estados fìsicos de la materia
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Química General I – Semana 7 ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA La materia puede presentarse, fundamentalmente, en tres estados físicos diferentes (llamados estados de agregación de la materia): sólido, líquido y gaseoso. Los tres estados se diferencian por propiedades que les son características y con las que usted está familiarizado. Analice el cuadro 1 y vea si comprende claramente su contenido: Cuadro1. Características de los estados de agregación comunes de la materia GASES LÍQUIDOS SÓLIDOS No tienen forma pero sí volumen propio Tienen forma y volumen propio Fluyen Fluyen No fluyen Son compresibles Son poco compresibles Son prácticamente incompresibles No tienen forma ni volumen propio Las densidades son mucho mas bajas que las de los líquidos y sólidos correspondientes Difunden rápidamente entre si Tienen generalmente densidades intermedias entre los gases y los sólidos, pero con valores mas cercanos a las de los sólidos Difunden entre sí pero mucho más lentamente que los gases Tienen altas densidades Prácticamente no difunden entre sí Como puede observarse, los gases y los sólidos tienen propiedades bien diferenciadas, mientras que las de los líquidos son intermedias (aunque no equidistantes) entre ambos extremos. Estas características distintivas son el resultados de diferentes situaciones a nivel molecular o atómico. En los gases predomina el caos y las fuerzas atractivas entre las partículas (átomos o moléculas) son extraordinariamente débiles; en cambio las partículas constitutivas de los sólidos (átomos, iones o moléculas) se atraen intensamente entre sí dando lugar a arreglos muy ordenados. 1- EL ESTADO GASEOSO Experimentos realizados tempranamente con numerosos gases permitieron establecer relaciones entre la temperatura, volumen, presión y cantidad de sustancia gaseosa. Estas relaciones, conocidas como leyes de los gases, enuncian: *Ley de Boyle (1627-1691): el volumen de una cantidad determinada de gas que se mantiene a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión *Ley de Charles (1746-1823): el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta *Ley de Avogadro (1776-1856): el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al número de moles del gas Es posible, entonces, relacionar el volumen de cierta cantidad de gas con su presión y temperatura. La relación matemática que vincula estas propiedades se denomina ley de los gases ideales y con seguridad usted la recuerda: V= nRT P en la que: n = número de moles T = temperatura absoluta P = presión R = constante de los gases En general, el volumen de cualquier material, sólido, líquido o gaseoso está determinado por la temperatura y la presión a la que está sometido. Existe una relación matemática entre el volumen de una cantidad dada de materia con la presión y la temperatura; esta relación matemática se llama ecuación de estado y puede ser escrita como: V = f(T,P,n) Es decir: el volumen es alguna función de la temperatura, la presión y el número de moles de sustancia. Sin embargo para los líquidos y sólidos esta función puede ser algebraicamente muy complicada y puede diferir mucho de una sustancia a otra. Como ya vimos, para los gases existe una única ecuación de estado (la ley de los gases ideales), todas las sustancias muestran un comportamiento muy parecido en estado gaseoso. 1 Para comprender este comportamiento similar de todas las sustancias en el estado gaseoso fue preciso postular un modelo, conocido como "teoría cinética molecular" que se resume en: *Los gases consisten de moléculas que están en contínuo movimiento aleatorio. *El volumen de las moléculas es insignificante en comparación con el volumen total. *Las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas son insignificantes. *Los choques entre moléculas son perfectamente elásticos (la energía cinética media de ellas no cambia con el tiempo a temperatura constante). *La energía cinética media de las moléculas es proporcional a la temperatura absoluta (sin importar la identidad de la sustancia). Entonces, en estado