1.
Fuerzas de atracción de sólidos y líquidos:
Las Fuerzas Intermoleculares, son fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. El comportamiento molecular depende en gran medida del equilibrio (o falta de él) de las fuerzas que unen o separan las moléculas, y el estudio de esos fenómenos fue parte importante del desarrollo de la química física en el siglo XX.as fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados liquido y sólido de la materia, y se llaman fuerzas de largo alcance o Fuerzas de Van der Waals en honor al físico holandés Johannes van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión superficial y la viscosidad.Entre las diferentes fuerzas de orden i ntermoleculares que mantienen unidos los átomos dentro de la molécula y mantener la estabilidad de las moléculas individuales. Hay varios tipos de interacciones: -Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente) -Fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula apolar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) -Fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas apolares). En la naturaleza, las uniones entre molécula son de tipo dipolar, siendo las más características l as fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno. Las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o poliatómicas) sin carga neta se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de van der Waals. Dichas fuerzas pueden dividirse en tres grandes grupos: las debidas a la existencia de dipolos permanentes, permanentes, las de enlace de hidrógeno y las debidas a fenómenos de polarización transitoria (fuerzas de London). A continuación realizaremos realizaremos un estudio elemental de cada uno de dichos grupos. Fuerzas de Van der Waals: Es una fuerza intermolecular intermolecular atractiva, pero poco intensa, que se ejerce a distancia entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre dipolos instantáneos instantáneos o i nducidos y entre dipolos permanentes.Las sustancias moleculares están formadas por moléculas individuales entre las que únicamente existen interacciones interacciones de tipo residual que son las r esponsables esponsables del enlace conocido como fuerza de Van der Waals. Pero este tipo de fuerza no sólo está presente en los sólo los sólidos moleculares, sino que también aparece entre los átomos o iones sometidos a cualquier clase de enlace, ya sea iónico, metálico o covalente; por eso se considera como una interacción residual. residual. Su energía es mucho menor que la de los otros tipos de enlace y normalmente aparezca enmascarada. enmascarada. Por otra parte, la interacción conocida como fuerza de Van der Waals se caracteriza también porque carece de carácter dirigido y porque opera a distancias mucho mayores. Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina; las fuerzas de Van der Waals son las únicas responsables de la estabilidad de estos gases nobles en estado sólido. La mayor parte de las sustancias covalentes, covalentes, a temperatura ambiente, son los gases o líquidos de punto de ebullición bajo (ejemplo: Agua). En cuanto a l a solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes apolares y no en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento comportamiento general descrito. Un ejemplo de esto es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red, es necesario romper estos enlaces, lo cual consume gran cantidad de energía. Las fuerzas entre dipolos instantáneos o inducidos se producen entre moléculas apolares apolares como es el caso del oxigeno, nitrógeno o cloro, y también entre átomos como el helio o neòn, y reciben el nombre de fuerzas de dispersión. Este tipo de fuerzas es el responsable de que estas sustancias pueden ser licuadas e incluso solidificadas. Las nubes electrónicas de las moléculas o delos átomos sufren vibraciones y producen dipolos con una orientación determinada, pero de vida muy breve ya que en un i nstante después después el dipolo tiene la orientación contraria. contraria. Estos dipolos inducen otra deformación deformación en las moléculas contiguas y originan fuerzas de atracción entre ellas.
Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando cuando las moléculas son polares, como el oxido de azufre (SO2) o el monóxido de carbono (CO), y existe atracción entre el polo de una molécula y el polo opuesto de otra molécula contigua. Estas fuerzas siguen siendo siendo débiles pero son más intensas que las fuerzas de dispersión y, aunque éstas siguen existiendo, predominan las de atracción dipolo-dipolo. Enlace dipolo-dipolo: Existen gases cuyas moléculas están formadas por átomos que tienen diferente electronegatividad electronegatividad (enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que en l a molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y positivo respectivamente). respectivamente). Este es el caso, por ejemplo, de los gases fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y ioduro de hidrógeno (HI). Ejemplo: La molécula de agua está formada por dos átomos de H unidos a un átomo de O por medio de dos enlaces covalentes. La disposición tetraédrica de los orbitales sp3 del oxígeno determina un ángulo entre los enlaces H-O-H aproximadamente aproximadamente de 104'5:, además el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno y atrae con más fuerza a los electrones de cada enlace. El resultado es que la molécula de agua aunque tiene una carga total neutra (igual número de protones que de electrones ), presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar, alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa , mientras que los núcleos de hidrógeno quedan desnudos, desprovistos desprovistos parcialmente de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva. Por eso en la práctica la molécula de agua se comporta como un dipolo. Así se establecen establecen interacciones interacciones dipolo-dipolo dipolo-dipolo entre las propias propias moléculas de agua, formándose formándose enlaces enlaces o puentes puentes de hidrógeno, hidrógeno, la carga parcial negativa negativa del oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas adyacentes. Aunque son uniones débiles, débiles, el hecho hecho de que alrededor de cada cada molécula de de agua se dispongan otras cuatro moléculas moléculas unidas unidas por puentes de hidrógeno hidrógeno permite que se forme en el agua (líquida o sólida) una estructura de tipo reticular , responsable en gran parte de su comportamiento anómalo y de la peculiaridad de sus propiedades propiedades fisicoquímicas. Puente de Hidrógeno:
La unión intermolecular por puentes de hidrógeno se produce en moléculas formadas por átomos de hidrógeno y elementos de elevada electronegatividad y tamaño pequeño, como es el caso del flúor, oxigeno o nitrógeno (que son los únicos elementos cuyos átomos pueden formar puentes de hidrógeno), el par de electrones que forma el enlace esta fuertemente atraído por el átomo más electronegativo, produciéndose una polarización del enlace. Esto proporciona una carga parcial positiva al átomo de H y una carga parcial negativa al otro átomo. En virtud de estas cargas, puede establecerse atracción eléctrica entre los hidrógenos de una molécula y los átomos electronegativos de una molécula vecina. Como el enlace de Van der W aals, el puente de hidrógeno es mucho menos energético que el enlace covalente o el iónico, con l os valores de entre 1 y 10 Kcal/mol. Un ejemplo lo encontramos en la molécula de agua, donde los electrones de la unión H-O se encuentran fuertemente atraídos por el átomo de oxigeno. Por ello, el núcleo de hidrógeno H+ va a actuar como polo positivo de gran intensidad que establece uniones de tipo electrostático con los átomos de oxigeno de las moléculas cercanas. Gráficamente, la unión del puente de hidrógeno se representa mediante una línea de puntos. El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas (representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. Un enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos. De hecho sólo los átomos de F, O y N tienen la electronegatividad y condiciones necesarias para intervenir en un enlace de hidrógeno. La clave de la formación del enlace de hidrógeno es el carácter fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O). La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula vecina. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa. El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este ti po de enlace porque al ser tan pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas puedan aproximarse lo suficiente a él como para que la fuerza de atracción sea bastante intensa. Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos de agua líquida en nuestro planeta. Si no existiera, el agua se encontraría en forma de vapor. 2.
Estado solido
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. Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas. Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas Un cuerpo sólido, uno de los cinco estados de agregación de la materia , se caracteriza porque opone resistencia a cambios de forma y de volumen. Existen varias disciplinas que estudian los sólidos: La física del estado sólido estudia cómo emergen las propiedades físicas de los sólidos a partir de su estructura de la materia condensada .
La mecánica de sólidos deformables estudia propiedades macroscópicas desde la perspectiva de la mecánica de medios continuos (tensión, deformación, magnitudes termodinámicas, &c.) e ignora la estructura atómica interna porque para cierto tipo de problemas esta no es relevante.
La ciencia de los materiales se ocupa principalmente de propiedades de los sólidos como estructura y transformaciones de fase.
La química del estado sólido se especializa en la síntesis de nuevos materiales.
Manteniendo constante la presión a baja temperatura los cuerpos se presentan en forma sólida y encontrándose entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas. Esto confiere al cuerpo l a capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son, por tanto, agregados generalmente rígidos, incompresibles (que no pueden ser comprimidos), duros y resistentes. Poseen volumen constante y no se difunden, ya que no pueden desplazarse. Los sólidos presentan propiedades específicas:
Elasticidad: Un sólido recupera su forma original cuando es deformado. Un r esorte es un objeto en que podemos observar esta propiedad.
