ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

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ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA I.

INTRODUCCION

La forma en que las partículas que constituyen una sustancia se reúnen o agregan determina una buena parte de las propiedades físicas y, entre ellas, su estado sólido, líquido o gaseoso. Las leyes que rigen el comportamiento de la materia en la escala ordinaria de observación pueden ser explicadas a partir de teorías que hacen referencia a las interacciones entre sus componentes elementales. Sometida a condiciones extremas, la materia puede pasar a estados físicos muy especiales; tal es el caso del plasma y de la materia constitutiva de las estrellas de neutrones. La materia se presenta esencialmente, en nuestro planeta, bajo tres formas o estados de agregación diferentes: el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso. Cada uno de estos tres estados presenta unas propiedades directamente observables que le son características. Así los sólidos poseen una forma y volumen propios; los líquidos, por su parte, aunque adoptan la forma del recipiente que los contiene, poseen un volumen propio que se mantiene prácticamente constante aun en el caso de ser sometidos a presiones exteriores considerables. Los gases, sin embargo, adoptan la forma del recipiente y además ocupan todo su volumen interior. A lo largo de la historia, filósofos y científicos han profundizado en el estudio de los diferentes estados de la materia y las aportaciones en este tema, han contribuido, de manera decisiva, al desarrollo de otros campos de la ciencia y de la técnica. Así, el estudio de los gases sirvió de base para establecer los fundamentos de la química; el conocimiento de la dilatación de los líquidos hizo progresar el estudio de los fenómenos caloríficos; y, más recientemente, la física del estado sólido no sólo ha permitido poner a prueba la mecánica cuántica como teoría física, sino que a la vez ha abierto perspectivas de aplicación en el terreno de la electrónica y de los nuevos materiales, que son, en buena parte, el fundamento del actual progreso tecnológico.

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II.

PROPIEDADES DE LOS ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA

1. Propiedades generales de la materia La materia es todo aquello que tiene masa y volumen. La masa se define como la cantidad de materia de un cuerpo se mide en kg. El volumen se define como el espacio que ocupa un cuerpo se mide en m3 Los sólidos, los líquidos y los gases son materia todos ellos tienen masa y ocupan un volumen. 2. Propiedades específicas de la materia Son las que permiten diferenciar distintos tipos de materia. Los distintos tipos de materia se denominan sustancias, o materiales cuando se utilizan para construir objetos. 3.

teoría cinética molecular (Estructura Interna)

Según la teoría cinética: La materia es discontinua: está formada por pequeñas partículas entre las cuales hay grandes espacios. Estas partículas están en continuo movimiento. La velocidad (y, por lo tanto, la energía cinética) de las partículas aumenta al aumentar la temperatura. La temperatura a la cual todas las partículas están quietas se conoce como “cero absoluto de temperatura” y es de -273 °C. El cero absoluto es el cero de la escala Kelvin. Para transformar una temperatura en grados centígrados a Kelvin o viceversa hay que sumar o restar 273 respectivamente. La materia se puede presentar en tres estados posibles: sólido, líquido y gaseoso.

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a. En un sólido: Las partículas se encuentran muy próximas y en posiciones fijas. La movilidad es escasa: las partículas sólo pueden vibrar. Como consecuencia de esto, los sólidos: Tienen forma propia. No se pueden comprimir, su volumen es constante, aunque se dilatan ligeramente al calentarlos. La dilatación se produce porque al aplicar calor las partículas adquieren una mayor movilidad y se separan, provocando un aumento del volumen. En la contracción ocurre lo contrario, es decir, las partículas se enfrían, por lo que tienen menor agitación, uniéndose o aproximándose las unas a las otras, lo que provoca una disminución del volumen. b. En un líquido: Las partículas se encuentran próximas, pero sus posiciones no son fijas. La movilidad es mayor: las partículas pueden vibrar y desplazarse unas respecto a otras pero sin perder el contacto. Como consecuencia de esto, los líquidos: Se adaptan a la forma del recipiente que los contiene. No se pueden comprimir, su volumen es constante, aunque al calentarlos se dilatan algo más que los sólidos. c. En un gas: Las partículas se encuentran muy separadas y sus posiciones no son fijas. La movilidad es muy grande: las partículas pueden vibrar y trasladarse unas respecto a otras. Como consecuencia de esto, los gases: Se adaptan a la forma y al volumen del recipiente que los contiene. Se pueden comprimir, su volumen no es constante. Al calentarlos se dilatan más que los sólidos y los líquidos.

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4.

Cambios de estado

Son las transformaciones en las que la materia pasa de un estado a otro.

Sólido

Líquido

Gas

Hacia la derecha las trasformaciones implican un incremento de la energía cinética de las moléculas (las moléculas se mueven más deprisa). Para producir estos cambios hay que suministrar energía. Hacia la izquierda las trasformaciones implican un descenso de la energía cinética de las moléculas (las moléculas se mueven más despacio). Se denominan cambios regresivos. Al producirse estos cambios se desprende energía. La energía que se absorbe o desprende, por unidad de masa, en los cambios de estado se denomina calor latente. El calor latente se suele expresar en J/kg y expresa la cantidad de energía (en julios) que hay que suministrar o que se desprende en el cambio de estado de un kilogramo de materia.

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5. Curvas de calentamiento y enfriamiento Son gráficas que representan la variación de temperatura con el tiempo al calentar o enfriar una sustancia. Estas curvas reflejan que mientras se produce un cambio de estado la temperatura no varía. Esto se debe a que toda la energía se destina a provocar el cambio de estado. En los cambios de estado se consume o desprende mucha energía (calor latente de cambio de estado), mucha más de la que se emplea o desprende al calentar o enfriar la sustancia sin que se produzca un cambio de estado (calor específico). El calor específico de una sustancia es la cantidad de energía que hay que suministrar a un gramo de esa sustancia para elevar un grado centígrado su temperatura.

6. Efecto de la presión sobre las temperaturas de cambio de estado Si la presión se mantiene constante, la temperatura de cambio de estado de una sustancia determinada es constante. Estas temperaturas de cambio de estado se conocen como punto de fusión, punto de congelación, punto de ebullición o punto de condensación, según cuál sea el cambio de estado que se produce.

