ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Y TEORÍA …

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Y TEORÍA CINÉTICA

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Dxx

xxxx

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4)Es

p.do

t

1


ÍNDICE

MOTIVACIÓN ........................................................................................ 3

PROPÓSITOS ....................................................................................... 4

PREPARACIÓN PARA LA UNIDAD ........................................................... 5

1. LOS GASES Y SUS LEYES ................................................................... 7

2. ESTADO SÓLIDO ............................................................................. 14

2.1. SUSTANCIAS MOLECULARES .................................................... 15 2.2. REDES ATÓMICAS ................................................................... 16 2.3. CRISTALES IÓNICOS ................................................................ 17 2.4. RED METÁLICA ........................................................................ 19

3. ESTADO LÍQUIDO ............................................................................ 21

4. TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE LA MATERIA ............................... 24

4.1. GASES ................................................................................... 24 4.2. SÓLIDOS ................................................................................ 25 4.3. LÍQUIDOS ............................................................................... 26

5. CAMBIOS DE ESTADO ..................................................................... 29

CONCLUSIONES ................................................................................. 35

RECAPITULACIÓN .............................................................................. 36

AUTOCOMPROBACIÓN ....................................................................... 39

SOLUCIONARIO .................................................................................. 43

PROPUESTAS DE AMPLIACIÓN ............................................................ 44

BIBLIOGRAFÍA .................................................................................... 45

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MOTIVACIÓN

¿Qué es lo que diferencia el hielo del agua y del vapor? Las tres sustancias son el mismo compuesto, H2O, pero tienen propiedades bien distintas. Se encuen-tran en diferentes estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseo-so. Ninguna otra sustancia como el agua ha fascinado tanto a la humanidad debido a sus cambios de estado. Estos hacen que nos movamos más rápido desde la invención de la máquina de vapor. Y debido a sus cambios de estado los árabes refrescaban sus jardines durante siglos. El agua, además, tiene pro-piedades excepcionales, por ejemplo, que el hielo flote sobre el agua líquida. Este hecho es de gran importancia para permitir la vida en lagos y ríos en in-vierno, debido a que en su fondo se mantiene el agua líquida. Y aún existen más estados de agregación, como el fluido supercrítico, el plasma o el condensado de Bose-Einstein, los cuales dependen de la energía que tienen los átomos y las moléculas, es decir, de la temperatura y de la presión. ¿Qué nos podrá deparar el dominio y el uso de estos estados?

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PROPÓSITOS

Esperamos que, al finalizar esta unidad, hayas alcanzado los siguientes propósitos:

Conocer las leyes de los gases.

Entender los diferentes estados de agregación de la materia.

Diferenciar los distintos tipos de sólidos que existen: moleculares, atómicos, iónicos y metálicos.

Aprender la teoría cinético-molecular de la materia y relacionarla con el comportamiento de las distintas sustancias, principalmente en los momentos de cambios de estado.

Determinar la importancia de la temperatura y la presión sobre los cambios de estado de la materia.

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PREPARACIÓN PARA LA UNIDAD

Sólido, líquido y gas, los tres estados de agregación en que habitualmente se encuentran los cuerpos, van a ser objeto de estudio en esta unidad.

Comenzaremos con la exposición de las leyes comunes a todos los gases, siguiendo con un estudio de los cambios de estado y los factores que intervienen en ellos. Concluiremos con la teoría cinético-molecular de la materia, que va a explicar, de manera muy sencilla, las propiedades típicas de los sólidos, líquidos y gases, y el mecanismo de los cambios de estado.

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1. LOS GASES Y SUS LEYES

Todos los gases, independientemente de su naturaleza química o del tamaño de sus moléculas, responden a unas leyes muy sencillas.

Las principales son:

LEY DE AVOGADRO

Si la temperatura y la presión son constantes, en volúmenes iguales de gases hay el mismo número de moléculas. Por tanto, el número de mo-léculas y de moles, n, es proporcional al volumen, V, del gas:

V = k·n P y T constantes.

Siendo k una constante de proporcionalidad.

La ley de Avogadro es exacta solo para presiones muy bajas.

LEY DE BOYLE (o Boyle-Mariotte)

A temperatura constante, los volúmenes que ocupa una misma masa de gas son inversamente proporcionales a las presiones que soporta:

Pk'

V = (T y n constantes).

Siendo k’ la constante de proporcionalidad.

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Figura 1. Ley de Boyle: la curva que representa la ley de Boyle es una hipérbola

equilátera. Se cumple que PV=k’. Datos para un mol de gas a 0 ºC (a T constante)

LEY DE GAY-LUSSAC (o Charles y Gay-Lussac)

Todos los gases poseen igual coeficiente de dilatación, es decir, al pro-ducirse un mismo aumento de temperatura, el incremento de volumen es el mismo para todos.

La gráfica siguiente representa una recta en la que se confirma la relación lineal entre el volumen del gas y la temperatura. El volumen del gas se va contrayendo a medida que desciende la temperatura.

Si la temperatura es lo suficientemente baja, el gas se licúa. Si se pro-longase la recta obtendríamos por extrapolación que la temperatura, a la cual el volumen de cualquier gas, sería nulo es -273,15 ºC (aunque normalmente lo redondearemos a 273 ºC). Esta temperatura se toma como 0 de una nueva escala llamada absoluta o Kelvin. Así, si la tem-peratura absoluta es T, y la centígrada es t, se cumple que:

T = t + 273,15

Figura 2. A presión constante, un cambio de la temperatura de un gas produce una variación en el volumen igual a 1/273 partes del volumen inicial por cada grado de

variación de temperatura

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Expresando la temperatura en grados Kelvin, la ley de Charles-Gay- -Lussac queda de la siguiente manera: “A presión constante, el volu-men de una misma masa de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta”.

V = k’’ · T (P y n constantes).

De igual manera, se tiene la ley de Gay-Lussac a volumen constan-te: “A volumen constante, la presión de una misma masa de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta”.

P = k’’’ · T (V y n constantes).

La temperatura más baja teóricamente posible se corresponde con el cero absoluto (0 K), es decir, -273,15 ºC. Se han logrado tem-peraturas extremadamente cercanas al cero absoluto, pero no se ha llegado a alcanzarlo. La temperatura más baja alcanzada ha sido de 4,5 pK (0,0000000000045 K) mediante técnicas magné-ticas.

ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS

En primer lugar definiremos gas ideal o perfecto como aquel gas cuyas fuerzas entre sus moléculas son nulas y en el que el volumen ocupado por las moléculas es despreciable frente al volumen total del gas.

El comportamiento de un gas se aleja del ideal a medida que la presión aumenta y la temperatura disminuye.

La ecuación de los gases ideales comprende las tres leyes anteriores:

V = k· n

V = k' · 1/P

V = k'' · T

PR·n·TV =

O lo que es lo mismo:

P · V = n · R · T

La ecuación de estado de los gases ideales es una de las más utilizadas en química cuando alguna de las especies reaccionantes es un gas. Con esta ecuación, conocidas tres variables de las cua-tro mostradas (P, V, n, T) es posible obtener la que falta.

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Así, R es una constante universal de proporcionalidad que engloba a las anterio-res k, k' y k''. Su valor es 0,082 y se halla sabiendo que un mol de gas ocupa 22,4 l a 1 atmósfera y 273 K.

R = nTpV =

K 273 · mol 1l 22,4 · 1atm =

mol·Katm·l

0,082

La constante de los gases ideales puede expresarse en otras unidades:

R

8,314 J·K-1·mol-1 (unidades del S.I.)

0,082 L·atm·K-1·mol-1

1,98722 cal·K-1mol-1

0,0831451 L·bar·K-1·mol-1

8,31451 Pa·m3·K-1·mol-1

62,364 L·Torr·K-1·mol-1

Resulta muy útil cuando se expresa en forma de proporcionalidad, entre las va-riables en las condiciones iniciales y las finales. De esta manera, para una mis-ma masa gaseosa:

==

222

111

n·R·T·VPn·R·T·VP

Dividiendo y ordenando, tenemos:

2

22

1

11

TVP

TVP ··

=

Las unidades de presión en los distintos sistemas son:

Nombre Símbolo Valor

Pascal Pa 1 N·m-2 ; 1 kg·m-1·s-2

Bar bar 105 Pa

Atmósfera atm 101325 Pa

Torr Torr (101325/760) = 133,32 Pa

Milímetros de mercurio (Hg) mm Hg 133,32 Pa

Pound per square inch psi 6,894757 kPa

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LEY DE DALTON

La ley de Dalton enuncia lo siguiente:

“La presión ejercida por una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de los gases”.

Matemáticamente, se expresa:

PT = PA + PB + PC + … = ΣPi

Siendo PT la presión total y PA, PB y PC las presiones parciales de los gases A, B, C, etc., respectivamente de la mezcla.

La presión parcial de un gas i en una mezcla de gases, Pi, es la presión que tendría ese gas si se eliminasen el resto de los gases. Se calcula conociendo la presión total de todos los gases, PT, y su composición, yi:

iTi y·PP =

Por ejemplo, si el aire se compone de un 21% de oxígeno y un 79% de nitrógeno, la presión parcial de oxígeno es 0,21 atm, y la de nitrógeno es 0,79 atm.

Las leyes de los gases se aplican tanto a gases individuales como a la mezcla de ellos. Si estamos ante una mezcla, la presión total de la mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones que ejercería cada gas individualmente, es de-cir, la suma de las presiones parciales de cada gas.

Ejemplo

En un globo hemos introducido 0,3 g de helio. Suponemos que la presión en el interior del globo es igual a la atmosférica, y su temperatura también es la ambiental (25 ºC).

1. ¿Qué volumen alcanza el globo?

2. Observamos que el globo de helio se eleva, debido a que es menos denso que el aire (principio de Arquímedes). Si deseamos que se quede libremente en el suelo, ¿qué deberíamos hacer?

3. Por último, introducimos el globo en una olla exprés, en la que la temperatura de ebullición del agua es de 120 ºC. ¿Qué volumen tendrá ahora el globo dentro de la olla?

Dato: la presión de vapor del agua a 120 ºC es 1.520 mm de Hg.

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Solución

1. Recordamos que la ley de estado de los gases nos dice:

P · V = n · R · T

Conocemos: P = 1 atm, t = 25 ºC y mHe = 0,3 g. Necesitamos conocer el nú-mero de moles y la temperatura en K:

moles075,0 g/mol4

g3,0

HeMHem

Hen === .

T = t + 273 = 25 ºC + 273 = 298 K.

Por lo tanto:

atm1

K) 298)(mol · Katm · l

082,0 mol) (075,0(

PnRT

V ==

Y el volumen del globo es:

V = 1,83 l.

2. Para que el globo no se eleve y se quede en el suelo, la densidad del helio debe ser igual o mayor que la del aire. Por lo tanto, debemos cono-cer la densidad del aire y del helio.

La densidad del helio es:

g/l 0,164 l 1,83

g 0,3ρ

He

HeHe V

m=== .

La densidad del aire, (ρaire) es:

aire

aireaire

V

m=ρ

Si tomamos como referencia un volumen de 1 L de aire, ¿qué masa tiene? Primero calculamos el número de moles:

mol041,0 K)298)(

mol · Katm · l

082,0(

l) 1 atm)(1(RTPV

airen === .

Y ahora la masa:

aireaireaire Mnm =

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La masa molecular media del aire se obtiene a partir de la de sus componen-tes: 79% de N2 y 21% de O2.

g/mol 28,82g/mol 3210021g/mol 28

10079M

10021M

10079M

22 ONaire =+=+= .

Por lo tanto, la densidad del aire es:

g/l 1,18l 1

g/mol) mol)(28,82 (0,041V

m

aire

aireaire ===ρ

Como vemos, la densidad del helio es menor que la del aire, por lo que el he-lio “flota” en el aire, igual que la madera flota sobre el agua. Para conseguir que el helio tenga la misma densidad del aire existen dos posibilidades: comprimir el helio a mayor presión o disminuir su temperatura. Comprimir el globo sería algo difícil, así que vamos a bajarle la temperatura. La pregunta es: ¿a qué temperatura el helio tiene la densidad del aire? Utilizando la ecua-ción de estado de los gases ideales tenemos que:

Rρ

PM

V

m1

R

PM

RM

mPV

Rn

PVT

He

He

He

He

He

HeHe

====

Como la densidad del helio debe ser igual que la del aire, ρHe = 1,18 g/l:

K 41,3)

K · moll · atm(0,082 g/l) (1,18

g/mol) (4 atm) (1T == .