gaseoso, las moléculas o átomos son esencialmente independientes unas de otras, las interacciones (fuerzas atractivas entre ellas) son extremadamente débiles y en consecuencia, la naturaleza individual de estas moléculas o átomos no afecta el comportamiento del gas a nivel macroscópico. Por otra parte, las partículas (átomos o moléculas) que componen una muestra gaseosa están muy separadas entre sí. A 25ºC y 1 atm, sólo el 0.1% del volumen que ocupa el gas está ocupado por las propias partículas. Esta situación es muy distinta en los líquidos y sólidos en los que las partículas (átomos, iones o moléculas) están en contacto y ocupan más de la mitad del volumen. Mezclas de gases y presiones parciales Muchas muestras gaseosas, incluyendo nuestra atmósfera son mezclas que constan de diferentes tipos de gases. El número de moles total de una mezcla de gases es la suma del número de moles correspondiente a cada tipo de gas. Si, como vimos, para un gas ideal, la presión es directamente proporcional al número de moles, es de esperar que la presión total ejercida por la mezcla de gases sea la suma de las presiones debidas a los componentes individuales. Cada uno de los componentes individuales, si estuviera solo bajo las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura que la mezcla, podría ejercer una presión que denominamos presión parcial. John Dalton fue el primero en observar que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada uno de los gases podría ejercer si estuviera solo. Esta afirmación de conoce con el nombre de Ley de las presiones parciales de Dalton. No se ha diseñado aún ningún mecanismo directo para medir la presión parcial de un gas de una mezcla. Sin embargo es posible calcularla de la siguiente forma: Pi= PT.Xi donde: Pi es la presión parcial del gas i PT es la presión total de la mezcla Xi es la fracción molas del gas i Xi= número de moles del gas i número de moles totales de la mezcla Efusión y difusión El hecho de que la energía cinética media dependa sólo de la temperatura conlleva como consecuencia que la velocidad media de las partículas de un gas liviano sea mayor que la velocidad media de las partículas para uno más pesado (de mayor peso molecular), si ambos están a la misma temperatura. Como consecuencia las tasas de efusión (escape a través de un agujero hacia un espacio vacío u ocupado por otra sustancia) y difusión (dispersión dentro de un espacio vacío u ocupado por otra sustancia) son mayores para los gases más livianos a una determinada temperatura. Gases reales En el presente curso utilizaremos la ecuación de los gases ideales en todos nuestros cálculos, suponiendo que se cumple exactamente. En condiciones ordinarias esta suposición es buena. Sin embargo, todos los gases reales se desvían, al menos ligeramente, de la ley de los gases ideales, ya que ésta no toma en cuenta los siguientes factores: *las partículas gaseosas ocupan una porción muy pequeña del volumen total pero no un volumen igual a cero. Es decir, tienen tamaño finito. *las fuerzas atractivas entre las partículas son muy débiles, pero existen. Es posible escribir ecuaciones que relacionen P, V y T para los gases que tengan en cuenta las interacciones intermoleculares y los volúmenes finitos de las moléculas. J. Van der Waals propuso una ecuación que tuviera en cuenta estos dos efectos: ⎛ n2a ⎞ ⎜⎜ P + 2 ⎟⎟(V − nb ) = nRT V ⎠ ⎝ 2 donde: a y b son constantes de proporcionalidad propias de cada sustancia. La corrección teniendo en cuenta el volumen finito de las partículas (nb) es proporcional a la cantidad de partículas n presentes. La corrección debido a la interacción intermolecular puede entenderse teniendo en cuenta que estas interacciones dependen de la distancia intermolecular y serán importantes en la medida de la frecuencia con que las partículas se acerquen. La frecuencia de acercamiento entre las partículas depende del cuadrado del cociente n/V. La naturaleza de las interacciones intermoleculares serán analizadas hacia el final de este semestre. 