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Salvo contadas excepciones, entre las cuales está el caso del agua, un aumento de la presión implica una elevación de la temperatura de fusión/congelación y de ebullición/condensación. De igual manera, un descenso de la presión implica un descenso de la temperatura de cambio de estado. ¿Eres capaz de explicar este efecto de la presión sobre la temperatura a la que se produce un cambio de estado aplicando los principios de la teoría cinética molecular? Al aumentar la presión las partículas tienen mayor dificultad para adquirir mayor movilidad y para distanciarse unas de otras. Al disminuir la presión ocurre lo contrario.

7. Diagrama de fases Se denomina diagrama de fase a la representación gráfica de las 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. Cada sustancia pura tiene sus propios diagramas de fases, dependiendo estas de la temperatura y la presión.

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Los diagramas de fase más sencillos son los de presión - temperatura de una sustancia pura, como puede ser el del 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; Entre una fase sólida y una fase líquida: fusión - solidificación; Entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación - deposición (o sublimación inversa); Entre una fase líquida y una fase vapor: vaporización - condensación (o licuefacción). 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 presión y temperatura en valores alrededor del punto crítico se producen reacciones que pueden tener interés industrial, como por ejemplo las utilizadas para obtener café descafeinado. Es preciso anotar que, en el diagrama PV del agua, la línea que separa los estados líquido y sólido tiene pendiente negativa, lo cual es algo bastante inusual. Esto quiere decir que aumentando la presión el hielo se funde, y también que la fase sólida tiene menor densidad que la fase líquida.

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III.

ESTADO LÍQUIDO

1. Definición: Los líquidos están formados por sustancias en un estado de la materia intermedio entre 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. Las moléculas en el estado líquido ocupan posiciones al azar que varían con el tiempo. Las distancias intermoleculares son constantes dentro de un estrecho margen. 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). Los líquidos presentan tensión superficial y capilaridad, generalmente se dilatan cuando se incrementa su temperatura y pierden volumen cuando se enfrían, aunque sometidos a compresión su volumen es muy poco variable a diferencia de lo que sucede con otros fluidos como los gases. Los objetos inmersos en algún líquido son sujetos a un fenómeno conocido como flotabilidad.

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2. Propiedades a nivel Molecular: Entre sus moléculas existen un equilibrio entre las fuerzas de repulsión (fr) y las fuerzas de cohesión (fc):

Fr=fc

Poseen gran movimiento molecular: vibración y deslizamiento, por lo que poseen desorden molecular Presentan un orden molecular de corto alcance La energía cinética molecular media depende de la temperatura en forma directamente proporcional. La entropía (grado de desorden molecular) es menor que en un gas y mayor que en un sólido. 3. Propiedades a nivel macroscópico: Los líquidos poseen volumen definido y forma variable. Son isotrópicas, puesto que las propiedades físicas (mecánicas, eléctricas, ópticas, etc.) es igual en cualquier dirección en que se midan. Es un estado intermedio entre un sólido cristalino y un gas. La compresibilidad es extremadamente pequeña, porque existen espacios muy pequeños entre sus moléculas. Con fines técnicos o prácticos se consideran incompresibles. El proceso de vaporización (Paso de líquido a vapor) es mucho más fácil que el proceso de sublimación (paso de solido a vapor) de los sólidos. Los líquidos posen fluidez, es decir, fluyen debido a una diferencia de presiones, lo que demuestra una gran movilidad de sus moléculas, por lo tanto, se les llama fluidos, al igual que los gases.

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4. Propiedades intensivas de los líquidos: a. Presión de vapor de un líquido ( Pv): Es la máxima presión que ejerce el vapor de un líquido a cierta temperatura Esta presión se origina debido al choque incesante de las moléculas en fase de vapor contra las paredes del recipiente que lo contiene. Este fenómeno también lo presentan los sólidos; cuando un sólido pasa al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido (proceso denominado sublimación o el proceso inverso llamado deposicitación o sublimación inversa) también hablamos de presión de vapor. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado. Esta propiedad posee una relación inversamente proporcional con las fuerzas de atracción intermoleculares, debido a que cuanto mayor sea el módulo de las mismas, mayor deberá ser la cantidad de energía entregada (ya sea en forma de calor u otra manifestación) para vencerlas y producir el cambio de estado. Imaginemos una burbuja de cristal en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a una temperatura constante; si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior éste se evaporará rápidamente al principio hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases. Inicialmente sólo se produce la evaporación ya que no hay vapor; sin embargo a medida que la cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión en el interior de la ampolla, se va incrementando también la velocidad de condensación, hasta que transcurrido un cierto tiempo ambas velocidades se igualan. Llegados a este punto se habrá alcanzado la presión máxima posible en la ampolla (presión de vapor o de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura. El equilibrio dinámico se alcanzará más rápidamente cuanto mayor sea la superficie de contacto entre el líquido y el vapor, pues así se favorece la evaporación del líquido; del mismo modo que un charco de agua extenso pero de poca profundidad se seca más rápido que uno más pequeño pero de mayor profundidad que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos para igual presión.

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El factor más importante que determina el valor de la presión de saturación es la propia naturaleza del líquido, encontrándose que en general entre líquidos de naturaleza similar, la presión de vapor a una temperatura dada es tanto menor cuanto mayor es el peso molecular del líquido. Por ejemplo, el aire al nivel del mar saturado con vapor de agua a 20ºC, tiene una presión parcial de 23 mbar de agua y alrededor de 780 mbar de nitrógeno, 210 mbar de oxígeno y 9 mbar de argón.

Presión de vapor de agua

La figura muestra que la relación entre la presión de vapor y la temperatura no es lineal. La presión del vapor se incrementa más rápidamente que la temperatura del sistema.

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Instrumentos para medir la presión de vapor de los líquidos En los osmómetros de presión de vapor se mide el descenso de presión de vapor que experimenta una solución respecto al solvente puesto a la misma temperatura. La medición de este descenso se efectúa por el método higrométrico, en el que se inyecta una muestra de 10 μl (0,010 ml) sobre un disco de papel en un portamuestras, para luego insertarlo en el instrumento y se cierra la cámara de muestras. El cierre inicia la secuencia de medición automática. El elemento de detección es un higrómetro de termopar de hilo fino que se suspende en un soporte de metal que cuando se junta con el portamuestras forma una pequeña cámara que cierra la muestra. A medida que se equilibra la presión de vapor en el aire dentro de la cámara, el termopar detecta la temperatura ambiente, estableciendo el punto de referencia para la medición. Bajo control electrónico, el termopar busca entonces la temperatura del punto de rocío dentro del espacio cerrado, dando una señal proporcional al diferencial de temperatura. La diferencia entre la temperatura ambiente y la temperatura del punto de rocío es la depresión de temperatura del punto de rocío que es función explícita de la presión de vapor de la solución. La depresión de temperatura del punto de rocío se mide con resoluciones menores que 0001 º C. El ciclo de medición, controlado por microprocesador, dura alrededor de un minuto.

