1.5 Estados de Agregacion | Química Inorgánica

1.5 ESTADOS DE AGREGACION Y CLASES DE MATERIA

la dinámica del planeta Tierra permite que la materia exista en diferentes estados de agregación, dando origen a multiplicidad de fenómenos. Por ejemplo, el agua de la atmósfera se condensa para producir el rocío o se evapora para precipitarse luego como agua lluvia.

Los estados de agregación de la materia hacen referencia a la forma en que están agrupadas las partículas que componen las sustancias. Estas se pueden encontrar en cuatro estados fundamentales de agregación: sólido como la madera, líquido como el agua, gaseoso como el aire y plasma como el que compone las estrellas.

Las sustancias están constituidas por átomos, iones o moléculas. Estas partículas se hallan sujetas a fuerzas de atracción y repulsión.

Las fuerzas de atracción entre panículas de una misma sustancia, se conocen como fuerzas de cohesión. Las fuerzas de repulsión son el resultado de la energía cinética que poseen las partículas y que las mantiene en constante movimiento. La magnitud de este movimiento es directamente proporcional a la temperatura a la que se encuentre la sustancia.

El estado de agregación de una sustancia, bajo unas determinadas condiciones de temperatura y presión, es el resultado de la relación entre las fuerzas de atracción (cohesión) y las fuerzas de repulsión (energía cinética) presentes entre las partículas constituyentes de dicho material.

A partir de esta relación entre fuerzas, podemos clasificar las sustancias como: gases, líquidos y sólidos. Así mismo, si modificamos las condiciones de presión y temperatura, provocaremos cambios de estado. Por ejemplo, cuando calentamos un líquido, suministramos energía a las partículas, con lo cual, la agitación térmica de estas aumenta y la oposición a las fuerzas de cohesión es cada vez mayor, hasta que el líquido se convierte en vapor.

Si por el contrario, disminuimos la temperatura del líquido, las partículas disminuyen la energía cinética y las fuerzas de cohesión son cada vez mayores hasta que el líquido se convierte en sólido.

Cada sustancia, de acuerdo con su constitución físico-química se presenta como sólida, líquida o gaseosa a temperatura ambiente.

Los postulados anteriores constituyen un modelo explicativo para dar razón de los diferentes estados de la materia, así como de los cambios de estado que pueden experimentar las sustancias. Este modelo recibe el nombre de teoría cinético-molecular de la materia.

1.5.1 Teoría cinética para gases, líquidos y sólidos

Para explicar las propiedades de los estados de agregación de la materia, el físico escocés James C. Maxwell (1831-1879) y el físico austríaco Ludwig E. Boltzmann (1844-1906) desarrollaron la teoría cinética, que en general, explica el comportamiento de los tres estados de la materia. Según esta teoría:

La materia está formada por partículas (átomos, moléculas, iones) que se hallan más o menos unidas dependiendo del estado de agregación en que se encuentre.

Las partículas se mueven más o menos libremente dependiendo de su estado. Cuanto más rápido se muevan, mayor es la temperatura de la sustancia

1.5.2 Los Cambios de Estado

En los gases y en los líquidos las partículas no tienen orden alguno, mientras que en los sólidos cristalinos -como el cloruro de sodio- hay un ordenamiento tridimensional que se repite infinidad de veces.

Aportando energía a la materia en forma de calor, podemos conseguir que pase del estado sólido al líquido y de este al gas. Cuando la materia cede energía, se “enfría”, y se puede lograr el cambio contrario, es decir, que el gas pase a líquido y el líquido a sólido.

Estos cambios no afectan la composición de la materia, pero sí su estado de agregación, debido al aumento o a la disminución de temperatura. Por ejemplo, el hielo, al exponerse a la temperatura ambiental que es superior a la del congelador, se derrite pasando del estado sólido al líquido, pero a pesar de este cambio de estado, el agua conserva sus propiedades. Los cambios de estado son: fusión, vaporización, condensación o licuefacción, solidificación, sublimación y sublimación inversa.

1.5.3 El Estado Líquido

Los líquidos son sustancias constituidas por partículas que presentan un ordenamiento en el que mantienen posiciones próximas entre sí, pero que no son fijas, es decir, que se mueven de manera que pueden cambiar sus posiciones, pero que siguen en contacto “deslizándose” unas sobre otras. La energía cinética de las partículas de un líquido es mayor que la de los sólidos, lo que hace que se desplacen aleatoriamente con mayor libertad de movimiento, pero con menos libertad que las partículas de los gases, los cuales presentan la mayor energía cinética cuando se comparan los tres estados físicos de la materia.