Es decir, tendríamos que enfriarlo hasta -232 ºC.

3. Cuando introducimos el globo en la olla exprés, cambiamos la tempera-tura y la presión del helio. La temperatura es 120ºC, la temperatura de ebullición del agua, y la presión es 1.520 mm de Hg, la presión de vapor a 120ºC. ¿Qué volumen tiene el globo en estas condiciones? Aplicando la ecuación que relaciona dos estados diferentes de la misma cantidad de gas, tenemos:

2

22

1

11

T

VP

T

VP=

La presión P2 en atm es P2 = 1.520/760 = 2 atm; y la temperatura en K es T2 = 120 ºC + 273 = 393 K.

K 393

atm)V (2

K 298l) atm)(1,83 (1 2=

Despejando V2 obtenemos:

l 1,2V2 = .

Por lo tanto, el globo se encoge, debido a que el aumento de la presión ha sido mayor que el aumento de la temperatura.

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2. ESTADO SÓLIDO

La forma y el volumen invariables y la débil compresibilidad nos lleva a suponer que en el estado sólido las partículas últimas se encuentran en contacto unas con otras dispuestas en posiciones fijas. Se sabe que obedecen a un orden geométri-co, que se repite constituyendo una red o un retículo cristalino. Las diversas for-mas de cristales son una traducción externa de la simetría interna de la red.

Lo normal es que en los sólidos no se aprecie, a simple vista, la ordenación cristali-na. Esto es debido a que cualquier porción de materia no es un retículo cristalino gigante, sino un conjunto de pequeños cristales interpenetrados estrechamente.

En las materias amorfas, como el vidrio o las resinas sintéticas, la distribución de las partículas carece del orden mencionado.

Figura 3. La estructura interna de un sólido cristalino puede hacerse patente macroscópicamente si los crista-

les han crecido con lentitud. En la figura se observa la estructura cúbica de los cristales de pirita (FeS2)

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Recordemos la estructura de las distintas redes:

2.1. SUSTANCIAS MOLECULARES

Están constituidas por moléculas discretas que, a su vez, están compuestas por átomos unidos por enlaces covalentes. Entre ellas podemos encontrar sustancias polares (HBr, SO2, etc.) y sustancias apolares (He, H2, CH4, etc.).

Como en la mayor parte de los casos, las fuerzas intermoleculares son muy débiles, por lo que una cierta agitación térmica es suficiente para desordenar y separar las moléculas; por tanto, los puntos de ebullición y de fusión son, en general, bajos y en condiciones ordinarias, la mayoría de estas sustancias son gaseosas. En otros casos, las fuerzas intermoleculares son apreciables y las sustancias son líquidas como el Br2, el CH3CH2OCH2CH3 (dietiléter), el H2O, etc., e incluso sólidas como el I2 y el C10H8 (naftaleno).

En la figura 4 se representa la red molecular del metano en estado sólido. Se muestra el detalle de una de las moléculas de metano que compone la red. Las demás se han representado con esferas para mayor simplicidad.

Figura 4. Red molecular del CH4

En la figura 5 vemos la red molecular del CO2 en estado sólido. Cada molécula se sitúa en cada vértice del cubo y en el centro de cada cara. A este tipo de estructura se le denomina red cúbica centrada en las caras.

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Figura 5. Red molecular del CO2

2.2. REDES ATÓMICAS

Las estudiaremos a través de la red atómica que forma el dióxido de silicio (SiO2). Cada átomo de silicio se dispone de forma tetraédrica, rodeado de cuatro átomos de oxígeno. No hay moléculas individuales. Un cristal de sílice es como una sola y gigantesca molécula, ya que todos los átomos que la constituyen están unidos entre sí por enlaces covalentes. La fórmula SiO2 representa la proporción de átomos de Si y O.

Figura 6. Red formada por enlaces covalentes entre átomos de silicio y átomos de

oxígeno en el cuarzo (SiO2)

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Se comprende perfectamente que las sustancias atómicas posean puntos de fusión altísimos, gran dureza, sean insolubles en todos los disolventes, etc., ya que para separar las últimas partículas de la red es necesario romper enlaces covalentes, lo que requiere una gran cantidad de energía.

Otro ejemplo de esta estructura la encontramos en el diamante, con una estructura similar a la del SiO2. Suelen presentar estructura cristalina atómica los elementos situados en la diagonal: B, C, Si, Ge, As, Sb, etc.

En la figura 7 se muestra la representación gráfica de la estructura de red atómica del diamante, similar a la del SiO2.

Figura 7. Estructura molecular del diamante

2.3. CRISTALES IÓNICOS

Los cristales iónicos se presentan de manera que los iones positivos y negativos están empaquetados regularmente en los vértices de la red. Cada ión está rodeado de iones de signo contrario y ejerce una atracción dirigida en todas las direcciones del espacio. El número de iones que rodea a cada ión de signo contrario se llama número o índice de coordinación.

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Sustancias amorfas y cristalinas

Los sólidos se pueden clasificar en sustancias amorfas y sustan-cias cristalinas. Las cristalinas tienen una estructura regular, que es una repetición de un patrón, denominado celda unidad. Sin embargo, las sustancias amorfas no tienen ningún tipo de orden interno y no se encuentran formadas por cristales. La diferente disposición de los átomos, ordenada o desordenada, confiere dis-tintas propiedades a las sustancias cristalinas y amorfas. Por ejemplo, las sustancias cristalinas tienen un punto de fusión defi-nido, mientras que las sustancias amorfas se reblandecen antes de fundir, pudiendo estar fundiéndose durante un intervalo más o menos amplio de temperatura.

Ejemplos de sustancias cristalinas son la sal común (NaCl) y la pirita (FeS2).

Ejemplos de sustancias amorfas son el vidrio y el plástico.

