Estados Físicos de la Materia Química general y orgánica 1 Estados Físicos de la Materia: gases, líquidos y sólidos Gases Diariamente podemos decir que nos encontramos rodeados por una atmósfera que se compone de una mezcla de gases a la que normalmente denominamos AIRE. Dicho aire lo utilizamos para respirar absorbiendo Oxígeno, el cual permite mantener la vida humana Además tenemos otros gases como el Cloro, el que se usa para poder purificar el agua. El dióxido de carbono y el metano se encuentran en los gases de invernadero, los cuales intervienen en el calentamiento global. Característica de los Gases El aire consiste en oxigeno y nitrógeno como gases principales (21% y 78% respectivamente). Además tenemos también presente otros gases como ser: Hidrógeno, Flúor, Cloro y los llamados gases nobles: helio, Neón, Argón, Kriptón, y Xenón. Aquellas sustancias que son líquidas o sólidas en condiciones ordinarias por lo general pueden existir en el estado gaseoso; muchas veces se los llama vapores Se hiciéramos una comparación entre un gas un sólido y un líquido veríamos que existen diferencias significati vas. Por ejemplo, el gas se expande en forma espontánea hasta llenar su recipiente, pero, el volumen de un gas es el recipiente en que se lo contiene. Los gases también son muy compresibles, es decir cuando se le aplica presión a un gas, su volumen disminuye fácilmente. En cambio los líquidos y los sólidos no se expanden para llenar sus recipientes, y tampoco son compresibles. Los gases forman mezclas homogéneas unos con otros sin importar las identidades ni las proporciones relativas de los gases componentes Además, las propiedades características de los gases se deben a que las moléculas individuales están relativamente alejadas unas de otras. 2 Concepto de presión atmosférica Debido a la gravedad de la tierra, nuestra atmósfera se encuentra ejerciendo una fuerza hacia abajo y debido a esto una presión sobre la superficie terrestre. La fuerza F ejercida por cualquier objeto, es el producto de su masa, m, por su aceleración, a; es decir que: F = m. a La mencionada gravedad produce una aceleración de 9.8 m/ seg2. La unidad en el Sistema Internacional para la presión es el N/m2, al que se le designó el nombre de Pascal (Pa) Vemos que la presión atmosférica en el nivel del mar es de 100 KPa. Dicha presión atmosférica se la puede medir por medio de un barómetro de mercurio. La presión atmosférica estándar, es decir aquella que corresponde a la presión normal en el nivel del mar, es la presión suficiente para soportar una columna de mercurio de 760 mm de altura. Leyes de los gases Para poder llegar a definir la condición física de un gas o su estado, es necesario contar con cuatro variables principales, a saber: temperatura Y, presión P, volumen V, y la cantidad de gas que se la suele expresar como el número de moles, n. Ley de Boyle: La relación Presión –Volumen: Si redujéramos la presión sobre un globo, veríamos que el mismo se expande. Éste es el motivo por el cual los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmósfera. De allí que el científico británico Robert Boyle, de acuerdo a sus experiencias con gases, pudo llegar a determinar que el volumen de una cantidad determinada de un gas que se mantiene a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión. Lo expresado se lo puede resumir así: P x V = constante. El valor de la constante depende de la temperatura y de la cantidad de gas que se encuentre en la muestra. A continuación veremos la gráfica que se obtiene para una cantidad determinada de gas a una temperatura fija. 3 En el gráfico anterior, la figura (a) representa la curva de volumen vs. Presión, mientras que la curva (b) representa el volumen vs. 1/P. Ley de Charles. Relación Temperatura –Volumen Si observamos un globo de aire caliente, vamos a ver que el mismo se eleva porque el aire se expande cuando el mismo se calienta. El aire caliente que se encuentra dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno a la misma presión. La diferencia de densidad hace que el globo ascienda. La relación que existe