Fragilidad: Un sólido puede romperse en muchos pedazos (quebradizo).
Dureza: Un sólido es duro cuando no puede ser rayado por otro más blando. E l diamante es un sólido con dureza elevada.
Forma definida: Tienen forma definida, son relativamente rígidos y no fluyen como lo hacen los gases y los líquidos, excepto a bajas presiones extremas.
Volumen definido: Debido a que tienen una forma definida, su volumen también es constante. Alta densidad: Los sólidos tienen densidades relativamente altas debido a la cercanía de sus moléculas por eso se dice que son más “pesados”
Flotación: Algunos sólidos cumplen con esta propiedad, solo si su densidad es menor a la del li quido en el cual se coloca.
Inercia: es la dificultad o resistencia que opone un sistema físico o un sistema social a posibles cambios, en el caso de los sólidos pone resistencia a cambiar su estado de reposo.
Tenacidad: En ciencia de los Materiales la tenacidad es la resistencia que opone un material a que se propaguen fisuras o grietas.
Maleabilidad: Es la propiedad de la materia, que presentan los cuerpos a ser labrados por deformación. La maleabilidad permite la obtención de delgadas láminas de material sin que éste se rompa, teniendo en común que no existe ningún método para cuantificarlas.
Ductilidad La ductilidad se refiere a la propiedad de los sólidos de poder obtener hilos de ellos
El sólido más ligero conocido es un material artificial, e l aerogel, que tiene una densidad de 1,9 mg/cm³, mientras que el más denso es un metal, el osmio (Os), que tiene una densidad de 22,6 g/cm³. Las moléculas de un sólido tienen una gran cohesión y adoptan formas bien definidas. 3.
Estado líquido: El líquido es uno de los tres estados de agregación de la materia . Un líquido es un fluido cuyo volumen es constante en condiciones de temperatura y presión constantes y su forma es esférica. Sin embargo, debido a la gravedad ésta queda definida por su contenedor. Un líquido ejerce presión en el contenedor con igual magnitud hacia todos los lados. Si un líquido se encuentra en reposo, la presión que
Los líquidos presentan tensión superficial y capilaridad, generalmente se expanden cuando se incrementa su temperatura y se comprimen cuando se enfrían. Los objetos inmersos en algún líquido son sujetos a un fenómeno conocido como flotabilidad.
Las moléculas en el estado líquido ocupan posiciones al azar que varían con el tiempo. Las di stancias intermoleculares son constantes dentro de un estrecho margen. Cuando un líquido sobrepasa su punto de ebullición cambia su estado a gaseoso, y cuando alcanza su punto de congelación cambia a sólido. Por medio de la destilación fraccionada, los líquidos pueden separarse de entre sí al evaporarse cada uno al alcanzar sus respectivos puntos de ebullición. La cohesión entre las moléculas de un líquido no es lo suficientemente fuerte por lo que l as moléculas superficiales se pueden evaporar. Líquidos, sustancias en un estado de la materia intermedio entre los estados sólido y gaseoso. Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de los sólidos, pero están menos separadas que las de los gases. En algunos líquidos, las moléculas tienen una orientación preferente, lo que hace que el líquido presente propiedades anisótropas (propiedades, como el índice de refracción, que varían según la dirección dentro del material). En condiciones apropiadas de temperatura y presión, la mayoría de las sustancias puede existir en estado líquido. A presión atmosférica, sin embargo, algunos sólidos se subliman al calentarse; es decir, pasan directamente del estado sólido al estado gaseoso (véase Evaporación). La densidad de los líquidos suele ser algo menor que la densidad de la misma sustancia en estado sólido. Algunas sustancias, como el agua, son más densas en estado líqui do. Viscosidad