Las sustancias en estado líquido conservan las propiedades de los fluidos. Esto se debe a que las fuerzas intermoleculares que actúan, tienen tal intensidad que permiten que las partículas que conforman el material se deslicen unas sobre otras, lo que hace que cambien de forma con facilidad y puedan adaptarse al espacio que las contiene.

1.5.3.1 El Punto de Ebullición

El punto de ebullición de una sustancia es la temperatura a la cual un líquido iguala la presión del entorno, lo que hace que pase del estado líquido al estado gaseoso. Para que se presente el proceso de ebullición se requiere que la presión del vapor en el interior de las burbujas -que se generan en el seno del líquido cuando aumenta la temperatura- sea la suficiente como para soportar la presión del líquido que las rodea. Por ende, cuando la presión del vapor es mayor que la presión exterior, se produce la ebullición del líquido.

Durante el proceso de ebullición, el calor suministrado no promueve un cambio de temperatura, pues la energía térmica se invierte en debilitar las fuerzas que unen sus partículas. Por ejemplo, el punto de ebullición del mercurio es 357 °C, lo que significa que, cuando a una cantidad de mercurio que se encuentra a una temperatura de 357 °C se le suministra calor, su temperatura no aumenta hasta tanto todo el metal cambie de la fase líquida a la fase gaseosa, es decir, a vapor de mercurio.

1.5.3.2 Las características de los líquidos

1.5.4 El Estado Sólido

Los sólidos son sustancias constituidas por partículas que presentan pequeños movimientos vibratorios alrededor de posiciones fijas y que, generalmente, se disponen de una manera ordenada dentro de su estructura. La velocidad de vibración depende de la temperatura, así, al aumentar la temperatura lo hace también la energía cinética, con lo que la vibración se hace mas rápida, incrementan las fuerzas de repulsión y es posible que se den cambios de estado.

Los sólidos tienden a conservar su forma y a resistirse a los cambios de volumen y presión, pues las partículas que los constituyen presentan mayor cohesión y menor libertad de movimiento. En estos compuestos predominan las fuerzas de cohesión sobre las fuerzas de repulsión debidas a la agitación térmica, es decir que sus partículas poseen poca energía cinética.

1.5.4.1 El Punto de Fusión

El punto de fusión de una sustancia es la temperatura a la cual se produce el cambio del estado sólido al estado líquido. Durante el proceso de fusión, el suministro de calor no promueve un cambio en la temperatura, pues la energía térmica se invierte en debilitar las fuerzas que unen sus partículas. Por ejemplo, el punto de fusión del agua es 0°C, lo cual significa que, cuando a un bloque de hielo que se encuentra a una temperatura de 0°C se le suministra calor, su temperatura no aumenta hasta tanto todo el bloque pase al estado líquido.

1.5.4.2 Propiedades de los Sólidos

Los sólidos comparten varias características físicas cuyo valor numérico los diferencian entre sí. Por ejemplo, una esponja y el acero son sólidos que se pueden comprimir, sin embargo, la esponja se puede comprimir fácilmente mientras que el acero es poco compresible.

Simulación cambios de estado

1.5.5 Los Sólidos Cristalinos y Amorfos

La mayoría de los sólidos están constituidos por átomos, moléculas o iones que se ubican en posiciones fijas dentro de un material. De acuerdo con la manera como se ubican estas partículas, los sólidos se clasifican en cristalinos y amorfos. Los sólidos cristalinos son aquellos cuyas partículas se ubican formando una estructura tridimensional ordenada y periódica. Son ejemplos: las sales, los minerales y los metales. En los cristales los átomos forman una estructura geométrica tridimensional determinada, en la que existe una celda unitaria, que es la unidad básica repetitiva en que se disponen las partículas que constituyen el cristal. Los sólidos que no tienen una estructura o arreglo determinado entre sus partículas, se denominan sólidos amorfos. Algunos compuestos como el sílice (SiO2), según la ubicación de sus partículas, pueden formar un sólido cristalino como el cuarzo o un sólido amorfo como el vidrio.