2- EL ESTADO LÍQUIDO Todo gas, si se enfría y comprime suficientemente, se transforma en un líquido (cambio de fase). La existencia de las fases condensadas (sólido o líquido) prueba la existencia de fuerzas intermoleculares entre las moléculas de una colectividad. Dichas fuerzas son de origen diverso y se estudiarán con detalle al final de este curso. Sin embargo, describiremos someramente algunas de sus características: -son siempre fuerzas atractivas -son menos fuertes que el enlace covalente y su magnitud aumenta al disminuir la distancia entre las moléculas -son no direccionales En todo conjunto de moléculas al estado gaseoso, existe un conflicto permanente entre la energía cinética (producto de la agitación térmica) que tiende a separarlas y las fuerzas de atracción intermoleculares que tienden a que las moléculas ocupen el mínimo espacio disponible. Si las fuerzas de dispersión prevalecen, la sustancia permanece en estado gaseoso. De lo contrario, las moléculas colapsarán para formar una sustancia líquida. Por lo tanto las propiedades de los líquidos dependen en gran medida de la naturaleza y magnitud de estas fuerzas intermoleculares. El estado líquido se puede considerar una situación intermedia en la cual la sustancia muestra algunas de las propiedades encontradas en los sólidos y los gases. Al igual que los gases, los líquidos tiene las mismas propiedades en todas las direcciones y fluyen rápidamente cuando se les aplica una presión. Al igual que los sólidos son densos y relativamente incompresibles. El hecho de que las moléculas de los líquidos tengan libertad de moverse a distancias grandes, indica que no están tan ordenadas como en los sólidos. Sin embargo un líquido es tan solo un 10% menos denso que el sólido respectivo. Esto indica que las moléculas de un líquido deben estar agrupadas con alguna regularidad y que no muestran el caos total asociado con las moléculas de un gas. Algunas propiedades de los líquidos : fluidez, viscosidad y tensión superficial La fluidez es la propiedad que presentan los líquidos de adaptar su forma a la del recipiente que los contiene. La viscosidad es la resistencia de un líquido a fluir. La miel tiene una viscosidad alta a temperatura ambiente y el agua que fluye libremente tiene una viscosidad baja. Para que un líquido fluya, las moléculas deben ser capaces de resbalar unas sobre otras. En general, cuanto mayores sean las fuerzas intermoleculares de atracción mas viscoso será el líquido. La viscosidad de un líquido depende además de la temperatura. A medida que la temperatura aumenta, la energía cinética de las moléculas es capaz de superar mas fácilmente las fuerzas atractivas y la viscosidad disminuye. Las moléculas bajo la superficie de un líquido están influenciadas por las fuerzas de atracción molecular en todas las direcciones. Estas atracciones tiran de la capa superficial sólo hacia el interior y la situación mas estable es aquella en la que área superficial sea mínima (forma esférica). La tensión superficial es una medida de esas fuerzas dirigidas hacia el interior, que se deben vencer para expandir el área superficial de un líquido. 3- EL ESTADO SÓLIDO Por lo general, los líquidos solidifican al disminuir la temperatura. En ocasiones es necesario además comprimirlos para lograr un cambio de fase. A una determinada presión exterior, existe una temperatura, denominada punto de fusión, por debajo de la cual un líquido se transforma en un sólido. En el estado sólido, las moléculas constituyentes del mismo tienen sus movimientos de traslación impedidos por las fuerzas intermoleculares. No obstante, los movimientos de rotación y vibración de las mismas siguen produciéndose con ciertas restricciones. Debido a la ausencia de movimientos traslacionales, los sólidos tienen una forma más o menos rígida y ocupan un determinado volumen del espacio. No son muy compresibles, son densos y difunden sólo muy lentamente en otros sólidos. 