Los líquidos se caracterizan por una resistencia al flujo llamada viscosidad. La viscosidad de un líquido crece al aumentar el número de moles y disminuye al crecer la temperatura. La viscosidad también está relacionada con la complejidad de las moléculas que constituyen el líquido: es baja en los gases inertes licuados y alta en los aceites pesados. Es una propiedad característica de todo fluido (líquidos o gases). La viscosidad es una medida de l a resistencia al desplazamiento de un fluido cuando existe una diferencia de presión. Cuando un liquido o un gas fluyen se supone la existencia de una capa estacionaria, de líquido o gas, adherida sobre la superficie del material a través del cual se presenta el flujo. La segunda capa roza con la adherida superficialmente y ésta segunda con una tercera y así sucesivamente. Este roce entre las capas sucesivas es el responsable de la oposición al flujo o sea el responsable de la viscosidad. La viscosidad se mide en poise, siendo un poise la viscosidad de un líquido en el que para deslizar una capa de un centímetro cuadrado de área a la velocidad de 1 cm/s r especto a otra estacionaria situado a 1 cm de distancia fuese necesaria a la fuerza de una dina. La viscosidad suele decrecer en l os líquidos al aumentar la temperatura, aunque algunos pocos líquidos presentan un aumento de vi scosidad cuando se calientan. Para los gases l a viscosidad aumenta al aumentar la temperatura. La viscosidad de un liquido se determina por medio de un viscosímetro entre los cuales el más utilizado es el de Ostwald, este se utiliza para determinar viscosidad relativas, es decir, que conociendo la viscosidad de un líquido patrón, generalmente agua Ductilidad
La ductilidad es una característica de los líquidos y/o gases que les confiere la habilidad de poder pasar por cualquier orificio o agujero por mas pequeño que sea siempre que esté a un mismo o inferior nivel del recipiente en el que se encuentren (el líquido y el gas), a diferencia del restante estado de agregación conocido como sólido. Presión de vapor y otros parámetros
Presión de un vapor en equilibrio con su forma líquida, la llamada presión de vapor, sólo depende de la temperatura; su valor a una temperatura dada es una propiedad característica de cada líquido. También lo son el punto de ebullición, el punto de solidificación y el calor de vaporización (esencialmente, el calor necesario para transformar en vapor una determinada cantidad de líquido). En ciertas condiciones, un líquido puede calentarse por encima de su punto de ebullición; los líquidos en ese estado se denominan supercalentados. También es posible enfriar un líquido por debajo de su punto de congelación y entonces se denomina líquido superenfriado. 4.
Transferencia de calor durante cambio de un estado a otro: En la naturaleza existen tres estados usuales de la materia : sólido, líquido y gaseoso. Al aplicarle calor a una sustancia, ésta puede cambiar de un estado a otro. A estos procesos se les conoce como Cambios de Fase. Los posibles cambios de fase son:
de estado sólido a líquido, llamado fusión,
de estado líquido a sólido, llamado solidificación,
de estado líquido a gaseoso, llamado evaporación o vaporización,
de estado gaseoso a líquido, llamado condensación,
de estado sólido a gaseoso, llamado sublimación progresiva,
de estado gaseoso a sólido, ll amado sublimación regresiva o deposición,
de estado gaseoso a plasma, llamado ionización.
Calor latente Artículo principal : Calor latente
Un cuerpo sólido puede estar en equilibrio térmico con un líquido o un gas a cualquier temperatura, o que un líquido y un gas pueden estar en equilibrio térmico entre sí, en una amplia gama de temperaturas, ya que se trata de sustancias diferentes. Pero lo que es menos evidente es que dos fases o estados de agregación , distintas de una misma sustancia, puedan estar en equilibrio térmico entre sí en circunstancias apropiadas. Un sistema que consiste en formas sólida y l íquida de determinada sustancia, a una presión constante dada, puede estar en equilibrio térmico, pero únicamente a una temperatura llamada punto de fusión simbolizado a veces como t f . A esta temperatura, se necesita cierta cantidad de calor para poder fundir cierta cantidad del material sólido, pero sin que haya un cambio significativo en su temperatura. A esta cantidad de energía se le llama calor de fusión, calor latente de fusión o entalpía de fusión, y varía según las diferentes sustancias. Se denota por L f . El calor de fusión representa la energía necesaria para deshacer la fase sólida que está estrechamente unida y convertirla en líquido. Para convertir líquido en sólido se necesita la misma cantidad de energía, por ellos el calor de fusión representa la energía necesaria para cambiar del estado sólido a líquido, y también para pasar del estado líquido a sólido.