Podemos ver la representación espacial del NaCl en la siguiente figura:

Figura 8. Red cristalina del cloruro sódico (NaCl)

Respecto a las propiedades mecánicas, los sólidos iónicos son duros, lo que revela fuerzas elevadas entre iones, pero al mismo tiempo son quebradizos. Esto se debe a que al golpearlos y distorsionarse el cristal, se produce un acer-camiento entre iones de carga del mismo signo, que se repelen entre sí.

Son malos conductores ya que los electrones están firmemente sujetos por los iones. En cambio, fundidos, al poder moverse los iones, conducen la corriente eléctrica.

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Isotropía y anisotropía

La isotropía se define como la característica que presentan algunos cuerpos de poseer las mismas propiedades sin importar la direc-ción en la que se midan. La anisotropía será, por tanto, la ausen-cia de isotropía, es decir, en este caso las propiedades del cuerpo dependen de la dirección en la que se mida.

Un orden interno hace que las propiedades dependan de la direc-ción en que se mida. Es decir, los cuerpos con orden interno, co-mo los cristalinos, son anisótropos. Puedes imaginar que si te en-cuentras en el centro de una plantación de árboles reticulada, dependiendo de la dirección que escojas, tendrás un camino libre de árboles o bien, tendrás que ir esquivándolos.

Por el contrario, si la estructura interna no tiene ningún orden, como ocurre en los sólidos amorfos, líquidos y gases, las propiedades no dependerán de la dirección. Se dice que estos sólidos son isótropos. Imagina ahora que estás en medio de un bosque. Te será igual de difícil salir sin importar la dirección que elijas, ya que no hay ninguna línea recta que evite el choque con los árboles.

Algunas de las propiedades que pueden presentar anisotropía son la transmisión de la luz, la conductividad térmica y eléctrica, la densidad y la resistencia a la fractura.

Por ejemplo, un sólido cristalino tiene preferencia por romperse por alguna línea de la red. La madera es otro sólido anisótropo debido a que las fibras se orientan en una determinada dirección. Un ejemplo de sólido isótropo es el vidrio. Si un sólido cristalino se compone de la mezcla de pequeños cristales, cada uno con una orientación diferente, también será macroscópicamente isótropo.

2.4. RED METÁLICA

En la red metálica los iones positivos se colocan en los vértices de esta, entre los que pueden moverse libremente los electrones responsables de la unión entre ellos.

Figura 9. Estructura interna en un metal

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La conductividad eléctrica es una propiedad de los metales que se produce como consecuencia de la movilidad de los electrones. La conductividad eléctri-ca disminuye con la temperatura ya que los iones vibran más fuertemente y por lo tanto, se dificulta el movimiento electrónico. Debido a las colisiones de los electrones del metal se produce también otra propiedad, la conductividad tér-mica. Por otro lado, el brillo metálico se produce por el hecho de que los elec-trones, al estar libres, pueden absorber y emitir luz en todas las frecuencias. Además, poseen un número de coordinación alto y en consecuencia, las densi-dades son igualmente altas.

El magnesio forma una red hexagonal compacta.

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3. ESTADO LÍQUIDO

Los líquidos poseen volumen constante y débil compresibilidad, por lo cual sus partículas han de encontrarse, asimismo, en contacto. Esta suposición se ve confirmada por el hecho de que las densidades de los líquidos son, en general, algo inferiores a las de los sólidos, aunque del mismo orden.

Lo que distingue los sólidos de los líquidos es la capacidad de flujo de los se-gundos, que les impide tener forma propia. Esto induce a suponer que las partí-culas que constituyen el líquido no se encuentran fijas, sino que pueden mover-se unas en relación a otras.

En algunas clasificaciones, a las sustancias amorfas se les deno-mina líquidos sobreenfriados. Las moléculas se mueven lenta-mente, y no encuentran una estructura sólida cristalina. Se equi-paran a líquidos con una viscosidad muy alta; tan alta que les cuesta mucho fluir, manteniendo su forma sólida como si fueran sólidos.

En vidrieras que tienen cientos de años, se ha observado que la parte inferior es más gruesa que la superior, producto del lento fluir del vidrio.

En el estado líquido, los átomos y las moléculas se atraen entre sí por fuerzas intermoleculares, que pueden ser fuerzas de Van der Waals o puentes de hidró-geno. Estas fuerzas son de menor intensidad que los enlaces químicos, pero en el líquido las moléculas están lo suficientemente cerca entre sí como para que muestren sus efectos. Las fuerzas intermoleculares no son tan fuertes como para fijar los átomos y las moléculas en unas posiciones determinadas, como ocurre en los sólidos, pero tampoco son tan débiles como para dejar que se separen unos de otros, como ocurre en los gases. Las moléculas están tan cerca que el líquido tiene una compresibilidad muy baja, del orden de los sólidos. Sin embar-

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go, el empaquetado de las moléculas no es tan perfecto como en los sólidos y, en general, los líquidos tienen densidades algo menores que los sólidos.

Figura 10. Comparación de los diferentes estados de la materia

La existencia de las fuerzas intermoleculares en los líquidos se muestra en algunas propiedades que tienen estos, como son la viscosidad y la tensión superficial.

1. Viscosidad: es la propiedad de los fluidos que caracteriza su resistencia a fluir. Un fluido es menos viscoso cuanto mejor sea su capacidad de fluir. De este modo, el aceite es más viscoso que el agua.

No se debe confundir viscosidad con densidad. Por ejemplo, el aceite es más viscoso que el agua, ya que le cuesta más fluir; pero como bien es sabido, el aceite flota sobre el agua, es decir, es menos denso.

La ciencia que estudia la viscosidad de los fluidos se denomina reología. Sus estudios llegan a ser de gran secreto industrial, por ejemplo, en la industria de la mayonesa o el ketchup.

Por supuesto, también es de suma importancia en los lubricantes. La viscosidad disminuye al aumentar la temperatura. Sin embargo, en los aceites para automoción es de suma importancia que la viscosidad sea aproximadamente constante con la temperatura. Esto se consigue con los lubricantes “multigrado”.

