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UNIDAD 2. ESTADOS DE LA MATERIA
GUION DE LA UNIDAD
1. LOS ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA
2. LA TEORÍA CINÉTICA Y LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN.
3. LAS LEYES DE LOS GASES.
3.1. LEY DE BOYLE-MARIOTTE.
3.2. LEY DE GAY-LUSSAC.
3.3. LEY DE CHARLES.
4. CAMBIOS DE ESTADO.
1. LOS ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA.
• La materia puede presentarse en tres estados: sólido, líquido y gas.
• Cualquier cambio entre ellos se llama cambio de estado. Como no afecta a la
composición de la materia se trata de un cambio físico.
• Así, por ejemplo, el agua podemos encontrarla en estado sólido (hielo), en estado
líquido o en estado gaseoso (vapor de agua).
1. LOS ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA.
• Existen otros estados como el plasma (presente en pantallas de televisión) o el cristal
líquido (en pantallas de teléfonos móviles).
• En este curso nos centraremos en los tres primeros. Sus características son:
ESTADO SÓLIDO LÍQUIDO GAS
CARACTERÍSTICAS
Forma y volumen
constantes.
No se expanden ni se
comprimen.
Volumen constante
pero forma variable.
Pueden fluir. No se
expanden y se
comprimen poco.
Forma y volumen
variables. Pueden
fluir. Se expanden y
se comprimen.
EJEMPLOS Hielo, sal, mármol,
etc.
Agua, aceite, alcohol,
etc.
Vapor de agua,
oxígeno, butano, etc.
IMAGEN
2. LA TEORÍA CINÉTICA Y LOS ESTADOS DE
AGREGACIÓN.
• Para explicar las características de los diferentes estados de agregación (sólido,
líquido y gas) se utiliza la teoría cinética de la materia.
• Según la teoría cinética:
1) La materia está constituida por partículas muy pequeñas independientes.
2) Las partículas están en continuo movimiento, y el estado de agitación aumenta con
la temperatura.
3) Entre las partículas existen fuerzas de atracción que son más intensas cuanto más
cerca se encuentran unas de otras.
2. LA TEORÍA CINÉTICA Y LOS ESTADOS DE
AGREGACIÓN.
ESTADO SÓLIDO. Las partículas se encuentran unidas
por grandes fuerzas que las mantienen unidas a distancias
relativamente pequeñas. El movimiento de las partículas
se limita a ser de vibración, sin que se puedan desplazar.
• Conforme aumenta la temperatura, la amplitud de la
vibración de las partículas se hace mayor por lo que el
sólido se dilata. http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincena3/3q3_index.htm
• Los objetos en estado sólido se presentan como cuerpos de forma definida. En los
sólidos cristalinos existen fuerzas de enlace que ubican las partículas en formas
geométricas. En los sólidos amorfos o vítreos, por el contrario, las partículas que los
constituyen carecen de una estructura ordenada.
2. LA TEORÍA CINÉTICA Y LOS ESTADOS DE
AGREGACIÓN.
• ESTADO LÍQUIDO. En este estado las fuerzas entre las
partículas son más débiles que en el sólido lo que implica que
éstas tengan libertad de movimiento, así las partículas están
dotadas de movimientos de vibración, rotación y traslación.
No obstante, las partículas aún se mantienen cercanas unas a otras.
Por eso los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene pero ocupan un
volumen fijo.
Otra propiedad de los líquidos, que comparten con los gases, es que pueden fluir.
• https://phet.colorado.edu/sims/html/states-of-matter/latest/states-of-matter_es.html
2. LA TEORÍA CINÉTICA Y LOS ESTADOS DE
AGREGACIÓN.
• ESTADO GASEOSO. En el estado gaseoso las fuerzas entre las
partículas son prácticamente nulas y éstas se pueden mover libremente
y la distancia entre ellas es mucho mayor que en los estados sólido y
liquido. Por ello, las partículas de los gases ocupan todo el volumen
disponible del recipiente.
Los gases son fácilmente compresibles y toman la forma del recipiente
que los contiene.
• https://phet.colorado.edu/sims/html/states-of-matter/latest/states-of-matter_es.html
2. LA TEORÍA CINÉTICA Y LOS ESTADOS DE
AGREGACIÓN.
ACTIVIDAD 1. ¿A qué estado o estados de agregación corresponde cada una de las siguientes
propiedades?
a) No se puede comprimir. b) Se difunde fácilmente. c) Mantiene su forma. d) Puede fluir.