De manera similar, un líquido y un vapor de una misma sustancia pueden estar en equilibrio térmico a una temperatura llamada punto de ebullición simbolizado por te. El calor necesario para evaporar una sustancia en estado líquido ( o condensar una sustancia en estado de vapor ) se llama calor de ebullición o calor latente de ebullición o entalpía de ebullición, y se mide en las mismas unidades que el calor l atente de fusión. Se denota por L e. En la siguiente tabla se muestran algunos valores de los puntos de fusión y ebullición y entalpías de algunas sustancias: Transmisión de calor
Artículo principal : Transmisión de calor
El calor puede ser transmitido de tres formas distintas: por conducción, por convección o por r adiación.
Conducción térmica: es el proceso que se produce por contacto térmico entre dos cuerpos, debido al contacto directo entre las partículas individuales de los cuerpos que están a diferentes temperaturas, lo que produce que las partículas lleguen al equilibrio térmico. Ej: cuchara metálica en la taza de té.
Convección térmica: sólo se produce en fluidos (líquidos o gases), ya que implica movimiento de volúmenes de fluido de regiones que están a una temperatura, a regiones que están a otra temperatura. El transporte de calor está inseparablemente ligado al movimiento del propio medio. Ej.: los calefactores dentro de la casa.
Radiación térmica: es el proceso por el cual se transmite a través de ondas electromagnéticas. Implica doble transformación de la energía para llegar al cuerpo al que se va a propagar: primero de energía térmica a radiante y l uego viceversa. Ej.: La energía solar.
La conducción pura se presenta sólo en materiales sólidos. La convección siempre está acompañada de la conducción, debido al contacto directo entre partículas de distinta temperatura en un líquido o gas en movimiento. En el caso de l a conducción, la temperatura de calentamiento depende del tipo de material, de la sección del cuerpo y del lar go del cuerpo. Esto explica porqué algunos cuerpos se calientan más rápido que otros a pesar de tener exactamente la misma forma, y que se les entregue la misma cantidad de calor. Conductividad térmica donde: Q es el calor entregado, Δt es el intervalo de tiempo durante el cual se entregó calor,
A es la sección del cuerpo, L es la longitud, y ΔT es el incremento en la temperatura.
Diagrama de fases: temperatura y presión crítica: se denomina diagrama de fase a la representación gráfica de l as fronteras entre diferentes estados de la materia de un sistema, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo. Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados de agregación diferentes se suele denominar diagrama de cambio de estado. En ciencia de materiales se utilizan ampliamente los diagramas de fase binarios, mientras que en termodinámica se emplean sobre todo los diagramas de fase de una sustancia pura. Diagrama de fase de una sustancia pura
Los diagramas de fase más sencillos son los de presión - temperatura de una sustancia pura, como puede ser el de l agua. En el eje de ordenadas se coloca la presión y en el de abscisas la temperatura. Generalmente, para una presión y temperatura dadas, el cuerpo presenta una única fase excepto en las siguientes zonas:
Punto triple: En este punto del diagrama coexisten los estados sólido, líquido y gaseoso. Estos puntos tienen cierto interés, ya que representan un invariante y por lo tanto se pueden utilizar para calibrar termómetros.
Los pares (presión, temperatura) que corresponden a una transición de fase entre: Dos fases sólidas: Cambio alotrópico; o Entre una fase sólida y una fase líquida: fusión - solidificación; o Entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación - deposición (o sublimación inversa); o Entre una fase líquida y una fase vapor: vaporización - condensación (o licuefacción). o
Es importante señalar que la curva que separa las fases vapor-líquido se detiene en un punto llamado punto crítico. Más allá de este punto, la materia se presenta como un fluido supercrítico que tiene propiedades tanto de los líquidos como de los gases. Modificando la presíón y temperatura en valores alrededor del punto crítico se producen reacciones que pueden tener interés industrial, como por ejemplo l as utilizadas para obtener ca fé descafeinado. Es preciso anotar que, en el diagrama PV del a gua, la línea que separa los estados líquido y sólido tiene pendiente negativa, lo cual es algo bastante inusual. Esto quiere decir que aumentando la presíon el hielo se funde, y también que la fase sólida tiene menor densidad que la fase líquida.