3 En condiciones ordinarias de presión y temperatura, los gases y los líquidos están constituidos generalmente por moléculas (H2O, CO, CO2) o, menos frecuentemente por átomos (He, Ne, Hg): son sustancias atómicas o moleculares. Desde este punto de vista, los sólidos son más complejos. En las mismas condiciones de presión y temperatura, los sólidos pueden estar formados por átomos, iones o moléculas. En cualquier caso, las unidades constituyentes de los sólidos están fuertemente unidas entre si, por fuerzas interatómicas, interiónicas o intermoleculares. Un sólido puede ser mas o menos ordenado y esta característica será fundamental a la hora de comprender sus propiedades. Una de las formas principales de diferenciar los sólidos es clasificarlos en cristalinos y amorfos. Los sólidos cristalinos se componen de moléculas o iones que tienen un orden a largo alcance y forman una red. Suelen tener superficies planas o caras que forman ángulos bien definidos entre si. Los conjuntos ordenados de partículas que producen estas caras también provocan que los sólidos tengan formas muy regulares. El cuarzo, el diamante, la sal común y el azúcar son algunos ejemplos de sólidos cristalinos. Un sólido amorfo es un sólido cuyas partículas no tienen una estructura ordenada. Estos sólidos carecen de caras y formas bien definidas. Muchos sólidos amorfos son mezclas de sustancias que no se empacan bien entre si. Otros están compuestos por moléculas grandes y complicadas. Ejemplos incluyen la goma, algunos tipos de plásticos y el azufre amorfo. La temperatura de fusión de un sólido cristalino es precisa y bien definida. Las partículas de los sólidos amorfos están dispuestas en forma irregular, de manera que las fuerzas intermoleculares entre las partículas varían en intensidad dentro de la muestra. La fusión tiene lugar a distintas temperaturas para distintas porciones de la muestra, por lo que los sólidos amorfos no tienen un punto de fusión definido si no que se ablandan en un intervalo de temperatura. La ruptura de un sólido cristalino produce fragmentos que tienen las mismas características estructurales que la muestra original. Esta ruptura tiene lugar a lo largo de planos cristalinos donde las fuerzas intermoleculares o interiónicas de atracción son mas débiles. Los sólidos amorfos con estructuras irregulares, se rompen irregularmente para dar piezas con aristas curvas y ángulos irregulares. Redes cristalinas Los sólidos cristalinos, que presentan un conjunto de átomos, moléculas o iones, que se extienden regular y ordenadamente en las tres direcciones del espacio, forman una red cristalina. Estas redes cristalinas pueden describirse como un conjunto tridimensional de puntos que presentan un esquema de repetición regular (figura 2). Esta red se caracteriza por la distancia entre puntos sucesivos a lo largo de cada uno de los ejes indicados y por los ángulos entre estos ejes. Cada punto representa, según el tipo de cristal, un átomo, ion o molécula. La unidad más pequeña y simple de puntos que, al repetirse en las tres dimensiones, genera toda el cristal se llama celda unidad. Así, se puede considerar que un cristal está formado por una combinación de celdas unidades, donde las celdas vecinas comparten caras, aristas o vértices. Figura2.- Una red de puntos en la que se muestra la celda unidad con trazos gruesos. Considerando las combinaciones posibles de las distancias (a, b, c) entre los puntos de la red y los ángulos (α, β, γ) se generan siete tipos diferentes de celda unidad. Las más sencillas son las celdas cúbicas donde a = b = c y α = β = γ =90º. Existen tres tipos diferentes de celdas cúbicas: cúbica simple, cúbica centrada en las caras y cúbica centrada en el cuerpo. 4 La celda unidad de la estructura cúbica simple tiene ocho átomos situados en el vértice de un cubo. Esta estructura se encuentra pocas veces en la naturaleza, ya que es inestable porque contiene una cantidad relativamente grande de espacio vacío. Sólo esta ocupado por los átomos un poca más del de la mitad del volumen total, mientras que el resto del espacio son huecos entre los átomos que están en contacto entre si. La celda unidad de la estructura cúbica centrada en el cuerpo (también llamada cúbica centrada en el espacio), es un cubo con átomos en cada vértice y otro en el centro del mismo. En esta celda los átomos están más empaquetados que en la cúbica simple, ya que más de dos tercios del volumen están ocupados por átomos. Todos los