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El isoteniscopio Manómetro

b. Características los líquidos por su evaporación: Los líquidos que se evaporan fácilmente a temperatura ambiental se llaman volátiles, se caracterizan por poseer alta presión de vapor y baja entalpia de vaporización, ya que sus enlaces intermoleculares son muy débiles. Los líquidos que poseen baja presión de vapor y alta entalpía de evaporación son no volátiles. c. Calor molar de vaporización o entalpia de vaporización (

Hv):

Es la cantidad de calor necesaria para vaporizar 1 mol-g de un liquido en su punto de ebullición a presión constante. d. Calor latente de vaporización: Es la cantidad de calor necesario para vaporizar completamente un Kg de un líquido, en su temperatura de ebullición.

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e. Temperatura de ebullición (Teb): Es la temperatura al cual hierve un líquido, se da cuando su presión de vapor es igual a la presión externa aplicada sobre su superficie libre. Si la vaporización ocurre solo en la superficie libre se llama evaporación y si lo hace en toda su masa se llama ebullición. La ebullición es el proceso físico en el que un líquido pasa a estado gaseoso. Se realiza cuando la temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a esa presión. Si se continúa calentando el líquido, éste absorbe el calor, pero sin aumentar la temperatura: el calor se emplea en la conversión de la materia en estado líquido al estado gaseoso, hasta que la totalidad de la masa pasa al estado gaseoso. En ese momento es posible aumentar la temperatura de la materia, ya como gas. Este proceso es muy distinto a la evaporación, que es paulatino y para el que, en altitudes superiores, la presión atmosférica media disminuye, por lo que el líquido necesita temperaturas menores para entrar en ebullición. En una olla a presión, el agua, por ejemplo, llega a una temperatura de 120 ó 130 °C antes de hervir, debido a la mayor presión alcanzada por los gases en su interior. Gracias a esta mayor temperatura del agua en el interior de la olla, la cocción de la comida se da más rápidamente. La adición de aditivos al agua puede hacer aumentar o disminuir su punto de ebullición. El proceso de ebullición, especialmente a alta presión, del agua se utiliza desde antiguo como medio para esterilizar el agua, debido a que algunos microorganismos mueren a esta temperatura.

YONY CUADROS DE LA FLOR - UNIVERSIDAD SAN PEDRO HUARAZ Temperatura de ebullición normal de algunos líquidos

Variación de la temperatura de ebullición con la altitud

f. Ecuación de Clausius –Clapeiron Relaciona el calor molar de evaporación y la variación de presión de vapor de p1 a p2, cuando la temperatura varía de t1 a t2

Donde P1 y P2 son las presiones de vapor.

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Hvap es el calor latente de vaporización. T1 y T2 son las temperaturas a las diferentes presiones. R es la constante de los gases la cual es igual a 8.314 cal/mol ºK. g. Viscosidad de los líquidos(n) Llamada fricción interna, indica la resistencia de un fluido a deslizarse, o resistencia al movimiento de los cuerpos en su interior. La viscosidad de los líquidos depende de las fuerzas de cohesión (enlaces intermoleculares) Imaginemos un bloque sólido (no fluido) sometido a una fuerza tangencial (por ejemplo: una goma de borrar sobre la que se sitúa la palma de la mano que empuja en dirección paralela a la mesa.) En este caso (a), el material sólido opone una resistencia a la fuerza aplicada, pero se deforma (b), tanto más cuanto menor sea su rigidez. Si imaginamos que la goma de borrar está formada por delgadas capas unas sobre otras, el resultado de la deformación es el desplazamiento relativo de unas capas respecto de las adyacentes, tal como muestra la figura (c).

Deformación de un sólido por la aplicación de una fuerza tangencial. En los líquidos, el pequeño rozamiento existente entre capas adyacentes se denomina viscosidad. Es su pequeña magnitud la que le confiere al fluido sus peculiares características; así, por ejemplo, si arrastramos la superficie de un líquido con la palma de la mano como hacíamos con la goma de borrar, las capas inferiores no se moverán o lo harán mucho más lentamente que la superficie ya que son arrastradas por efecto de la pequeña resistencia tangencial, mientras que las capas superiores fluyen con facilidad. Igualmente, si revolvemos con una cuchara un recipiente grande con agua en el que hemos depositado pequeños trozos de corcho, observaremos que al revolver en el centro también se mueve la periferia y al revolver en la periferia también dan vueltas los

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trocitos de corcho del centro; de nuevo, las capas cilíndricas de agua se mueven por efecto de la viscosidad, disminuyendo su velocidad a medida que nos alejamos de la cuchara. Ejemplo de la viscosidad de la leche y el agua. Líquidos con altas viscosidades no forman salpicaduras. Cabe señalar que la viscosidad sólo se manifiesta en fluidos en movimiento, ya que cuando el fluido está en reposo adopta una forma tal en la que no actúan las fuerzas tangenciales que no puede resistir. Es por ello por lo que llenado un recipiente con un líquido, la superficie del mismo permanece plana, es decir, perpendicular a la única fuerza que actúa en ese momento, la gravedad, sin existir por tanto componente tangencial alguna. Si la viscosidad fuera muy grande, el rozamiento entre capas adyacentes lo sería también, lo que significa que éstas no podrían moverse unas respecto de otras o lo harían muy poco, es decir, estaríamos ante un sólido. Si por el contrario la viscosidad fuera cero, estaríamos ante un superfluido que presenta propiedades notables como escapar de los recipientes aunque no estén llenos (véase Helio-II). La viscosidad es característica de todos los fluidos, tanto líquidos como gases, si bien, en este último caso su efecto suele ser despreciable, están más cerca de ser fluidos ideales.

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Variación de la viscosidad con la temperatura: Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas, por lo tanto fluyen con mayor facilidad, debido a que la viscosidad disminuye.

La viscosidad es inversamente proporcional a la temperatura

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Viscosímetro de Ostwald Sirve para medir la viscosidad de líquidos poco viscosos, tomando como base la viscosidad del agua generalmente.