ACTIVIDAD 2. Explicar los siguientes fenómenos utilizando la teoría cinética de la materia:
a) Cuando se construyen las vías del tren, se deja un pequeño
espacio entre cada tramo de vía.
b) La carne guisada puede olerse a gran distancia, mientras que
la carne cruda apenas huele.
c) El butano es una sustancia gaseosa. Sin embargo, si se agita una bombona se escucha cómo se
mueve un líquido.
ACTIVIDAD 3. ¿En qué estado será mayor la densidad para una sustancia?
NOTA: se pueden realizar los ejercicios del 1 al 4 del trabajo
3. LEYES DE LOS GASES.
Tengamos en cuenta:
• Las partículas de gas no ocupan volumen (son puntuales).
• Las partículas están en continuo movimiento (el estado de
agitación aumenta con la temperatura).
• Las partículas colisionan entre sí y con las paredes del recipiente.
• La presión del gas se debe a los choques de las partículas con las
paredes del recipiente, de manera que si metemos más gas en un recipiente (más
choques) por lo que la presión aumentará.
• Si elevamos la temperatura, las partícula se moverán más rápidamente, lo que
provocará un aumento de los choques. Si enfriamos, se moverán más lentamente,
menos choques.
3. LEYES DE LOS GASES.
• La relación entre la presión a la que se encuentra un gas, el volumen que ocupa y la temperatura nos permite explicar el comportamiento de los gases.
• TEMPERATURA. Es una magnitud que está relacionada con el estado de movimiento de las partículas de un material. La temperatura se mide en grados centígrados (escala Celsius) aunque también puede medirse en otras escalas. En el estudio de los gases se utiliza la escala absoluta o Kelvin.
• La temperatura se mide con el termómetro.
• Recuerda que: T (K) = T (ºC) + 273
3. LEYES DE LOS GASES.
ACTIVIDAD 4. ¿Cuál es la temperatura en la escala absoluta de una habitación que se
encuentra a 24 ºC? ¿Qué temperatura, en grados centígrados, corresponde a 120 K?
PRESIÓN. La presión mide la fuerza por unidad de superficie. Como ya hemos
comentado anteriormente, la presión de un gas se debe a los choques de las partículas
sobre las paredes del recipiente.
La presión en el interior de un recipiente se mide con un manómetro,
mientras que la presión atmosférica se mide con el barómetro.
En el estudio de los gases se suelen utilizar las unidades: atmósfera (atm)
y mmHg. Su equivalencia es:
1 atm = 760 mmHg
3.1. LEY DE BOYLE-MARIOTTE.
• Robert Boyle y Edmé Mariotte comprobaron que si la temperatura se mantiene
constante (proceso isotermo) la presión del gas y el volumen eran inversamente
proporcionales. Si una magnitud aumenta la otra disminuye.
• La teoría cinética nos permite explicar dicho resultado. Si disminuye el volumen
ocupado por el gas, las partículas de gas que mantienen su estado de agitación, porque
la temperatura no cambia, chocarán más frecuentemente con la pared del recipiente,
por lo que la presión subirá.
3.1. LEY DE BOYLE-MARIOTTE.
• Si representamos los datos se obtiene una gráfica del tipo:
• La expresión matemática es: P · V = K (en nuestro ejemplo K = 3)
3.1. LEY DE BOYLE-MARIOTTE. • Otra forma de expresar la ley de Boyle-Mariotte es: P1 · V1 = P2 · V2
• Conocidas la presión y el volumen de un gas, si se realiza una modificación en una de las magnitudes a T = cte, la ley de Boyle-Mariotte nos permite calcular la otra magnitud.
• En toda ecuación con una igualdad debemos utilizar las mismas unidades en ambos miembros.
ACTIVIDAD 5. En un recipiente de 200 cm3 se introduce oxígeno gaseoso a 4 atm de presión. ¿Qué presión ejercerá si el volumen del recipiente se amplia hasta 8 L manteniendo constante la temperatura?
ACTIVIDAD 6. Experimentando a temperatura constante
con una determinada cantidad de gas e ir variando el volumen
del recipiente (dotado de émbolo) y midiendo los valores de
presión para cada volumen, los valores vienen representados
en esta tabla: ¿Cumple con la ley de Boyle?
¿Cuál será la presión para 2,5 L?
NOTA: se pueden hacer los ejercicios del trabajo 5 y 6.
V(L) P(atm)
1 5,4
1,5 3,6
2 2,7
4,5 1,2
5,4 1
3.2. LEY DE GAY-LUSSAC.
• El químico Joseph Louis Gay-Lussac, estudió cómo cambiaba la presión de un gas
cuando cambiaba la temperatura, manteniendo el volumen del recipiente constante
(proceso isocoro).