Diagrama de fase binario
Cuando aparecen varias sustancias, la representación de los cambios de fase puede ser más compleja. Un caso particular, el más sencillo, corresponde a los diagramas de fase binarios. Ahora las variables a tener en cuenta son la temperatura y la concentración, normalmente en masa. En un diagrama binario pueden aparecer las siguientes regiones:
Sólido puro o disolución sólida
Mezcla de disoluciones sólidas (eutéctica, eutectoide, peritéctica, peritectoide)
Mezcla sólido - líquido
Únicamente líquido, ya sea mezcla de líquidos inmiscibles (emulsión), ya sea un líquido completamente homogéneo.
Mezcla líquido - gas
Gas (lo consideraremos siempre homogéneo, trabajando con pocas variaciones da altitud).
Hay punto y líneas en estos diagramas importantes para su caracterización:
Línea de líquidus, por encima de la cual solo existen fases líquidas.
Línea de sólidus, por debajo de la cual solo existen fases sólidas.
Línea eutéctica y eutectoide. Son líneas horizontales (isotermas) en las que tienen lugar transformaciones eutécticas y eutectoides, respectivamente.
Línea de solvus, que indica las temperaturas para las cuales una disolución sólida ( α) de A y B deja de ser soluble para transformarse en (α)+ sustancia pura (A ó B).
La presión crítica es una característica de cualquier sustancia, que define el campo en el que ésta puede transformarse en vapor en presencia del líquido correspondiente. En la imagen de al lado se muestra el comportamiento del agua en el plano temperatura (temperature-T) entropía (entropie -S), la curva del agua en este caso es empleada sólo como ejemplo, dado que una curva análoga puede ser definida para cualquier otra sustancia. Desde la curva (en rojo) que separa la fase líquida (bajos valores de T y de S) hasta la fase gaseosa (altos valores de T y de S) se ve que el plano prácticamente está di vidido en tres zonas: una zona a la izquierda de la curva, en la que existe el líquido, una zona a la derecha de la curva en la que la sustancia está presente como gas y finalmente una zona encerrada por la curva en la que la sustancia coexiste en equilibrio con el vapor, habiendo un ciert o título que representa la relación en peso entre líquido y vapor en equilibrio. El vértice de la curva es el punto crítico (Kritischer Punkt ) que es individual da un determinado valor de presión (presión crítica) y temperatura (temperatura crítica). La relevancia de estas características de las sustancias viene del hecho de que, a presiones superiores a la presión crítica la transformación del líquido en gas sucede sin paso por la fase del vapor, por lo tanto de modo prácticamente instantáneo y conservando la continuidad de las car acterísticas físicas. Como datos fundamentales:
P c del agua es 218 atm.
T c del agua es 647,4 K.
Se denomina temperatura crítica a la temperatura límite por encima de la cual un gas miscible no puede ser licuado por compresión. Por encima de esta temperatura no es posible condensar un gas aumentando la presión. A esta temperatura crítica, si además tenemos una presión crítica (la presión de vapor del líquido a esta temperatura), nos encontraremos en el punto crítico de la sus tancia.
La temperatura crítica es característica de cada sustancia. Las sustancias a temperaturas superiores de la crítica tienen un estado de agregación tipo gas, que tiene un comportamiento muy parecido al de un gas ideal.
Propiedades físicas del agua: Propiedades físicas del agua. 1) Densidad del agua. Procedimiento. En la probeta colocamos agua destilada. Luego introducimos el densímetro y esperamos a que terminara de balancearse. Observaciones. El agua tenía una densidad de 1gr por cc. 2) Punto de fusión del agua. Procedimiento. En un vaso precipitado colocamos hielo y un termómetro para registrar su temperatura.