Viscosímetro de bola rodante

Viscosímetro Saybolt

h. Humedad: La humedad atmosférica es la cantidad de vapor de agua existente en el aire. Depende de la temperatura, de forma que resulta mucho más elevada en las masas de aire caliente que en las de aire frío. Se mide mediante un aparato denominado higrómetro, y se expresa mediante los conceptos de humedad absoluta, específica, o relativa del aire.

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La humedad absoluta es la masa total de agua existente en el aire por unidad de volumen, y se expresa en gramos por metro cúbico de aire. La humedad atmosférica terrestre presenta grandes fluctuaciones temporales y espaciales. La humedad específica mide la masa de agua que se encuentra en estado gaseoso en un kilogramo de aire húmedo, y se expresa en gramos por kilogramo de aire. La humedad relativa del aire es la relación porcentual entre la cantidad de vapor de agua real que existe en la atmósfera y la máxima que podría contener a idéntica temperatura. La fuente principal de la humedad del aire es la superficie de los océanos, de donde se evapora el agua de forma constante. Pero también contribuyen a su formación los lagos, glaciares, ríos, superficies nevadas, la evapotranspiración del suelo, las plantas y los animales. La humedad absoluta y la específica aumentan paralelamente a la temperatura, mientras que la variación de la humedad relativa es inversamente proporcional a la temperatura, al menos en las capas bajas de la atmósfera, donde su valor mínimo corresponde a las horas de mayor calor, y el máximo a las madrugadas. Como la atmósfera en sus capas altas está estratificada, la temperatura y la humedad no son las mismas de una capa a otra y la humedad relativa varía bruscamente. i. Tensión superficial Es la medida de la fuerza elástica por unidad de longitud que actúa en la superficie de los líquidos. En física se denomina tensión superficial de un líquido a la cantidad de energía necesaria para aumentar su superficie por unidad de área.[1] Esta definición implica que el líquido tiene una resistencia para aumentar su superficie. Este efecto permite a algunos insectos, como el zapatero (Gerris lacustris), desplazarse por la superficie del agua sin hundirse. La tensión superficial (una manifestación de las fuerzas intermoleculares en los líquidos), junto a las fuerzas que se dan entre los líquidos y las superficies sólidas que entran en contacto con ellos, da lugar a la capilaridad. Como

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efecto tiene la elevación o depresión de la superficie de un líquido en la zona de contacto con un sólido Otra posible definición de tensión superficial: es la fuerza que actúa tangencialmente por unidad de longitud en el borde de una superficie libre de un líquido en equilibrio y que tiende a contraer dicha superficie.

Este clip está debajo del nivel del agua, que ha aumentado ligeramente. La tensión superficial evita que el clip se sumerja y que el vaso rebose.A nivel microscópico, la tensión superficial se debe a que las fuerzas que afectan a cada molécula son diferentes en el interior del líquido y en la superficie. Así, en el seno de un líquido cada molécula está sometida a fuerzas de atracción que en promedio se anulan. Esto permite que la molécula tenga una energía bastante baja. Sin embargo, en la superficie hay una fuerza neta hacia el interior del líquido. Rigurosamente, si en el exterior del líquido se tiene un gas, existirá una mínima fuerza atractiva hacia el exterior, aunque en la realidad esta fuerza es despreciable debido a la gran diferencia de densidades entre el líquido y el gas. Otra manera de verlo es que una molécula en contacto con su vecina está en un estado menor de energía que si no estuviera en contacto con dicha vecina. Las moléculas interiores tienen todas las moléculas vecinas que podrían tener, pero las partículas del contorno tienen menos partículas vecinas que las interiores y por eso tienen un estado más alto de energía. Para el líquido, el disminuir su estado energético es minimizar el número de partículas en su superficie.[2] Energéticamente, las moléculas situadas en la superficie tiene una mayor energía promedio que las situadas en el interior, por lo tanto la tendencia del sistema será disminuir la energía total, y ello se logra disminuyendo el número de moléculas situadas en la superficie, de ahí la reducción de área hasta el mínimo posible.

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Como resultado de minimizar la superficie, esta asumirá la forma más suave que pueda ya que está probado matemáticamente que las superficies minimizan el área por la ecuación de Euler-Lagrange. De esta forma el líquido intentará reducir cualquier curvatura en su superficie para disminuir su estado de energía de la misma forma que una pelota cae al suelo para disminuir su potencial gravitacional. La tensión superficial puede afectar a objetos de mayor tamaño impidiendo, por ejemplo, el hundimiento de una flor.La tensión superficial suele representarse mediante la letra griega (gamma). Sus unidades son de N·m-1=J·m-2=Kg/s2 (véase análisis dimensional). Ya que para aumentar el estado del líquido en contacto hace falta llevar más moléculas a la superficie, con lo cual disminuye la energía del sistema y eso la cantidad de trabajo necesario para llevar una molécula a la superficie. Depende de la naturaleza de las dos fases puestas en contacto que, en general, será un líquido y un sólido. Así, la tensión superficial será igual por ejemplo para agua en contacto con su vapor, agua en contacto con un gas inerte o agua en contacto con un sólido, al cual podrá mojar o no (véase capilaridad) debido a las diferencias entre las fuerzas cohesivas (dentro del líquido) y las adhesivas (líquido-superficie). se puede interpretar como un fuerza por unidad de longitud (se mide en N·m-1). Esto puede ilustrarse considerando un sistema bifásico confinado por un pistón móvil, en particular dos líquidos con distinta tensión superficial, como podría ser el agua y el hexano. En este caso el líquido con mayor tensión superficial (agua) tenderá a disminuir su superficie a costa de aumentar la del hexano, de menor tensión superficial, lo cual se traduce en una fuerza neta que mueve el pistón desde el hexano hacia el agua. El valor de depender de la magnitud de las fuerzas intermoleculares en el seno del líquido. De esta forma, cuanto mayor sean las fuerzas de cohesión del líquido, mayor será su tensión superficial. Podemos ilustrar este ejemplo considerando tres líquidos: hexano, agua y mercurio. En el caso del hexano, las fuerzas intermoleculares son de tipo fuerzas de Van der Waals. El agua, aparte de la de Van der Waals tiene interacciones de puente de hidrógeno, de mayor intensidad, y el mercurio está sometido al enlace metálico, la más intensa de las tres. Así, la de cada líquido crece del hexano al mercurio.