2. Tensión superficial: es la tensión que existe en la superficie de los líqui-dos. Si observamos la superficie de un líquido, parece que tenga una membrana. Por ejemplo, un vaso de agua se puede llenar un nivel por encima del borde. El agua se curva hacia arriba, como si hubiese una membrana que contuviese el agua y evitase que se derrame. Este hecho se debe a la tensión superficial. La tensión superficial hace que una hoja de afeitar pueda “flotar” encima del agua. Sin embargo, si se introduce la cuchilla en el seno del fluido, se irá al fondo, debido a que la cuchilla es

Sólido Líquido Gas

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más densa que el agua. La explicación a la tensión superficial se encuen-tra en las fuerzas intermoleculares. Una molécula que se encuentre en el seno del fluido es atraída de igual manera en todas las direcciones, ya que está completamente rodeada por otras moléculas. Sin embargo, una molécula en la superficie tiene una fuerza neta que la dirige hacia el inte-rior del fluido, ya que sobre ella no hay otras moléculas de fluido. A esta fuerza resultante se debe el fenómeno de la tensión superficial.

La tensión superficial es una propiedad que aprovechan los insec-tos denominados “zapateros” para desplazarse por el agua sobre sus patas.

Cristales líquidos

Por definición, un cristal líquido es un líquido. Pero también tiene ciertas características de los sólidos cristalinos. Esto es debido a que las moléculas de los cristales líquidos pueden moverse libre-mente, como ocurre en los líquidos, pero guardan una orientación determinada, como ocurre en los sólidos cristalinos. Los cristales líquidos suelen formarse con moléculas alargadas, que se empa-quetan en una misma dirección para mantenerse unidas.

Los cristales líquidos son anisótropos, como los sólidos cristalinos. Por ejemplo, reflejan de manera diferente la luz según la dirección de los rayos incidentes. Además, sus propiedades pueden variar al exponerlos a un estímulo externo, como es un campo eléctrico. Este hecho ha posibilitado su utilización en las pantallas de cristal líquido LCD (liquid crystal display).

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4. TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE LA MATERIA

La teoría cinética nació a partir de la segunda mitad del siglo XIX, completando con nuevos conceptos la teoría atómico-molecular de la materia. Por ello, se le ha llamado teoría cinético-molecular.

La teoría cinético-molecular parte de dos ideas fundamentales:

1. Las moléculas (en general, partículas) de la materia están en movimiento constante.

2. La temperatura es la manifestación externa de ese movimiento.

La temperatura mide la energía con la que se mueven los átomos o las partículas de una sustancia.

La temperatura más baja posible se denomina cero absoluto, co-rrespondiéndose con 0 K = -273,15 ºC. A esta temperatura, los átomos y las moléculas tienen la menor energía posible, aunque no se encuentran totalmente quietos. Simplemente, no pueden perder más energía, por lo que no pueden transmitir calor a otras partículas.

4.1. GASES

Las moléculas que forman el gas se encuentran libres, independientes unas de otras, en constante movimiento al azar; los incesantes choques contra las paredes del recipiente es lo que se conoce como presión de gas.

La presión aumenta con el número de moléculas que chocan contra las paredes y con la energía cinética de las mismas.

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Es importante recordar el concepto de gas ideal.

Denominamos gas ideal a aquel que reúne las siguientes condi-ciones:

1. Las fuerzas entre sus moléculas son nulas.

2. El volumen de las mismas es despreciable frente al volumen total del gas.

Los gases reales se alejan del comportamiento ideal a altas pre-siones y bajas temperaturas, condiciones próximas ya al estado líquido.

La temperatura del gas depende de la velocidad con la que se muevan sus molécu-las. Si dos gases diferentes se encuentran a la misma temperatura, sus moléculas poseerán la misma energía cinética media. Se habla de valores medios porque, en un instante dado y como consecuencia de los choques, no todas las moléculas poseen la misma velocidad. Hay una distribución de las velocidades que dependen de la temperatura.

4.2. SÓLIDOS

Sólidos y gases representan estados extremos del comportamiento de conjun-tos de moléculas. En el sólido, las moléculas han perdido casi por completo la libertad de movimiento, pero no están completamente fijas, sino que se encuen-tran oscilando en torno a unas posiciones fijas. Esto se debe a que el movimien-to térmico de las partículas es incapaz de vencer las fuerzas de unión que exis-ten entre ellas.

Figura 11. Movimiento de átomos y moléculas según sea el estado de agregación en el que se encuentren

Al calentar el sólido se transmite energía cinética a las partículas, con lo que vibran cada vez más rápidamente. A una cierta temperatura la agitación es lo suficientemente intensa como para que se aparten de sus posiciones fijas. Se destruye el orden geométrico y el sólido se funde.

Gas Sólido Líquido

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4.3. LÍQUIDOS

En los líquidos las partículas poseen mayor libertad de movimiento que en los sólidos, puesto que a las fuerzas atractivas se contrapone una intensa agitación térmica.

Movimiento browniano

El movimiento continuo de partículas sólidas en el seno de un flui-do se denomina movimiento browniano en honor a su descubridor, Robert Brown. Este botánico inglés, al mirar al microscopio estruc-turas vegetales, descubrió que pequeñas partículas se movían continuamente en la savia.

El movimiento continuo de estas partículas no está relacionado con la materia viva o vegetal, sino que ocurre siempre que peque-ñas partículas se dispersan en un fluido, ya sea líquido o gas. Las pequeñas partículas se mueven porque son bombardeadas por átomos o moléculas del fluido continuamente en todas las direc-ciones. Este movimiento es errático, con cambios de dirección constantes y bruscos.

La evaporación se debe al efecto de las moléculas de energía cinética más alta, que pueden superar las fuerzas intermoleculares y abandonan el líquido a través de su superficie. Cuando esto sucede, es evidente que la energía cinética media de las moléculas que se quedan disminuye y, por tanto, la temperatura descien-de. Para que continúe el proceso con la misma intensidad, el líquido toma del medio que le rodea el calor necesario. Así se explica, por ejemplo, que si hume-decemos la piel con un poco de alcohol, se enfríe esta al evaporarse el mismo.

Si el recipiente está cerrado, las moléculas que escapan del líquido no pue-den salir de aquel, y su concentración en la fase gaseosa llega a hacerse lo suficientemente grande para que el número de las que vuelven al líquido por unidad de tiempo sea igual al número de las que escapan del mismo. En este estado de equilibrio, la presión de las moléculas que se evaporan en la fase gaseosa es la presión de vapor del líquido.