Observaciones e inferencias. La tº inicial del hielo fue de -10ºC, esta tº comenzó a subir hasta 2ºC cuando el hielo se transformo en agua líquida. Nosotros inferimos que al hielo le afecto la tº ambiente y esto hizo que cambiara de estado. 3) Densidad del alcohol etílico. Pregunta. ¿Cuál es la densidad del alcohol etílico si la masa de un litro es de 798 gr?
Por lo tanto Después comprobamos que esto era correcto a través de un libro. 4) Tensión superficial. Procedimiento. Llenamos un vaso precipitado con agua, en ella colocamos un trozo de papel (6 x 9cm) doblado en un ángulo de 90º. Observaciones e inferencias. El papel flota. Inferimos que esto paso por la tensión superficial. Tensión superficial: Es una fuerza ejercida por las moléculas de agua, las cuales mediante la unión de sus hidrógenos forman una capa en la superficie del
agua que impide que se hunda el papel. El zapatero es un organismo que utiliza la tensión superficial. 5) Solvente universal. Procedimiento. En un vaso precipitado colocamos 100cc de agua y 20 gr de sal, luego revolvimos y observamos. Agregamos 20cc más revolvimos y observamos. Repetimos este proceso una vez más. 20cc: Al colocar la sal el agua se torno de un color
blanco que fue desapareciendo a medida que agitábamos con la cuchara. 40cc: Ocurrió lo mismo. 60cc: El agua no pudo disolver los 20cc agregados.
Inferencias. Inferimos que el agua no pudo disolver más sal porque se saturó. Preguntas. a) Investiga que factores influyen en la solubilidad del agua.
Temperatura: Si aumenta la tº aumentará la solubilidad del agua.
Ejemplo del NaNo3.
Tº en ºC
10
20
30
40
60
80
100
80
88
96
104
124
148
180
Solubilidad (gr/100 gr de agua)
Aquí se demuestra que lo anterior dicho como en el caso en que el agua a 100 ºC puede disolver 180 gr NaNo3 en 100 gr de agua.
Presión: Por lo general tiene muy poco efecto en la solubilidad de líquidos y sólidos. En solventes líquidos la solubilidad de los gases aumenta a mayor presión.
b) ¿Cuándo una solución se denomina saturada? Solución saturada: Solución en la cual el solvente no puede disolver más soluto. En este momento hay un equilibrio dinámico entre el soluto disuelto y el no
disuelto. HIDRÓLISIS DEL AGUA. 1)Sin tubos. Procedimiento. A una batería le conectamos cables que iban ha un recipiente con agua destilada. Pero no ocurrió nada porque el voltaje era muy poco (9v) y había que usar agua potable. Estos dos inconvenientes hicieron al experimento lento. Observaciones. Si hubiéramos visto el final del experimento el agua debería haberse calentado. 2)Con tubos. Procedimiento. A una batería se le colocaron 2 cables (conductores). Estos cables se introducieron en dos tubos de ensayo dentro de un recipiente que contenía agua. Observaciones. Comenzaron a salir burbujas en el agua y adentro de los tubos se veían gases. Preguntas. a) ¿Cuáles son los gases? Tubo A=cable ánodo (conectado al + de la batería) atrae - gas de O Tubo B= cable cátodo (conectado al - de la batería) atrae + gas de H Al colocar corriente al agua esta se rompió y por eso quedaron átomos de O (como gas) en un tubo y átomos de H (como gas) en el otro tubo. b) ¿Qué gas se desprende en el cátodo? El cátodo tiene cargas - que atraen a las cargas + que tiene el H, por lo tanto se desprenden átomos de este en forma de gas. c) ¿Cómo deberían ser los volúmenes de los gases recogidos en los tubos de ensayo? Los volúmenes de gas de los tubos están en la proporción 1: 2, siendo el H el doble del O. Tubo A=cable ánodo (conectado al + de la batería) atrae - gas de O Tubo B= cable cátodo (conectado al - de la batería) atrae + gas de H En el experimento observamos que el cátodo desprendió casi el doble de burbujas que el ánodo, por lo tanto inferimos que el tubo con gas de H tenía el doble de volumen que el de gas O.
