum.alicuota

PROPIEDADES COLIGATIVAS • Son aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración. Es decir de la cantidad de partículas de soluto, y no de la composición química ni del tamaño del soluto. • Son: descenso de la presión de vapor, descenso crioscópico, aumento del punto de ebullición, presión osmótica.

DESCENSO DE LA PRESION DE VAPOR • Cuando se prepara una solución con un solvente volátil y un soluto no volátil y se mide su presión de vapor, al compararla con la presión de vapor del solvente puro, se observa que la presión de vapor de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia del soluto no volátil. • Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor.

DESCENSO CRIOSCOPICO • El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos. • Para enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal. La mezcla formada será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. • El agua se congelará a partir de los 0⁰C, mientras que una solución de agua y sal se congelará a menor temperatura.

AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN • La temperatura de ebullición de un líquido es aquella a la cual su presión de vapor iguala a la atmosférica. • A presión externa de 1 atm. el agua hierve a 100⁰C, mientras que una solución acuosa hierve a una temperatura mayor; es decir que el punto de ebullición de la solución es mayor que el del solvente puro, a una misma presión externa.

PRESION OSMOTICA • La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor concentración hacia zonas de mayor concentración de soluto, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable. • El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a diluir.

ESTADO SOLIDO • Son los cuerpos en los que la fuerza de cohesión molecular es mucho mayor que la fuerza de repulsión. • Las fuerzas de atracción intermoleculares mantienen juntas a las moléculas, ocupando posiciones fijas, por lo que no se comprimen.

CARACTERISTICAS DE LOS SOLIDOS • No se expanden (a temperatura constante) • Forma definida: no fluyen. • Conservan su volumen. • Incompresibles. • Alta densidad. • Miscibilidad: Se mezclan con mucha lentitud.

PROPIEDADES DE LOS SOLIDOS • Rigidez: forma definida. • Dureza: resistencia a ser rayados. • Resistencia tensil: capacidad de resistir los tirones sin romperse. • Elasticidad: capacidad de volver a las dimensiones primitivas. • Solidez: capacidad del sólido para absorber energía hasta romperse. • Volumen constante: están unidos por fuertes fuerzas de atracción. • No se difunden.

CLASIFICACION DE LOS CUERPOS SOLIDOS • SOLIDOS AMORFOS: No posee una forma externa definida, ni distribución ordenada de las moléculas en su estructura interna. Ejm: vidrio, parafina, plásticos. • La intensidad de las fuerzas intermoleculares es variable, por lo que no funden a una temperatura específica, sino se reblandecen dentro de cierto intervalo de

SOLIDO AMORFO

CLASIFICACION DE LOS CUERPOS SOLIDOS • SOLIDOS CRISTALINOS: Presentan una forma externa definida y una distribución molecular regular y perfectamente distribuida. • Se pueden identificar porque: - Se presentan en cristales definidos, visibles. - Se funden a temperaturas definidas. - Pueden romperse más facilmente en unas direcciones que en otras. - Ejm: cloruro de sodio, diamante.

SOLIDOS CRISTALINOS

Modelo cinético molecular • Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas. • En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.