Como la evaporación (por evaporación o por ebullición) supone la ruptura prác-ticamente total de las fuerzas intermoleculares, el calor de evaporación es una medida de la intensidad de dichas fuerzas. En cambio, el calor de fusión es normalmente mucho más pequeño que el de vaporización, ya que en la fusión tiene lugar solo un debilitamiento de estas fuerzas. También los puntos de fu-sión y de ebullición de una sustancia dependen de las fuerzas de atracción entre sus partículas. Si estas son pequeñas, basta una pequeña agitación, es decir, una pequeña variación de energía para que el sólido funda o el líquido hierva.

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Sustancias P.f. (ºC)

Calor molar de fusión

(kJ/mol)

P.e. (ºC)

Calor molar de vaporización

(kJ/mol)

Neón

Cloro

Agua

Sodio

Cloruro sódico

Cobre

-284.4

-101

0

98

808

1083

0,34

6,4

6,0

2,6

28,5

13,0

-245,8

-34,1

100

889

1465

2582

1,7

20,4

40,7

101

171

305

Fuerzas intermoleculares entre líquidos y sólidos

¿Todos los líquidos mojan? Sorprendentemente, la respuesta es no. Por ejemplo, si nos recubrimos un dedo con aceite y lo intro-ducimos en agua, veremos que el dedo sale prácticamente seco. Se dice que el agua no moja el aceite. Sin embargo, el agua moja la mayoría de los sólidos, mientras que otros líquidos, como el mercurio, no mojan casi ninguno.

La diferencia entre líquidos que mojan y líquidos que no mojan se debe a las diferentes fuerzas existentes entre los átomos y las moléculas del líquido (fuerzas de cohesión) y las fuerzas existentes entre el líquido y el sólido (fuerzas de adhesión).

Líquido que moja: las fuerzas de adhesión son mayores que las de cohesión, y el líquido tiende a tener una gran su-perficie de contacto con el sólido. Por ejemplo, una gota de agua depositada sobre una superficie de madera se aplasta y extiende.

Líquido que no moja: las fuerzas de cohesión son mayores que las de adhesión. El líquido prefiere rodearse por átomos o moléculas del mismo líquido y parece que repeliese al sólido. Una gota de mercurio sobre una superficie sólida mantiene una forma esférica, debido a que la esfera es el cuerpo geo-métrico que tiene menor superficie por unidad de volumen.

Superficie sólida

Gota de agua Gota de mercurio

28


El fenómeno de la capilaridad refleja este comportamiento. Cuan-do un líquido se pone en contacto con un delgado tubo hueco, o capilar, pueden ocurrir dos cosas: que el líquido moje o no moje al sólido. Si el líquido moja al sólido, asciende por el interior del capi-lar, desafiando la ley de los vasos comunicantes. Por el contrario, si no lo moja, el líquido desciende su nivel dentro del capilar. La forma del borde del líquido en el interior del capilar, o menisco, también es diferente según sea el caso.

Líquido que moja Líquido que no moja

Por capilaridad, asciende el agua en las plantas, se mantiene la llama en las mechas de un mechero de alcohol, una lámpara de aceite o una vela, y asciende el agua por un trozo de papel. Este último fenómeno es el fundamento de la cromatografía, la cual se basa en separar diferentes compuestos de una mezcla en base a su diferente velocidad de ascenso por una lámina de papel.

Agua Mercurio

Capilares de vidrio

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5. CAMBIOS DE ESTADO

Si dejamos un poco de agua en un recipiente, al cabo de cierto tiempo desaparece completamente por pasar al estado de vapor. Este fenómeno se llama evaporación y se produce solo en la superficie del líquido. Si se cierra herméticamente el recipiente y la temperatura es de 20 ºC, la presión interior debida a la evaporación llega a au-mentar en 17,5 mm Hg. Esta es la presión de vapor del agua a 20 ºC. La presión de vapor de agua depende de la temperatura y aumenta rápidamente con ella, según podemos ver en la figura siguiente. Esto mismo sucede para cualquier líquido.

Figura 12. Variación de la presión de vapor con la temperatura de diferentes

sustancias

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Si ahora calentamos agua en un cazo sin cubrir, la presión de vapor irá aumen-tando con la temperatura, ya que la evaporación se irá haciendo más intensa. Cuando la presión de vapor llegue a igualar la presión atmosférica ocurre un nuevo fenómeno, el vapor no se origina solo en la superficie sino que comienza a originarse también en el interior del líquido y escapa formando burbujas: es la ebullición, el líquido hierve. Esto es así porque al estar formada una burbuja por vapor, su presión interior coincide con la presión de vapor del líquido y hasta que no tenga una presión por lo menos igual a la atmosférica, la burbuja no puede formarse.

La temperatura de ebullición depende, pues, de la presión del ambiente.

Cuanto más baja sea la presión antes hierve el agua. Por ejemplo, a 750 mm Hg hierve a 99,6 ºC. Se dice que el punto de ebullición del agua es a 100 ºC porque se toma como punto de ebullición de un líquido la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a 760 mm Hg, como podemos ver en la figura anterior.

El cambio de estado de sólido a líquido también puede estudiarse de forma semejante y, asimismo, definir el punto de fusión. En algunas sustancias se verifica un paso directo de sólido a vapor. Es la sublimación. Todos estos cambios de estado, así como los inversos de condensación y solidificación, pueden estudiarse en un diagrama P-T análogo a la figura 13 para el agua.