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Liquido

Tensión superficial N/m

Alcohol etílico

0.0223

benceno

0.0289

Tetracloruro de C 0.0267

querosene

0.023-0.032

mercurio

0.51

petróleo

0.023-0.038

lubricante

0.023-0.038

agua

0.074

Propiedades aproximadas de líquidos comunes a 20ºC y presión atmosférica estándar

Factores que afectan la tensión superficial Las sustancias como el jabón y los detergentes disminuyen la tensión superficial, de este modo favorecen el lavado Las sales aumentan la tensión superficial del agua la temperatura se relaciona en forma inversamente proporcional a la tensión superficial

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j. Capilaridad en los líquidos: La capilaridad es una propiedad de los líquidos que depende de su tensión superficial — la cual, a su vez, depende de la cohesión o fuerza intermolecular del líquido— y que le confiere la capacidad de subir o bajar por un tubo capilar. Cuando un líquido sube por un tubo capilar, es debido a que la fuerza intermolecular o cohesión intermolecular entre sus moléculas es menor que la adhesión del líquido con el material del tubo; es decir, es un líquido que moja. El líquido sigue subiendo hasta que la tensión superficial es equilibrada por el peso del líquido que llena el tubo. Éste es el caso del agua, y esta propiedad es la que regula parcialmente su ascenso dentro de las plantas, sin gastar energía para vencer la gravedad. Sin embargo, cuando la cohesión entre las moléculas de un líquido es más potente que la adhesión al capilar, como el caso del mercurio, la tensión superficial hace que el líquido descienda a un nivel inferior y su superficie es convexa. Tubo capilar Efectos de capilaridad.La masa líquida es proporcional al cuadrado del diámetro del tubo, por lo que un tubo angosto succionará el líquido en una longitud mayor que un tubo ancho. Así, un tubo de vidrio de 0,1 mm de diámetro levantará una columna de agua de 30 cm. Cuanto más pequeño es el diámetro del tubo capilar mayor será la presión capilar y la altura alcanzada. En capilares de 1 µm (micrómetro) de radio, con una presión de succión 1,5 × 103 hPa (hectopascal = hPa = 1,5 atm), corresponde a una altura de columna de agua de 14 a 15 m. Dos placas de vidrio que están separadas por una película de agua de 1 µm de espesor, se mantienen unidas por una presión de succión de 1,5 atm. Por ello se rompen los portaobjetos humedecidos al intentar separarlos. Entre algunos materiales, como el mercurio y el vidrio, las fuerzas intermoleculares del líquido exceden a las existentes entre el líquido y el sólido, por lo que se forma un menisco convexo y la capilaridad trabaja en sentido inverso.

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Las plantas succionan agua del terreno por capilaridad, aunque las plantas más grandes requieren de la transpiración para desplazar la cantidad necesaria. Ley de Jurin Define la altura que se alcanza cuando se equilibra el peso de la columna de líquido y la fuerza de ascensión por capilaridad. La altura h en metros de una columna líquida está dada por la ecuación: Ángulo de contacto.donde: = tensión superficial interfacial (N/m) θ = ángulo de contacto ρ = densidad del líquido (kg/m³) g = aceleración debida a la gravedad (m/s²) r = radio del tubo (m) Para un tubo de vidrio en el aire a nivel del mar y lleno de agua, = 0,0728 N/m a 20 °C θ = 20° ρ = 1000 kg/m³ g = 9,80665 m/s² entonces, la altura de la columna de agua, en metros, será: Por ejemplo, en un tubo de 1 mm de radio, el agua ascenderá por capilaridad unos 14 mm. Las fuerzas de adhesión y cohesión: Fuerzas de adhesión: es la fuerza de atracción entre moléculas del líquido y las paredes del tubo capilar. Fuerzas de cohesión: es la fuerza de atracción entre moléculas del mismo líquido

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Capilaridad: El problema de las humedades En el caso de la construcción, las humedades por capilaridad son debidas al ascenso del agua que penetra y se difunde por los poros de un material, que funcionan como tubo capilar, disolviendo las sales del material, por lo que al evaporarse va destruyendo los paramentos de los muros. El agua es capaz de ascender a través de muchos materiales, venciendo incluso la acción de la gravedad. k. Solubilidad: Otra propiedad física que permite conocer el tipo de enlace es la solubilidad. Los compuestos con enlace iónico son solubles en agua y los que tienen enlace covalente se disuelven en otros compuestos covalentes. Esta propiedad tiene varias excepciones, la fundamental es que las sustancias que tienen moléculas con muchos átomos de oxígeno y que no son macromoléculas son solubles en agua porque los átomos de oxígeno se unen con los átomos de hidrógeno del agua. Prácticamente todos los compuestos formados con elementos situados a la derecha de la tabla periódica tienen enlaces covalentes. En la vida corriente serían todas las pinturas, disolventes, grasas, hidrocarburos, azúcar, alcohol, etc. La masa de soluto que se ha añadido a un determinado volumen de disolvente se denomina concentración. Y la máxima cantidad de soluto que puede disolverse, se conoce como solubilidad. Si la solubilidad es alta, quiere decir que podemos añadir gran cantidad de soluto al disolvente. Pero si es pequeña, un poco de soluto añadido apenas se disolverá. Normalmente la solubilidad aumenta con la temperatura. Así el agua caliente puede

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disolver más sal que el agua fría, aunque si el soluto es un gas, ocurre justamente lo contrario, al calentarse el agua, el gas se disuelve menos y abandona la disolución. Por eso los refrescos calientes pierden su efervescencia con mayor rapidez que los refrescos fríos y las aguas frías suelen ser ricas en pesca, ya que contienen más oxígeno disuelto. Cuando viertes azúcar en el café y agitas el líquido estás preparando una disolución, una mezcla homogénea de varias sustancias. Si en lugar de leche y azúcar usamos agua y sal el proceso es más fácil de seguir: en medio vaso de agua, al echar media cucharada de sal y agitar, la sal se disuelve y desaparece, parece que sólo tenemos agua en el vaso, aunque su sabor salado (no te recomiendo que la pruebes) nos indica que contiene sal; la sal, que es la sustancia que vamos a disolver, se denomina soluto, mientras que el agua, que es la sustancia en la que se va a dispersar la sal, se llama disolvente, el conjunto de agua y sal recibe el nombre de disolución o solución. En general, es fácil distinguir entre soluto y disolvente ya que el primero está en menor proporción. A la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de disolvente se le denomina concentración. Puesto que la cantidad de sal (soluto) en el agua (disolvente) es poca, decimos que la disolución es diluida. Si echamos una cucharada más de sal y volvemos a agitar, la disolución se dice que está concentrada, porque hay mucha cantidad de soluto. Si volvemos a echar otras dos cucharadas de sal, por más que agitemos queda un resto de sal en el fondo del vaso, sin disolverse, la disolución está ahora saturada. La concentración de esa disolución saturada es la solubilidad de la sal. Al calentar el agua, veremos que se disuelve más cantidad de sal: la solubilidad varía con la temperatura. Normalmente los sólidos, como la sal, el azúcar o el bicarbonato aumentan su solubilidad con la temperatura, mientras que los gases, como el dióxido de carbono o el oxígeno, la disminuyen. Cuando se empiezan a combinar materiales distintos, como al agregar elementos de aleación a un metal, se producen soluciones. Estas pueden ser tanto líquidas como sólidas. El interés es determinar la cantidad de cada material que se puede combinar sin producir una fase adicional. En otras palabras, la atención se enfocará en la solubilidad de un material en otro.