• Para hacerlo bloqueó el émbolo para que no cambiase el volumen del recipiente y,
posteriormente, subió la temperatura del gas. El manómetro indicaba que la presión
también subía.
3.2. LEY DE GAY-LUSSAC.
• La teoría cinética explica esta situación. Al aumentar la temperatura, las partículas de
gas se mueven más rápidamente, por lo que chocarán más veces con las paredes del
recipiente, subiendo la presión.
• Si los datos de presión y temperatura se representan, vemos que si el volumen es
constante, ambas magnitudes son directamente proporcionales.
3.2. LEY DE GAY-LUSSAC.
• La expresión matemática es: 𝑷
𝑻 = K (en nuestro ejemplo K = 0,01)
• Otra forma de expresar la ley de Gay-Lussac es: 𝑷𝟏
𝑻𝟏 =
𝑷𝟐
𝑻𝟐
• Conocidas la presión y la temperatura de un gas, si se realiza una modificación en una de las magnitudes a V = cte, la ley de Gay-Lussac nos permite calcular la otra magnitud.
• La temperatura debe expresarse siempre en Kelvin.
ACTIVIDAD 7. Se introduce gas nitrógeno en un recipiente de 5 L a 2 atm y 20 ºC. ¿Cuál será la presión si la temperatura es aumentada a 40 ºC sin variar el volumen?
ACTIVIDAD 8. En un recipiente de 2 L se introduce un gas a una presión de 1520 mmHg y una temperatura de 60 ºC, ¿cuál será la temperatura si la presión sube a 2,5 atm sin variar el volumen?
NOTA: se pueden hacer los ejercicios del trabajo 7 y 8.
3.3. LEY DE CHARLES.
• Jacques Alexandre Charles estudió cómo cambiaba el volumen de un gas cuando
cambiaba la temperatura, manteniendo la presión del gas constante (proceso
isobaro).
• Para hacerlo dejaría el émbolo libre de manera que la presión no cambie y
posteriormente calentaría el gas, observando el aumento de volumen del recipiente.
3.3. LEY DE CHARLES.
• La teoría cinética nos explica lo sucedido. Al calentar el gas, las partículas del mismo
se mueven más rápido por lo que se producirían más choques contra la pared del
recipiente, y la presión aumentaría. Para que esto no ocurra, el volumen del recipiente
aumenta, para que el número de choques no cambie, y la presión se mantenga
constante.
• Si representamos de volumen y temperatura, vemos que si la presión es constante,
ambas magnitudes son directamente proporcionales.
3.3. LEY DE CHARLES.
• La expresión matemática es: 𝑽
𝑻 = K (en nuestro ejemplo K = 0,025)
• Otra forma de expresar la ley de Charles es: 𝑽𝟏
𝑻𝟏 =
𝑽𝟐
𝑻𝟐
• Conocidos el volumen y la temperatura de un gas, si se realiza una modificación en una de las magnitudes a P = cte, la ley de Charles nos permite calcular la otra magnitud.
• La temperatura debe expresarse siempre en Kelvin.
ACTIVIDAD 9. Una muestra de hidrógeno gaseoso ocupa un volumen de 5 L a una presión de 2 atm, cuando la temperatura es 15 ºC. ¿Qué volumen ocupará a -10 ºC si la presión no se modifica?
ACTIVIDAD 10. Un gas ocupa un volumen de 500 cm3 a 0 ºC. ¿Cuál será la temperatura si el volumen del recipiente aumenta a 2 L por efecto del calentamiento?
NOTA: se pueden hacer los ejercicios del trabajo 9 y 10.
4. CAMBIOS DE ESTADO. • Una manera (no la única, ya que mediante un cambio de presión también puede
ocurrir) de lograr que una sustancia cambie de estado es calentarla o enfriarla. Los
cambios de estado que absorben calor reciben el nombre de cambios de estado
progresivos. Por el contrario los cambios de estado que necesitan que la sustancia se
enfríe (desprenda calor) reciben el nombre de cambios de estado regresivos.
4. CAMBIOS DE ESTADO. • Los cambios de estado pueden explicarse desde la teoría cinético de la materia. El
aumento de temperatura supone un incremento en el nivel de agitación térmica de las
partículas que constituyen la materia.
• Cuando aumenta el estado de agitación de las partículas del sólido puede ocurrir que
aumenta que las partículas abandonen su posición inicial fluyendo respecto de las
otras. Se ha llegado al estado liquido y se ha producido la fusión.
• Si seguimos aumentando la temperatura puede que las partículas amplíen tanto sus
movimientos que puedan ocupar cualquier posición en el recipiente que las contiene
con lo que se llega al estado gas. Es el proceso de vaporización.