entre el volumen de un gas y de su temperatura fue oportunamente descubierta por el científico Jacques Charles, quien observó que el volumen de una cantidad fija de un gas a presión constante aumenta de forma lineal con la temperatura. Si observamos los datos representativos que se obtiene a graficar Volumen vs. Temperatura, vamos a ver que la línea extrapolada va a pasar cuando la misma se la extienda a la temperatura -273ºC. Al ver esto podríamos decir que el gas tendrá un volumen de cero a esa temperatura. Debido a esto, un científico británico propuso una escala de temperatura absoluta, conocida ahora como escala Kelvin (K). En esta escala, 0 K, que se denomina cero absoluto, equivale a -273,15ºC. La ley de Charles expresa que el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Es decir que: 4 El gráfico siguiente explica la evolución del volumen de un gas en un recipiente cerrado en función de la temperatura presión constante. Como dijimos, la línea interrumpida es una extrapolación a temperaturas en las que la sustancia ya no es gaseosa. Ley de Avogadro. Relación cantidad – Volumen: Si al globo que mencionamos le agregamos gas, vamos a ver que el mismo se expande, es decir que el volumen de un gas depende no sólo de la presión y de la temperatura, sino también de la cantidad de gas. Los científicos GayLussac y Avogadro estudiaron la relación entre la cantidad de un gas y de su volumen. Ellos dedujeron la Ley de Combinación de volúmenes, la que establece que a una presión y temperaturas dadas, los volúmenes de gas que reaccionan entre sí están en proporciones de números enteros pequeños. En la figura siguiente vamos a observar en forma experimental la experiencia de Gay – Lussac de la combinación de volúmenes de gases. 5 A continuación vamos a comparar varios gases que poseen el mismo volumen, temperatura y presión y por ende contienen el mismo número de moléculas. Podemos observar que las masas de los gases contenidas en los tres recipientes son distintas. En base a esta experiencia se estableció la Hipótesis de Avogadro, la cual establece que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen números iguales de moléculas. A partir de esta Hipótesis se generó la Ley de Avogadro, que es una consecuencia de la anterior, y que establece que el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al número de moles del gas. Es decir, V = constante x n 6 Ecuación de un gas ideal Anteriormente estuvimos estudiando tres leyes de gases, que resumimos de la siguiente manera: Ley de Boyle: V α 1 _______________ P (constante n T) Ley de Charles: Vα T (constante n, P) Ley de Avogadro: V α n (constante P , T) (el signo α indica que “es proporcional a”) Ahora si combinamos estas tres relaciones obtendremos una ley de gases más general: V α nT _____________ P Si llamamos ahora a “R” a la constante de proporcionalidad, obtendremos: V=R n T P Y al reacomodar la ecuación tendremos: PV=nRT Esta ecuación es denominada ecuación del gas ideal. En la misma, el término “R” en la ecuación Gral. de los gases se denomina Constante de los Gases. El valor y las unidades de “R” van a depender de las unidades de P, V, T y de “n”. El valor de la temperatura debe estar expresada en temperatura absoluta, es decir, expresada en ºK. Cuando se vaya a resolver problemas con la ecuación del gas ideal, las unidades de P,V, n y de T deben concordar con las unidades de la constante de los gases. Para fines prácticos usaremos el valor de “R” en 0.08206 L x Atm /mol x K. Cuando las condiciones de temperatura es de 0ºC y la presión de 1 atm se dice que nos encontramos en condición estándar de temperatura y de presión. 