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l. Técnicas de separación en líquidos: Destilación: Es la operación de separar, mediante evaporización y condensación, los diferentes componentes líquidos, sólidos disueltos en líquidos de una mezcla.

Filtración: Se denomina filtración al proceso de separación de sólidos en suspensión en un líquido mediante un medio poroso, que retiene los sólidos y permite el pasaje del líquido.

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IV.

ESTADO SOLIDO

Es uno de los cuatro estados de agregación de la materia, se caracteriza porque opone resistencia a cambios de forma y de volumen. Las moléculas de un sólido tienen una gran cohesión y adoptan formas bien definidas. Existen varias disciplinas que estudian los sólidos: 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. Elasticidad: Un sólido recupera su forma original cuando es deformado. Un resorte es un objeto en que podemos observar esta propiedad. Fragilidad: Un sólido puede romperse en muchos pedazos (quebradizo). Dureza: hay sólidos que no pueden ser rayados por otros más blandos. El 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 líquido 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

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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, el 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. 1. Propiedades de los Sólidos: Tienen alta densidad Al igual que los líquidos. Pueden sublimarse: De acuerdo a la temperatura que la sometan algunas partículas sólidas pueden ganar suficiente energía cinética para pasar directamente al estado gaseoso. No son expansibles a temperatura constante. Presentan volumen y forma definido: debido a que sus moléculas tienen fuerzas de cohesión muy grande que los mantienen unidos. Presentan dilatación térmica: al incrementar la temperatura aumenta los espacios intermoleculares y ocupara mayor volumen. Presenta rigidez: No pueden fluir por lo tanto tratan de mantener su forma Son incomprensibles: ya que presentan espacios intermoleculares muy pequeños. 2. Fuerzas de Enlace: Los sólidos cristalinos se clasifican en categorías dependientes del tipo de partículas que forman el cristal y los enlaces que interaccionan entre ellas. Las categorías son: a.

Fuerzas Iónicas Constituidas por fuerzas electrostáticas entre iones de signos opuestos que constituyen las partículas del cristal iónico. Desde que estas fuerzas son considerables, los cristales iónicos resultan ser bastante duros, quebradizos,

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malos conductores caloríficos y eléctricos y de punto de fusión elevados (600 a 3000ºC). Ejemplo: NaCl. CaBr2, K2SO4, que son sales características. b. Fuerzas de Van der Waals Son fuerzas débiles, por lo cual los cristales son blandos y de bajo punto de fusión. Son características de sustancias orgánicas que poseen este tipo de fuerza de enlace entre sus moléculas neutras que constituyen sus partículas cristalinas. c.

Fuerzas de Enlace Covalente Los sólidos covalentes (sólidos de red cristalina), el diamante es un ejemplo de los cristales que mantienen unidas sus partículas por enlaces covalentes en tres dimensiones; cada átomo de carbono esta unido a otros cuatro por un modelo tetraédrico, que permite reconocer la dependencia con el tetraedro de Van´t Hoff para el átomo de carbono. En cambio, el grafito, es menos compacto y blando, exfoliable y de más facil ataque por los agentes químicos, debido a que la estructura cristalina tiene una ordenación de capas bidimensionales de enlaces covalentes entre sus átomos según distribución hexagonal parecidos a los anillos del benceno.

d. Fuerzas dipolo-dipolo Las fuerzas dipolo-dipolo son atracciones entre dipolos eléctricos de moléculas polares. e.

Fuerza dipolo-dipolo inducido Estas fuerzas se dan entre una molécula polar y otra molécula no polar. La molécula polar induce un dipolo en la no polar.

f.

Fuerzas de Dispersión o de London Son atracciones que se dan entre cualquier tipo de moléculas debido a los dipolos instantáneos que se forman producidos por las fluctuaciones en la densidad eléctrica que rodea a los átomos. Las fuerzas de London dependen de la forma de la molécula. Para moléculas de formas semejantes, crecen con la masa molecular y con la polarización ya que esos factores facilitan la fluctuación de los electrones.

g.

Fuerzas Ión-dipolo En estas fuerzas un catión atrae la carga parcial negativa de un dipolo eléctrico o un anión atrae la carga parcial positiva del dipolo. Esta fuerza es la responsable de la hidratación de los iones del agua. La hidratación del catión persiste muchas veces en el sólido por ejemplo el Na2CO3.10H2O. Un catión se hidrata mas fuertemente cuanto menor sea su tamaño y mayor su carga.

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h.

Fuerza de Enlace de Hidrógeno Es una interacción primordialmente de tipo dipolodipolo especialmente fuerte, que se da entre un átomo de hidrógeno con carga parcial positiva y un átomo electronegativo (normalmente N, O, ó F) La presencia del enlace de hidrógeno en el H2O, NH3 y HF, justifica las anormalidades encontradas en sus puntos de fusión, es también responsable de la alta capacidad calorífica molar del agua líquida, así como de sus elevados calores de vaporización y de fusión.

3. Clasificación de los sólidos: Sólidos cristalinos Sólidos Amorfos 4. Sólidos cristalinos: Las partículas que los componen (iones, moléculas o átomos) se ubican en posiciones bien definidas, según patrones altamente regulares, generando una red tridimensional ordenada. Presentan: Caras (superficies planas) que forman ángulos definidos. Formas regulares. Propiedades (punto de fusión, dureza) con valores bien definidos. Algunas dependen de la dirección en que se miden.