metales del grupo 1 y el bario, cristalizan con esta estructura. La celda unidad de la estructura cúbica centrada en las caras o cúbica compacta es un cubo con un átomo en cada vértice y en el centro de cada una de sus caras. En esta estructura los átomos están empaquetados de la forma más compacta posible y casi las tres cuartas partes del volumen total están ocupadas por átomos. Tienen este tipo de celda unidad el calcio y el estroncio del grupo 2 y muchos de los metales de transición. La naturaleza y dimensiones de la celda unidad de un cristal puede determinarse experimentalmente a través de experimentos de difracción de rayos X. De los datos obtenidos pueden conocerse magnitudes importantes como el radio de un metal, distancias y ángulos de enlace, etc. Algunos ejemplos de redes cristalinas α-Fe En condiciones normales de temperatura y presión, el hierro se presenta en una variedad polimórfica denominada hierro-α o α-Fe. Los átomos de Fe en un cristal de α-Fe, se encuentran formando una red cúbica centrada en el cuerpo. Una representación de esta red, se muestra en la figura 3. Figura 3.- Disposición ordenada de los átomos de Fe en un cristal de α-Fe y representación de su celda unidad. LiCl y CsCl Cuando un sólido cristalino está formado por mas de un tipo de átomos, por ejemplo, dos iones como en el LiCl, se suele considerar que el mas grande de ambos (en este caso el anión cloruro) ocupa las posiciones antes descritas en la celda unidad. El ion mas pequeño (en este caso el catión litio) ocupa los huecos que quedan entre los aniones. En la figura 4 se muestra la celda unidad para el LiCl y el CsCl. En la primera los aniones cloruro forman una estructura cúbica compacta y los cationes Li+ se ubican en los huecos. En el CsCl, los cationes Cs+ son demasiado grandes para ubicarse en los huecos de una estructura cúbica compacta por lo que en este caso los cloruros forman una estructura cúbica simple y los cationes Cs+ se ubican en los huecos correspondientes. 5 Figura4.- Celda unidad de LiCl y CsCl. Los iones están representados como esferas. En negro, los cationes. Tipos de sólidos Las estructuras y propiedades físicas de los sólidos cristalinos, como punto de fusión, densidad, dureza, etc. están determinadas por la naturaleza de las partículas que los componen y el tipo de fuerzas que las mantienen unidas. Hay cuatro tipos más comunes de sólidos: - sólidos iónicos - sólidos moleculares - redes covalentes - sólidos metálicos En el cuadro siguiente se resumen algunas de las principales características de cada tipo de sólido. Tipo de partículas individuales Fuerzas entre las partículas Propiedades Ejemplos Molecular átomos o moléculas Fuerzas intermoleculares débiles (Van de Waals, enlaces de hidrógeno) Muy blandos, puntos de fusión bajos, conducción térmica y eléctrica pobre Argón (Ar), metano (CH4), azúcar (C12H22O11), hielo seco (CO2) Red covalente átomos conectados en una red de enlaces covalentes Enlace covalentes Iónico iones positivos y negativos Atracciones electrostáticas Metálico átomos Enlace metálico Tipos de sólido Muy duros, puntos de fusión muy altos, Carbono diamente, conducción térmica y Cuarzo (SiO2) eléctrica pobre Duros y quebradizos, puntos de fusión altos, Sales típicas: NaCl. conducción térmica y CaCO3, MgO, etc. eléctrica pobre al estado sólido De blandos a muy duros, puntos de fusión de bajos a muy Todos los elementos altos, conducción metálicos: Fe, Cu, Al, Ca, etc. térmica y eléctrica excelente, maleables y dúctiles La clasificación de los sólidos en los cuatro tipos mencionados: moleculares, iónicos, metálicos y covalentes, es útil a efectos de sistematización. Sin embargo, la barrera o frontera entre ellos no siempre es fácil de delimitar. Existen sólidos que son difíciles de encajar en esta simple clasificación. Breve comparación entre los distintos tipos de sólidos Las fuerzas de enlace iónico, las del enlace covalente y las del enlace metálico son en general muy fuertes. En contraposición, las fuerzas intermoleculares son relativamente débiles. La eterna pugna entre la agitación térmica, que depende de la temperatura, y las fuerzas de cohesión entre