7 Mezcla de Gases. Concepto de presión parcial Hasta aquí se ha estudiado sólo el comportamiento de gases netamente puros, es decir aquellos que contienen una sola sustancia en el estado gaseoso. Pero el científico John Dalton pudo observar que la presión total de una determinada mezcla de gases es igual a la suma que cada gas ejercería si estuviera presente solo. Esa presión que cada uno de los componentes de la mezcla gaseosa ejerce se denomina presión parcial de ese gas, y el estudio realizado por Dalton se lo conoce como Ley de las Presiones Parciales. En otras palabras, si Pt es la presión total del sistema gaseoso y P1, P2 , P3 ,etc. son cada una de las presiones parciales de los gases de la mezcla, la ecuación de Dalton puede ser escrita como : Pt =P1 + P2 + P3 +…………………… Es decir que el comportamiento de cada uno de los gases en la mezcla es independiente del de los demás. Observemos que le ocurre a cada uno de los gases en la mezcla gaseosa: Dado que todos los gases experimentan la misma temperatura y volumen, tendremos sustituyendo cada una de las ecuaciones anteriores en la expresión de Pt : Con esto podemos llegar a concluir que la presión total a temperatura y volumen constantes está determinada por el número total de moles de cada uno de los gases presentes, sin tener en cuenta que dicho total representa una sola sustancia o a una mezcla. Líquidos Propiedades generales 8 Antes de empezar a ver las propiedades de los líquidos es interesante poder hablar de las fuerzas intermoleculares, es decir, la fuerza que mantiene unidas a las moléculas. En el caso de los líquidos podemos decir que las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas son lo bastante fuertes como para hacerlo, por lo tanto, los líquidos son mucho más densos y mucho menos compresibles que los gases. Además los líquidos poseen un volumen definido independiente del tamaño y de la forma del recipiente. Los líquidos, al igual que los sólidos no son muy compresibles, ya que las moléculas no poseen mucho espacio libre entre ellas. Lo ideal es poder comparar los tres estados de la materia y sacar conclusiones: Fuerzas Intermoleculares: Interacciones dipolares. Enlaces de hidrógeno. Fuerzas de dispersión. 9 Muchas de las propiedades de los líquidos reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares, como por ejemplo en el punto de ebulliciones, es decir que cuando un líquido hierve, las burbujas de su vapor se forman dentro del líquido. Las moléculas del líquido deben vencer sus fuerzas de atracción para separarse y formar un vapor. Cuanto más intensas son las fuerzas de atracción más alta es la temperatura a la que el líquido hierve. Se puede decir que existen tres tipos de fuerzas de atracción intermoleculares: las fuerzas dipolo dipolo, las fuerzas de dispersión de London y las fuerzas de van der Waals. Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre un ión y la carga parcial de un extremo de una molécula polar. Se puede decir que las moléculas polares son dipolos, ya que poseen un extremo positivo y uno negativo, en donde los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo. Las fuerzas de dispersión de London 10 En la figura anterior podemos observar claramente que el extremo negativo de la molécula polar está orientado hacia un catión (a), y el extremo positivo hacia un anión (b). La magnitud de la atracción aumenta al incrementarse la carga del ión o la magnitud del momento dipolar. Existe entonces una fuerza dipolo-dipolo entre moléculas neutras planas. Las moléculas se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de la otra, como se puede observar en la figura anterior. También vemos que las moléculas están a veces en orientaciones que son atractivas y a veces en orientaciones que son repulsivas, entonces llegamos a una conclusión que en moléculas con masas y con tamaños aproximadamente iguales, la intensidad de las atracciones intermoleculares aumenta al incrementar la polaridad. A veces nos preguntamos qué tipo de fuerzas pueden existir entre los átomos o moléculas no polares. Obviamente resulta imposible que existan fuerzas dipolo-dipolo cuando las partículas son no polares. Oportunamente el científico Fritz London encontró que el movimiento de los electrones en un átomo o molécula puede generar un momento dipolar instantáneo. Podemos decir si pudiéramos congelar el movimiento de los electrones de un átomo de helio en un instante determinado, se podría observar que los electrones podrían estar en el mismo lado del núcleo. En ese momento decimos que