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5. Sólidos Amorfos: Las partículas que los componen no presentan una distribución ordenada. La magnitud de las fuerzas intermoleculares varía de un punto a otro del sólido. Las propiedades presentan rangos de variación según las diferentes zonas del sólido. No presentan punto de fusión definido Carecen de forma y caras definidas Ejemplo de solido cristalino y amorfo:

Cuarzo (SiO2)

Sólido cristalino

Vidrio

Sólido amorfo

Las propiedades de un sólido dependerán de: El tipo de partículas que lo formen. El ordenamiento de las partículas. La naturaleza y magnitud de las fuerzas intermoleculares que existan entre ellas.

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6. Tipos de sólidos cristalinos: Iónicos Covalentes Moleculares Metálicos 7. Sólidos cristalinos Iónicos: El cristal está formado por iones positivos y negativos unidos entre si mediante fuerzas de naturaleza electrostática Hay que decir que este tipo de cristal son malos conductores del calor y de la electricidad ya que carecen de electrones libres. Pero cuando el cristal es sometido a una temperatura elevada los iones adquieren movilidad y aumenta su conductividad eléctrica.

Iónico s Cationes y aniones Fuerzas electrostáticas Duros, quebradizos, solubles en agua baja conductividad térmica y Pero buenos conductores en eléctrica solución NaCl, o fundidos

Ca(NO3Sólidos )2 iónicos

CsCl

ZnS (blenda)

CaF2(fluorita)

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8. Sólidos cristalinos Covalentes: Los átomos de los cristales covalentes se mantienen unidos en una red tridimensional únicamente por enlaces covalentes. Este tipo de cristal son extremadamente duros y difíciles de deformar, y son malos conductores del calor y por lo tanto de la electricidad (ya que sabemos que el calor y la conductividad tienen una relación directa) ya que no existen electrones libres que trasladen energía de un punto a otro. Un ejemplo típico de este tipo de cristal es el Diamante.

Covalentes Átomos Enlaces covalentes Muy duros, PF muy altos, insolubles en agua, baja conductividad térmica y eléctrica

C (diamante), cuarzo (SiO2) Sólidos covalentes

Diamante

Grafito

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9. Sólidos cristalinos Moleculares: Son sustancias cuyas moléculas son no polares, la característica fundamental de este tipo de cristal es que las moléculas están unidas por las denominadas fuerzas de Van der Waals; estas fuerzas son muy débiles y correspondes a fuerzas de dipolos eléctricos. Su conductividad es nula; es decir no son conductores ni del calor y la electricidad y son bastante deformables.

Moleculares Molécula s intermoleculares de Van der Waals Fuerzas Puentes de H, dipolo-dipolo, dispersión Blandos, PF bajos, malos conductores Hielo, naftalina, hielo seco del calor y la (CO ) electricidad 2

Sólidos moleculares H2O (hielo)

P4 (fósforo blanco) S8 (azufre rómbico) I2 (yodo)

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10. Sólidos cristalinos Metálicos: La estructura de los cristales metálicos es más simple porque cada punto reticular del cristal está ocupado por un átomo del mismo metal. Se caracterizan por tener pocos electrones débilmente ligados a sus capas más externas. Están cargados positivamente. Su conductividad es Excelente tanto térmica como eléctrica debido a sus electrones libres.

Metálicos Cationes y electrones libres Fzas. electrostáticas entre los cationes y el mar de muy electrones Desde blandos hasta duros PF desde bajos hasta muy altos y eléctrica Excelente conductividad térmica Todos los elementos metálicos Sólidos metálicos

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11. Sistemas Cristalinos: Los distintos modos de empaquetamiento en un cristal dan lugar a las llamadas fases polimórficas (fases alotrópicas para los elementos), que confieren a los cristales (a los materiales) distintas propiedades. Por ejemplo, de todos son conocidas las distintas apariencias y propiedades del elemento químico Carbono, que se presenta en la Naturaleza en dos formas cristalinas muy diferentes, el diamante y el grafito:

Grafito (carbono puro) Diamante (carbono puro) El grafito es negro, blando y un lubricante excelente, lo que sugiere que sus átomos deben estar distribuidos (empaquetados) de un modo que puedan entenderse sus propiedades. Sin embargo, el diamante es transparente y muy duro, por lo que debe esperarse que sus átomos estén muy fijamente unidos. En efecto, sus estructuras sub-microscópicas

(a

nivel

atómico)

dan

cuenta

de

sus

diferencias:

Diamante, con estructura muy compacta Grafito, con estructura atómica en láminas

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En el diamante, cada átomo de carbono está unido a otros cuatro en forma de una red tridimensional muy compacta (cristales covalentes), de ahí su extrema dureza y su caracter aislante. Sin embargo, en el grafito los átomos de carbono están distribuidos en forma de capas paralelas separadas entre sí mucho más de lo que se separan entre sí los átomos de una misma capa. Debido a esta unión tan debil entre las capas atómicas del grafito, los deslizamientos de unas frente a otras ocurre sin gran esfuerzo, y de ahí su capacidad lubricante, su uso en lapiceros y su utilidad como conductor. Y, hablando de conductores, en los cristales metálicos los átomos de metal se estructuran de forma que hay electrones deslocalizados que dan cohesión al conjunto y que son responsables de sus propiedades eléctricas.

Estructura cristalina de un material inorgánico: el alfa-cuarzo Donde sí se distinguen claramente unidades aisladas, es en los llamados materiales orgánicos, en donde aparece el concepto de entidad molecular (molécula), formada por átomos enlazados entre sí, pero en donde la unión entre las moléculas, dentro del cristal, es mucho más débil (cristales moleculares). Son generalmente materiales más blandos e inestables que los inorgánicos.