las partículas determinará el estado físico de cualquier sustancia en unas determinadas condiciones de presión y temperatura. En condiciones normales, la debilidad de las fuerzas intermoleculares hace que las sustancias moleculares sean generalmente líquidas o gaseosas a temperatura ambiente, y que haga falta enfriarlas y/o comprimirlas para licuarlas y solidificarlas. Existen notables excepciones; no hay que olvidar que el agua es líquida en condiciones normales a pesar de estar formada por pequeñas moléculas H2O. Ello 6 significa que las fuerzas intermoleculares presentes en el agua no son tan débiles como pueda suponerse. Más adelante se comentará este punto con más extensión. Por el contrario, la intensidad de las fuerzas del enlace iónico, del enlace metálico y del enlace covalente hace que los compuestos iónicos, los metales y aleaciones, así como las redes covalentes sean sólidos en condiciones normales. Por supuesto, existen excepciones: el mercurio es una prueba de ello. Se sabe que la reacción de elementos de alta y parecida electronegatividad conduce a la formación de moléculas relativamente independientes unas de otras (O2, CO, H2O). Las fuerzas de enlace covalente intramoleculares son muy intensas, mientras que las fuerzas intermoleculares son débiles, cosa que asegura la relativa independencia de las moléculas. En general, estos compuestos moleculares son gases o líquidos en condiciones normales. La reacción entre elementos de distinta electronegatividad condice, por lo general, con la formación de iones, debido a la transferencia electrónica desde el átomo más electropositivo al más electronegativo. Las fuerzas de enlace iónico son muy intensas y los compuestos iónicos son sólidos en condiciones normales. Los elementos electropositivos (metales) y las combinaciones entre ellos son generalmente sólidos en condiciones normales. Las fuerzas de enlace metálico son muy intensas. Son los elementos situados en la frontera entre los electropositivos y los electronegativos los que mayor tendencia presentan a la formación de sólidos covalentes. El carbono en el diamante y el silicio en el SiO2 son, entre otros, buenos ejemplos de este comportamiento. 4- CAMBIOS DE ESTADO Los materiales pueden pasar de un estado a otro (cambios de estado) mediante procesos físicos, es decir, transformaciones que no modifican su identidad. Estos cambios de estado reciben diferentes nombres que se esquematizan a continuación: Calor involucrado en los cambios de estado Un cambio de estado de agregación de una sustancia va acompañado por una absorción o pérdida de calor, sin variación de la temperatura del sistema. Por ejemplo, cuando un sólido se transforma en un líquido, el sistema absorbe calor, y ese calor recibe el nombre de calor de fusión. La cantidad de calor absorbida por el sistema cuando el líquido se transforma en vapor se llama calor de vaporización y cuando la transformación es directa desde el sólido al vapor, el calor involucrado se llama calor de sublimación. La cantidad de calor absorbida para transformar un mol de líquido en vapor, a presión constante y a una temperatura dada, se llama entalpía molar de vaporización y se simboliza ∆Hvap. De la misma manera, pueden definirse las entalpías molares para los distintos cambios de estado. En la vaporización de un líquido se deben romper uniones intermoleculares para pasar de un estado donde las moléculas están próximas entre sí, a otro donde están muy separadas y sin posibilidad de interactuar. Es decir, se deben vencer las fuerzas de atracción intermoleculares existentes en el estado líquido. La energía requerida para este proceso está cuantitativamente medida por el calor de vaporización. Un razonamiento similar nos permite comprender que la fusión o la sublimación también involucran absorción de calor. Esta absorción o liberación de energía involucrada en los cambios de estado no va acompañada por una variación de la temperatura. Esto de debe a que durante un cambio de estado, el calor que una sustancia recibe del medio ambiente, es utilizado para aumentar la energía de sus moléculas y vencer las fuerzas de atracción con sus vecinas y no para aumentar la temperatura del sistema. 