el átomo tendría un momento dipolar instantáneo. Debido a que los electrones se repelen, los movimientos de los electrones de un átomo influyen en los movimientos de los electrones de los átomos cercanos. De esta forma, el dipolo terminal de un átomo puede llegar a inducir un dipolo que es similar en un átomo adyacente y hacer que los átomos de esta manera se atraigan. Este tipo e interacción atractiva se la llama Fuerza de dispersión de London. Este tipo de fuerzas sólo es significativo cuando las moléculas se encuentran unas muy cerca de las otras. En la figura anterior se puede observar dos representaciones que muestran los dipolos instantáneos en dos átomos de helio adyacentes, indicando de esa manera la atracción electrostática. 11 Si nos tenemos que referir a los puentes de hidrógeno diremos que son un tipo de fuerzas especiales de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (en especial en el enlace H – F, H- O o H-N) y un par de electrones no compartidos en un ión o átomo electronegativo cercano (normalmente un átomo de F, O o N de otra molécula). Un ejemplo lo podemos tener en la molécula de agua en donde las fuerzas de atracción entre las moléculas son anormalmente intensas, eso genera que el agua posea un punto de fusión alto, calor específico alto, y calor de vaporización alto. Un ejemplo claro lo tenemos en la molécula de agua, según se indica en la figura anterior. Las líneas continuas representan a los enlaces covalentes; mientras que las líneas punteadas de color rojo representan a los puentes de hidrógeno. Según podemos observar, el átomo de hidrógeno no posee electrones internos, y el lado positivo del dipolo de enlace posee la carga concentrada del protón casi desnudo del núcleo de hidrógeno. Esta carga positiva es atraída hacia la carga negativa de un átomo electronegativo de una molécula cercana. Si pudiéramos comparar las energías de los puentes de hidrógeno, veremos que los mismos varían de unos 4 kJ/ mol hasta cerca de los 25 kJ/ mol; por lo tanto son muchos más débiles que los enlaces químicos normales. Si pudiéramos ver dos moléculas de agua unidas por puente hidrógeno, veríamos la siguiente figura en donde las distancias que se muestran son las que se observan en hielo (b). La figura (a) indica el puente hidrógeno entre dos moléculas. Podemos ver que cada átomo de hidrógeno de una molécula de agua está orientado hacia un par de electrones no enlazante de una molécula de agua adyacente. 12 Evaporación Según sabemos, las moléculas de un líquido no se encuentran fijas en una retícula rígida. Aunque sabemos que carecen de libertad total de movimiento de las moléculas gaseosas, se encuentran en continuo movimiento. Como los líquidos son más densos que los gases, la rapidez con la que se efectúan las colisiones o choques entre las moléculas es mucho mayor en la fase líquida que en la fase gaseosa. Pero, cuando las moléculas de líquido poseen energía suficiente para poder escapar hacia la superficie, ocurre lo que se denomina un cambio de fase o de estado, denominado Evaporación o vaporización, es decir un proceso en el cual un líquido se transforma en un gas. Si observamos los dos gráficos anteriores podríamos ver que se indican la distribución de la energía cinética de las moléculas de un líquido a dos 13 temperaturas diferentes. De allí deducimos que cuanto mayor es la temperatura mayor es la energía cinética de las moléculas, y de esa manera más rápido dejan la fase líquida. A temperatura más alta la curva se aplana. Las áreas sombreadas de rojo representan el número de moléculas que poseen energía cinética igual o mayor que cierta energía cinética E1. Punto de Ebullición Podemos decir que un líquido va a hervir cuando su presión de vapor es igual a la presión externa que actúa sobre la superficie del líquido; allí empiezan a aparecer burbujas de vapor en el interior del líquido. La temperatura de ebullición aumenta al elevarse la presión externa. Cuando el valor de dicha presión es de 1 atm a esa temperatura de ebullición la denominamos punto de ebullición normal. Como se puede observar en el