Figura 13. Diagrama de fases para el agua

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Cada cambio de estado va acompañado de una variación de energía. Así, para vaporizar un mol de agua se necesitan 40,7 kJ. Este es el calor molar de la va-porización del agua. En el cambio inverso, cuando se condensa un mol de vapor de agua se desprenden exactamente los 40,7 kJ anteriores. La fusión de un mol de hielo requiere 6,0 kJ. En la siguiente tabla se indican los calores molares de fusión y vaporización de varias sustancias:

Sustancias P.f. (ºC) Calor molar de fusión

(kJ/mol) P.e. (ºC)

Calor molar de vaporización

(kJ/mol)

Neón

Cloro

Agua

Sodio

Cloruro sódico

Cobre

-284.4

-101

0

98

808

1083

0,34

6,4

6,0

2,6

28,5

13,0

-245,8

-34,1

100

889

1465

2582

1,7

20,4

40,7

101

171

305

Existen hasta 14 formas de hielo diferentes, dependiendo de la presión y temperatura a la que cristaliza. En el siguiente diagrama se muestra un ejemplo de estas condiciones:

El hielo normal, el que se forma en condiciones habituales y es menos denso que el agua, se denomina hielo I; se encuentra for-mado por cristales hexagonales. Como puede observarse, existe hielo VI a 50 ºC, aunque es necesaria una presión muy elevada (10.000 atm).

32


Diagrama de fases

El diagrama de fases de una sustancia relaciona las fases que se en-cuentran en equilibrio en unas condiciones de presión y temperatura determinadas. Supongamos que el diagrama de fases de una sustancia A es el siguiente:

¿Qué información podemos extraer de este diagrama?

1.º Vemos las regiones que corresponden al estado sólido, líquido o gaseoso, y las divisiones entre ellas. Por ejemplo, si las condiciones son las correspondientes a 1 atm y T1, la sustancia se encontrará en estado sólido. Al ir aumentando la temperatura, nos movemos por la línea horizontal hasta que llegamos a la temperatura Tfus. Esta es la temperatura de fusión (en este caso se dice temperatura de fusión normal porque es a 1 atm); a esta temperatura el sólido funde, y se encuentran en equilibrio el sólido y el líquido. Si seguimos aumentando la temperatura, la sustancia se mantendrá en estado líquido hasta que alcance la temperatura de ebullición, Teb. En este punto se encuentran en equilibrio el líquido y el gas. Un mayor aumento de la temperatura hace que la sustancia se encuentre en estado gaseoso.

2.º Cuando decimos que varias fases se encuentran en equilibrio signi-fica que si ponemos en contacto la cantidad que sea de cada una de ellas, no se produce ningún cambio en la composición de la mezcla, pero si introducimos dos fases en una situación de no equilibrio, la composición de la mezcla evolucionará hasta la condi-ción que marque el diagrama. Por ejemplo, si a 1 atm y T1 introdu-cimos una mezcla de líquido y gas, ambos se solidificarán, ya que la fase estable en estas condiciones es la sólida.

Temperatura

Pre

sión

Punto triple

Gas

Líquido

Sólido

Punto crítico

Fluido supercrítico gas

Tc Teb Tfus Tpt

Ppt

Pc

T1

1 atm

33


3.º Existen dos puntos importantes dentro de este diagrama: el punto triple y el punto crítico.

Punto triple: en este punto se encuentran en equilibrio las tres fases: sólido, líquido y gas. Se encuentra definido por la temperatura y la presión del punto triple (Tpt y Ppt). Una ca-racterística importante de este punto es que a presiones menores que Ppt no existe el estado líquido. El cambio de fa-se se realiza directamente entre el sólido y el gas, es decir, ocurre la sublimación. Este es el caso del hielo seco (CO2 sólido) cuyo punto triple se encuentra a 5,2 atm y -56,6 ºC. Por tanto, si el CO2 sólido se expone a las condiciones am-bientales, éste sublima.

Punto crítico: es un punto por encima del cual tiene lugar un curioso fenómeno. Si tenemos en un frasco cerrado un líqui-do, el vapor se mantiene en equilibrio a la temperatura a la que se encuentre. Si aumentamos la temperatura del reci-piente, veremos que parte del líquido se evapora, aumentan-do la presión de la fase gaseosa. Pero cuando llegamos a la temperatura crítica, Tc, se observa que la separación entre lí-quido y gas desaparece de repente. No ha habido un cambio de fase de líquido a gas, sino que se ha creado un nuevo flui-do, denominado fluido supercrítico. Este estado tiene caracte-rísticas del estado gaseoso, como que no posee forma propia y ocupa todo el volumen del recipiente que lo contiene, y ca-racterísticas del estado líquido, como elevada densidad. Los fluidos supercríticos tienen interesantes características, como es una elevada capacidad de disolución. Por ejemplo, se usa CO2 supercrítico en lavanderías, sustituyendo al peligroso la-vado en seco.

4.º La inclinación de la línea entre el sólido y el líquido hace que un sólido reaccione de una manera concreta frente a un cambio de presión. El diagrama descrito se puede corresponder con el caso del agua. Un aumento de la presión puede hacer que se pase de sólido a líquido. Esta es la propiedad por la que resulta posible patinar sobre el hielo. Las cuchillas ejercen presión sobre la su-perficie de hielo, derritiéndose una fina capa sobre la cual se desliza el patinador. Igualmente, de ese modo, una cuerda atada a dos pesas puede atravesar una barra de hielo sin partirla. La cuerda ejerce presión sobre la barra, derritiendo la parte que queda sobre ella. A medida que la cuerda va atravesando la ba-rra de hielo, el agua formada se vuelve a congelar, ya que se ha liberado la presión sobre ella. Cuando la cuerda ha atravesado del todo la barra de hielo, esta se ha vuelto a congelar.

En otros casos, la inclinación de esta línea es hacia la derecha, y este fenómeno no se llega a observar.

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CONCLUSIONES

El modelo atómico ha sido útil para describir los diferentes estados de la materia. Aplicando la teoría cinética al modelo atómico de la materia, se pueden explicar las propiedades de cada estado y las transiciones entre estos. De este modo, átomos y moléculas están en constante movimiento, y en función de la energía que posean se encontrarán en estado sólido, líquido o gaseoso.

La relativa sencillez de las expresiones que relacionan diferentes propiedades de los gases (masa, presión, temperatura y volumen) se debe a que las fuerzas entre las partículas gaseosas son muy débiles. Una menor energía y una mayor atracción entre los átomos y las moléculas harán que se pase al estado líquido o al sólido.

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RECAPITULACIÓN

Ley de Avogadro:

Si la temperatura y presión son idénticas, en volúmenes iguales de ga-ses hay el mismo número de moléculas.