1.5.5.1 Elementos de un Cristal

Un cristal se compone de caras o superficies que lo limitan, aristas o intersecciones entre sus caras y vértices o ángulos formados por la convergencia de varias caras. Otros componentes de los cristales son:

El plano de simetría: plano imaginario que divide un cristal en dos partes iguales, de las cuales una es la imagen especular de la otra.
El centro de simetría: punto en donde se cortan todos los ejes de simetría, de manera tal que toda recta que pase por este centro une puntos simétricos del cristal. En un cristal que posee centro de simetría (C), a cada punto A le corresponde otro punto A.
El eje de simetría: línea imaginaria sobre la cual podría girar el cristal y en la que puede presentar dos, tres, cuatro o seis veces la misma forma durante una revolución (una vuelta) completa.

Los ejes cristalográficos: líneas imaginarias que pasan por el centro del cristal. En la mayoría de los casos, un eje cristalográfico coincide con un eje de simetría.

1.5.5.2 Los tipos de Cristales

Los enlaces por los cuales están unidas las partículas de los sólidos cristalinos determinan su estructura y propiedades, como el punto de fusión, la dureza o la densidad. Así, los cristales se diferencian en minerales iónicos, covalentes, moleculares y metálicos.

1.5.5.3 Los sistemas cristalinos y sus celdas de unidad

Una celda unitaria es la porción más pequeña de un sólido cristalino, se repite de manera regular en el espacio tridimensional. La repetición de celdas unitarias conforma una red cristalina. Las celdas unitarias se pueden describir de acuerdo a las longitudes de sus aristas y a los ángulos que se forman entre las aristas. Se conocen siete tipos de celdas unitarias en los sistemas cristalinos. Cúbico, tetragonal, hexagonal, trigonal, ortorrómbico, monoclínico y triclínico, estos varían de acuerdo con la longitud relativa entre sus aristas y ángulos. Las longitudes de las aristas se indican con las letras a, b y c, mientras los ángulos se representan con las letras griegas α (alfa), β (beta), y γ (gamma).

1.5.6 El Estado Gaseoso

El estado gaseoso se caracteriza porque las partículas que lo forman se encuentran aún más separadas entre sí que las partículas que forman los líquidos, por ello la fuerza de atracción entre estas partículas es mínima, lo que permite su gran movimiento. Otras propiedades que caracterizan a los gases son que presentan volumen indefinido ya que tienden a ocupar todo el espacio disponible, además de que adoptan la forma del recipiente que los contiene. En la vida diaria encontramos sustancias en estado gaseoso como el aire, las nubes, el vapor de agua y el dióxido de carbono, entre otros. Los gases presentan las siguientes características:

Tienden a ocupar todo el espacio disponible en el recipiente que los contiene, ya que sus moléculas poseen gran energía cinética, superando las fuerzas de atracción intermoleculares. Esta propiedad se denomina expansibilidad.
Como consecuencia de la expansibiliad, los gases no tienen forma, ni volumen definidos.
El volumen ocupado por un gas depende de la presión ejercida sobre este, de forma que poseen una alta compresibilidad.
Debido a que las fuerzas entre las partículas de un gas son débiles, estas se hallan dispersas en el espacio. Como resultado, el volumen que ocupa un gas es muy superior al volumen de las partículas constitutivas del mismo, pues estas presentan una baja densidad.
Cuando dos o más gases se hallan ocupando el mismo espacio, sus partículas se entremezclan completa y uniformemente, por lo que se dice que los gases poseen una alta miscibilidad.

1.5.7 El Estado Plasma

Es el cuarto estado de agregación de la materia. Es un estado fluido similar al estado gaseoso pero en el que sus partículas están ionizadas (cargadas eléctricamente) y no poseen equilibrio electromagnético.

1.5.6 Curva de Calentamiento

Una curva de calentamiento es el resultado que se obtiene al graficar el incremento de la temperatura con respecto al tiempo al suministrarle calor a una sustancia.

En el punto A la sustancia se encuentra a una temperatura inferior al punto de fusión, y por tanto la sustancia se encuentra en estado sólido, a medida que se suministra calor la temperatura aumenta, en el punto B se alcanza el punto de fusión y el solido comienza a transformarse al estado líquido, sin embargo, la temperatura no aumenta debido a que la energía calórica se usa en la transformación del solido en líquido. Una vez todo el solido se convierte en liquido, en el punto C, la temperatura comienza a ascender nuevamente hasta llegar al punto de ebullición D, aquí nuevamente la temperatura deja de ascender ya que la energía se emplea en la transformación del líquido en gas. Cuando todo el liquido se ha evaporado E, la temperatura continuará aumentando.

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