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Modelo atómico en un material ordenado (cristal)

Modelo atómico de un vidrio

Sin embargo la materia no es totalmente ordenada o desordenada (cristalina o no cristalina) y nos podemos encontrar con toda una degradación contínua del orden (grados de cristalinidad) en los materiales, que nos lleva desde los perfectamente ordenados (cristalinos) hasta los completamente desordenados (amorfos). Esta pérdida gradual de orden que se da en los materiales, es equivalente a lo que podemos observar en los pequeños detalles de esta formación gimnástica, que siendo en cierto modo ordenada, sin embargo hay unas personas con pantalones, otras con falda, con posturas algo distintas o ligeramente desalineados ... La mayor parte de los sólidos de la naturaleza son cristalinos lo que significa que los átomos, moléculas o iones que los forman se disponen ordenados geométricamente en el espacio. Esta estructura ordenada no se aprecia en muchos casos a simple vista porque están formados por un conjunto de microcristales orientados de diferentes maneras formando una estructura policristalina, aparentemente amorfa. Este "orden" se opone al desorden que se manifiesta en los gases o líquidos. Cuando un mineral no presenta Estructura cristalina se denomina amorfa. La cristalografía es la ciencia que estudia las formas y propiedades fisicoquímicas de la materia en estado Cristalino. Las redes cristalinas se caracterizan fundamentalmente por un orden o periodicidad. La estructura interna de Los cristales vienen representados por la llamada celdilla unidad que se repite una y otra vez en las tres direcciones Del espacio. El tamaño de esta celdilla viene determinado por la longitud de sus tres aristas (a, b, c), y la forma Por el valor de los ángulos entre dichas aristas (a,b,g).

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El conjunto de elementos de simetría de un objeto que pasan por un punto, definen la simetría total del objeto (Grupo puntual de simetría). Hay muchos grupos puntuales, pero en los cristales éstos han de ser compatibles Con la periodicidad (repetitividad por traslación) por lo que hay sólo 32 posibles grupos puntuales que se denominan Clases cristalinas. Combinando las dos traslaciones y el ángulo que forman entre sí, sólo hay cinco posibles formaciones de redes Planas: paralelogramo, rectángulo, cuadrado, hexágono y rombo. Si formamos una red espacial apilando estas redes planas, sólo existen catorce posibles formaciones que Representan las formas más sencillas en que puede descomponerse la materia cristalina sin que por ello pierdan Sus propiedades originales, son las llamadas redes de Bravais. Los cristales presentan formas más o menos regulares con definición de aristas, caras y vértices. Internamente, Están constituidos por partículas que guardan entre sí relaciones y distancias fijas; estos parámetros internos Se estudian mediante rayos X, mientras que los externos se realizan midiendo los ángulos que forman sus caras. a. Tipos de Redes Cristalinas. Red cúbica simple Los átomos ocupan únicamente esquinas de un cubo

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b. Red cúbica centrada en el cuerpo Los átomos ocupan las esquinas y el centro del cubo

c. Red cúbica centrada en las caras Los átomos ocupan las esquinas y el centro de las caras del cubo

d. Estructuras tipo en cristales iónicos Estructura tipo cloruro de cesio: - Los iones cloruro ocupan las posiciones de una red cúbica simple -

Los Se

iones trata

de

cesio dos

ocupan redes

cúbicas

el

centro simples

- Cada ión cesio está rodeado de 8 iones cloruro (y viceversa)

del ínter

cubo

penetradas

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e. Estructura tipo cloruro sódico: -Los iones cloruro ocupan las posiciones de una red cúbica centrada en las caras -Los iones sodio ocupan los centros de las aristas y el centro del cubo - Se trata de dos redes cúbicas centradas en las caras ínter penetradas - Cada ión sodio está rodeado de 6 iones cloruro y viceversa

f. Empaquetamiento compacto El empaquetamiento compacto se caracteriza por la coordinación de sus átomos, que toma el valor máximo posible, 12. Las redes compactas se forman mediante apilamiento de láminas compactas:

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g. Empaquetamiento hexagonal compacto El apilamiento A-B-A-B da lugar al empaquetamiento hexagonal compacto, al que le corresponde una red hexagonal centrada en el cuerpo.

h. Empaquetamiento cúbico compacto El apilamiento A-B-C-A-B-C da lugar al empaquetamiento cúbico compacto, al que le corresponde una red cúbica centrada en las caras.

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V.

CONCLUSIÓNES: Existen varios estados en los que se presenta la materia, cinco de los cuales son estos: Sólido, Liquido, Gaseoso, Plasma y Bosé-Einstein. Los tres primeros estados son los más comunes y estudiados dentro de la tierra, aunque es el estado de plasma el más común en el universo, ya que de este se componen las estrellas, por ejemplo, el quinto estado conocido como Bose-Einstein, es un estado de agregación nuevo en los registros de la ciencia, pero es tan frío y denso, que se logra cuando un elemento es enfriado a varios puntos bajo lo logrado habitualmente, consiguiendo incluso inmovilizar los átomos, según dicen los científicos. Los procesos en los que una sustancia cambia de estado son: •La fusión es el cambio de estado de sólido a líquido. •Por el contrario la solidificación o congelación es el cambio inverso, de líquido a sólido. •La vaporización es el cambio de estado de líquido a gas. •Contrariamente la licuación o condensación es el cambio inverso, de gas a líquido. •La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas. •El cambio inverso recibe el nombre de sublimación regresiva o cristalización. •La ionización es el cambio de estado de un gas a plasma. •En caso contrario, se le llama deionización. si debido a la acción de unas fuerzas llamadas fuerzas intermoleculares que tienen su origen en la acción electrostática que ejercen los núcleos atómicos sobre los electrones de los átomos próximos y viceversa. El valor de estas fuerzas varia con la distancia llegando incluso a ser repulsivas si los átomos están tan próximos que se repelen sus respectivas capas electrónicas. Cuando las fuerzas de atracción se ejercen entre partículas de una misma sustancia se denominan fuerzas de cohesión y si se ejercen entre partículas de distintas sustancias se llaman fuerzas de adhesión.

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La materia se presenta en la naturaleza en tres estados distintos de agregación: sólido, liquido y gaseoso, caracterizados por las fuerzas de cohesión que actúan en cada caso sobre las partículas del cuerpo. En el estado sólido, las fuerzas de cohesión son relativamente grandes de forma que las partículas del cuerpo, sean moléculas, átomos o iones, se mantiene en posiciones fijas y aunque posean cierto movimiento vibratorio la distancia entre ellas permanece invariable; por eso los sólidos tienen forma y volumen constante. En el estado líquido las fuerzas de cohesión son lo suficientemente débiles como para permitir cierta movilidad a las partículas del cuerpo pero a la vez son lo suficientemente intensas como para mantener entre ellas una distancia media constante. Por eso los líquidos contenidos en recipientes tienen forma variable y volumen constante y en cambio en estado libre adoptan la forma esférica que es aquella que para un volumen determinado les permite ofrecer una superficie mínima.