V = k· n (a P y T constantes)

Ley de Boyle:

A temperatura constante, los volúmenes que ocupa una misma masa de gas son inversamente proporcionales a las presiones que soporta.

V = k' 1/P (a T y n constantes)

Ley de Gay-Lussac:

Todos los gases poseen igual coeficiente de dilatación, es decir, al pro-ducirse un mismo aumento de temperatura, el incremento de volumen es el mismo para todos.

V = k'' T (a P y n constantes)

Ecuación de estado de los gases:

P · V = n · R · T

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De la que obtenemos la siguiente expresión referida a una misma masa gaseosa:

2

22

1

11

TVP

TVP

=

Ley de Dalton:

La presión ejercida por una mezcla de gases es la suma de las presio-nes parciales de los gases:

PT = ΣPi

Denominamos gas ideal a aquel que reúne las siguientes condiciones:

1. Las fuerzas entre sus moléculas son nulas.

2. El volumen de las mismas es despreciable frente al volumen total del gas.

Los sólidos moleculares están constituidos por moléculas, estas a su vez están compuestas por átomos unidos por enlaces covalentes. En la mayor parte las fuerzas intermoleculares son débiles, por lo que los puntos de ebullición y de fusión son en general bajos; en condiciones ordinarias, la mayoría de estas sustancias son gaseosas.

Otra forma de presentación de las sustancias sólidas es en forma de red atómica. No hay moléculas individuales, todos los átomos que las componen están unidos entre sí, lo que les confiere gran dureza y puntos de fusión y ebullición altos; además, son muy insolubles.

Los cristales iónicos se presentan de manera que los iones positivos y negativos están empaquetados regularmente en los vértices de la red. Cada ión está ro-deado de iones de signo contrario. Son duros, pero quebradizos, y solubles en disolventes polares.

En la red metálica los iones positivos se colocan en los vértices, entre los que pueden moverse libremente los electrones responsables de la unión entre ellos.

La teoría cinético-molecular parte de dos ideas fundamentales:

1. Las moléculas (en general, partículas) de la materia están en movimiento constante.

2. La temperatura es la manifestación externa de ese movimiento.

A 0 K, el movimiento molecular cesa por completo, por ello es la temperatura más baja posible. Este es el significado del cero absoluto.

La evaporación se debe al efecto de las moléculas de energía cinética más alta, que pueden superar las fuerzas intermoleculares y abandonan el líquido a través de su superficie.

Los puntos de fusión y de ebullición de una sustancia dependen de las fuerzas de atracción entre sus partículas.

La temperatura de ebullición depende de la presión del ambiente, cuanto más baja sea la presión antes hierve el agua.

39


AUTOCOMPROBACIÓN

1. En un rifle de aire comprimido se logran encerrar 150 cm3 de aire que se encontraban a presión normal y que ahora pasan a ocupar un volumen de 25 cm3. Señala la presión que ejerce el aire:

a) 12 atm.

b) 6 atm.

c) 3 atm.

d) 8 atm.

2. Una cierta cantidad de gas, que ocupa un volumen de 1 litro a la tem-peratura de 100 ºC y a 760 mm de Hg de presión, se calienta hasta 150 ºC manteniendo constante la presión. Determina el volumen que ocupará en estas condiciones:

a) 1,654 l.

b) 1,221 l.

c) 1,134 l.

d) 1,886 l.

3. Indica el volumen que ocuparían 2 moles de oxígeno que se encuentran sometidos a una presión de 5 atmósferas y a una temperatura de 27 ºC:

a) 8,32 l.

b) 7,46 l.

c) 9,84 l.

d) 8,11 l.

40


4. Si en un recipiente de 5 litros de capacidad tenemos 14 gramos de ni-trógeno, a 127 ºC de temperatura, y la presión exterior es de 760 mm de Hg, ¿cuánto nitrógeno saldrá si abrimos el recipiente hasta que se iguale la presión con la exterior?

a) 9,732 g.

b) 8,245 g.

c) 9,995 g.

d) 8,565 g.

5. La fórmula molecular del vapor de cloruro de aluminio, sabiendo que 0,502 gramos de dicho compuesto calentados a 450K originan 71,3 cm3 de vapor, medidos a 740 mm de Hg de presión, es la siguiente:

a) Al2 Cl3.

b) AlCl6.

c) Al6Cl3.

d) Al2Cl6.

6. El número de moles de 1,4 gramos de metano es:

a) 1,326.

b) 0,0875.

c) 0,0286.

d) 1,532.

7. Las redes atómicas cumplen una de las siguientes características:

a) Punto de fusión bajo.

b) Solubles en disolventes apolares.

c) Insolubles en disolventes polares.

d) Dureza media.

8. La conductividad eléctrica de los metales:

a) Se debe a la movilidad de sus iones.

b) Disminuye con el aumento de la temperatura.

c) Muestra que el brillo responde a que solo pueden emitir luz a altas frecuencias.

d) Todas son ciertas.

41


9. La temperatura de ebullición:

a) Aumenta con el aumento de presión.

b) Disminuye al aumentar la presión.

c) No depende de la presión.

d) Depende de la cantidad de líquido.

10. ¿A qué temperatura debemos calentar 2 moles de nitrógeno conteni-dos en un recipiente de 40 litros de capacidad para que su presión sea 2⋅105 Pa?

a) 108 ºC.

b) 228 ºC.

c) 308 ºC.

d) 208 ºC.

43


SOLUCIONARIO

1. b 2. c 3. c 4. a 5. d

6. b 7. c 8. b 9. a 10. d

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PROPUESTAS DE AMPLIACIÓN

Aprende más sobre los estados de agregación en:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/estados/estados1.htm

Para conocer más acerca de la teoría cinética de los gases, puedes visitar el siguiente enlace:

http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/gasIdeal/gasIdeal.html

45


BIBLIOGRAFÍA

DEL BARRIO, J. J. y MONTEJO, C. Química. 2.º de Bachillerato. SM.

Química. 2.º de Bachillerato. Bruño.

Química. 2.º de Bachillerato. Casals.

AUSTENCH, M. y otros. Física y Química. 1.º de Bachillerato. SM.

Física y Química. 1.º de Bachillerato. Anaya.

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