7 Equilibrio líquido-vapor Todo líquido se evapora a cualquier temperatura. Siempre existen moléculas de la superficie de la masa líquida con la energía cinética suficiente para vencer las fuerzas intermoleculares y pasar al estado gaseoso. Un líquido confinado en un recipiente vacío y cerrado (sin llenarlo por completo), se evapora hasta que el gas producido, que ocupa todo el espacio disponible, ejerce una presión que se mantiene constante si la temperatura no cambia. Esta presión de las moléculas en fase vapor se denomina presión de vapor del líquido a la temperatura del experimento. La presión de vapor es independiente de la masa del líquido y sólo es función de la naturaleza del líquido y la temperatura. La presión de vapor de un líquido siempre aumenta al aumentar la temperatura. (ver figura 1) Figura1.- Distribución de las energías cinéticas de las moléculas de un líquido a diferentes temperaturas. A temperatura más baja, una fracción más pequeña de moléculas poseen la energía cinética necesaria para escapar del líquido, de modo que la presión de vapor es menor. A una temperatura determinada las presiones de vapor de líquidos diferentes difieren porque las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas las moléculas del líquido, son diferentes. Los líquidos que se vaporizan fácilmente se llaman volátiles y poseen presiones de vapor relativamente altas. En la siguiente tabla se indica la presión de vapor de algunos líquidos (en mm Hg) a distintas temperaturas. agua benceno metanol éter etílico 0ºC 4.6 27.1 29.7 185 25ºC 23.8 94.4 122 470 50ºC 92.5 271 404 1325 75ºC 300 644 1126 2680 100ºC 760 1360 El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión externa. En otras palabras, un líquido contenido en un recipiente abierto hierve cuando su presión de vapor se hace igual a la presión atmosférica exterior. El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a 1 atm (760 torr , 760 mm Hg). Si observamos la tabla anterior podemos ver que la presión de vapor del agua es 760 torr a 100ºC, por lo que el punto de ebullición normal del agua es 100ºC. Equilibrio sólido-vapor Los sólidos también experimentan evaporación y por consiguiente también poseen una presión de vapor aunque sus valores de presión de vapor son, en general, mucho menores que los de los líquidos. Las fuerzas intermoleculares en los sólidos son mayores que en los líquidos por lo tanto la proporción de moléculas que tienen la energía cinética suficiente para romper dichas fuerzas y pasar a la fase gaseosa, es menor en los primeros. Al igual que en los líquidos, la presión de vapor de los sólidos, depende de la estructura del material y de la temperatura. En la tabla siguiente se muestra la influencia de la estructura en la presión de vapor de un sólido. Sustancia C (diamante) KCl I2 Presión de vapor (mmHg) 10 10 10 Temperatura (°C) 3946 968 73 El naftaleno (naftalina), sustancia que se utiliza para combatir la polilla, tiene una presión de vapor bastante alta para un sólido (1 mmHg a 53°C) y por ello percibimos su olor característico al abrir un recipiente que lo contiene. Además, si dejamos naftalina al aire libre, después de un cierto tiempo, vemos que el sólido ha desaparecido. 8 Si la presión de vapor de un sólido alcanza el valor de la presión atmosférica (externa) a una temperatura menor a la de fusión del sólido, se produce su sublimación. Dicha temperatura es el punto de sublimación o punto de sublimación normal si la presión es 1 atm. Equilibrio líquido-sólido El punto de fusión de un sólido es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en equilibrio. En otras palabras, es la temperatura a la cual las velocidades de los procesos de fusión y de solidificación son iguales. Para una sustancia pura, el punto de fusión, y el punto de solidificación o congelación coinciden. Los puntos de fusión se miden en general en recipientes abiertos a la presión de una atmósfera. Este material ha sido preparado por la Prof. Beatríz Sienra, Q.F. Lucía Otero y Q.F. Inés Viera, Cátedra de Química Inorgánica, Facultad de Química, abril de 2004. 9