gráfico siguiente el punto de ebullición normal del agua es de 100 ºC, como también se puede observar el punto de ebullición de otros líquidos, como ser el alcohol etílico y el éter dietílico. Hay que tener en cuenta que en dicha temperatura la presión de vapor debe ser de 760 mm de Hg. 14 Presión de Vapor Cuando un líquido se evapora, vemos que sus moléculas gaseosas ejercen una presión de vapor. Durante la evaporación, según vimos anteriormente, las moléculas de líquido se desplazan desde el líquido hacia el espacio vacío. En cuanto las moléculas dejan el líquido, se establece una fase de vapor y en cuanto hay un aumento de la concentración de las moléculas en esa fase vapor, se condensan, retornando a la fase líquida. Hay un momento en que se produce un estado de equilibrio dinámico, es decir cuando la velocidad del proceso en un sentido está exactamente balanceada por la velocidad del proceso inverso. La presión de vapor de equilibrio es la presión de vapor medida cuando hay un equilibrio dinámico entre la condensación y la evaporación. Sólidos Propiedades Generales Cuando nos referimos a los sólidos podemos considerar que las fuerzas intermoleculares son lo bastante intensas no sólo para poder mantener muy juntas a las moléculas, sino para poder fijarlas en su lugar. Por ello, los sólidos al igual que los líquidos, no son muy compresibles, dado que sus moléculas no poseen mucho espacio libre entre ellas. A los sólidos que poseen estructuras muy ordenadas se los clasifican como cristalinos. Debido a que las partículas de un sólido no se encuentran en libertad de tener movimientos de largo alcance, los sólidos son rígidos. Cuando nos referimos a los líquidos en el ítem 52, se efectuó un cuadro comparativo entre los tres estados de la materia entre los que figuran los sólidos. Fusión y Sublimación Cuando se produce un cambio de estado sea cual fuere el mismo, va acompañado por un cambio en la energía del sistema. Siempre que un cambio de fase o de estado implica pasar a un estado menos ordenado, en necesario entregar cierta energía para poder vencer las fuerzas intermoleculares. Así para fundir un sólido se necesita de cierta energía, dado que hay que vencer las fuerzas de atracción que mantienen unidas en ciertas posiciones fijas dentro del sólido para formar el líquido. 15 El proceso en el cual un sólido se convierte en un líquido se denomina fusión, por lo tanto el cambio de entalpía asociado a la fusión de un sólido se llama calor de fusión. La sublimación requiere también de cierta cantidad de energía. ¿Por qué los lagos se congelan desde la superficie hasta el fondo? Vamos a considerar qué es lo que le sucede a un lago cuando hay cambios de temperatura sobre la superficie del agua dulce del mismo en un clima frío. A medida que la temperatura del agua cercana a la superficie desciende, su densidad aumenta. El agua que se encuentra más fría entonces se hunde hacia el fondo del lago, mientras que el agua que esta más tibia, la que es menos densa, sube a la superficie. Este movimiento normal de convección continúa hasta que la temperatura en toda el agua alcanza 4ºC. Por debajo de esta temperatura, la densidad del agua empieza a descender, con la disminución de la temperatura, de manera que ya no se va hacia el fondo del lago. Con un mayor enfriamiento, el agua de la superficie empieza a congelarse. La capa de hielo que se forma no se hunde debido a que es menos densa que el agua líquida, incluso actúa como un aislante térmico para el agua que se encuentra por debajo de ella. Si el hielo fuera más pesado se hundiría hasta el fondo del lago y finalmente el agua congelaría en forma ascendente. La mayoría de los organismos que habitan en el agua no sobrevirían y se congelarían. El agua de los lagos no se congela desde el 16 fondo hacia la superficie; esta propiedad del agua hace posible que se efectúe la pesca deportiva en el hielo. 17 Bibliografia Básica Brown, T. L., & LeMay, H. E. (2013). Química: la ciencia central. Mexico: Pearson. Chang, R. (2011). Principios esenciales de química general (4a. ed.). España: McGraw-Hill. 18