• El efecto contrario se produce cuando la temperatura desciende desde el estado
gaseoso al líquido (condensación) y luego al sólido (solidificación).
• Mientras se esta produciendo un cambio de estado la temperatura del sistema
permanece constante, ya que la energía se utiliza en vencer las fuerzas de atracción
entre partículas y no en aumentar el estado de agitación.
4. CAMBIOS DE ESTADO.
• Ejemplo: se calienta hielo que está a una
temperatura de –10ºC su temperatura asciende hasta
llegar a 0ºC (punto de fusión del agua). Mientras
coexisten el hielo y el agua líquida la temperatura
permanece constante a 0ºC aunque se siga
suministrando calor. Cuando ya se ha fundido todo el
hielo si se sigue calentando la temperatura del
líquido sigue ascendiendo hasta llegar a 100ºC
(punto de ebullición del agua), entonces el líquido
se transforma en vapor. Mientras siga habiendo agua
líquida la temperatura sigue a 100ºC. Solamente
cuando no hay líquido, si se sigue suministrando
calor, la temperatura del gas asciende por encima de
100ºC.
4. CAMBIOS DE ESTADO. • Cada sustancia (a una determinada presión) tiene una
temperatura de fusión y de ebullición (punto de
fusión y de ebullición) que pueden servir para su
identificación.
• Una sustancia será sólida si su temperatura se
encuentra por debajo del punto de fusión.
• Una sustancia será líquida si su temperatura se
encuentra entre la temperatura de fusión y ebullición.
• Una sustancia será gaseosa si su temperatura se
encuentra por encima del punto de ebullición.
• Ocurre, además, que mientras una sustancia está
fundiendo o hirviendo su temperatura permanece
invariable.
4. CAMBIOS DE ESTADO.
• El proceso de vaporización puede ocurrir de dos formas:
• Evaporación. Ocurre a cualquier temperatura y solamente en la superficie libre del
líquido. Ejemplo: la evaporación del agua del mar.
• Ebullición. Ocurre a una temperatura determinada y en todo el líquido.
4. CAMBIOS DE ESTADO. • También puede producirse un paso directo de sólido a gas sin pasar por el estado
líquido y también a la inversa de gas a sólido. Se trata de un proceso de sublimación o, en el segundo caso, sublimacion inversa.
• Ejemplo: Un ambientador sólido pasa directamente a gas sin pasar por estado líquido. Otro ejemplo es lo que le ocurre al yodo sólido cuando calienta pasa directamente a gas. Si se coloca sobre los vapores un vidrio de reloj con un trozo de hielo se condensan a sólido inmediatamente.
ACTIVIDAD 11. 1. ¿En qué estado de agregación se
encuentra el oxígeno a temperatura ambiente (20 ºC)?
¿Y a 0 ºC? ¿Y a 10 K?
2. ¿En qué estado de agregación se encuentra el hierro
a temperatura ambiente (20 ºC)? ¿Y a 2000 ºC? ¿Y a 0 ºC?
3. ¿En qué estado de agregación se encuentra el alcohol a
temperatura ambiente (20 ºC)? ¿Y a 90 ºC?¿Y a 90 K?
SUSTANCIA PUNTO DE
FUSIÓN
PUNTO DE
EBULLICIÓN
OXÍGENO - 218,9 ºC - 183 ºC
HIERRO 1536 ºC 3000 ºC
ALCOHOL - 114,7 ºC 78,5 ºC
4. CAMBIOS DE ESTADO.
• ACTIVIDAD 12. Observar la gráfica de la
derecha, correspondiente a una cierta sustancia
líquida.
a) ¿Se trata de una gráfica de calentamiento o de
enfriamiento? ¿Por qué?
b) ¿Cuánto tiempo permanece, aproximadamente,
la sustancia en estado líquido?
c) ¿Qué cambio de estado tiene lugar? ¿Cuánto
tiempo dura?
d) ¿Cuál es el punto de fusión de dicha sustancia?
4. CAMBIOS DE ESTADO. ACTIVIDAD 13. Observar la gráfica de la
izquierda, correspondiente a una cierta sustancia:
a) ¿Se trata de una gráfica de calentamiento o de
enfriamiento? ¿Por qué?
b) ¿Cuánto valen los puntos de fusión y
ebullición de la sustancia?
c) ¿En qué estado se encuentra la sustancia a 0
ºC? ¿Y a 400 K? ¿Y a 357 ºC?
NOTA: se pueden realizar los ejercicios desde
el 11 hasta el 14.
