Estados de la materia

La materia puede presentarse en diferentes estados de agregación dependiendo de las condiciones de temperatura y presión a las que está sometida.

Estados fundamentales

Estado sólido

En el estado sólido, las partículas están fuertemente unidas entre sí manteniendo posiciones fijas, aunque pueden vibrar alrededor de estas posiciones. Los sólidos tienen:

Forma y volumen definidos e independientes del recipiente que los contiene. Incompresibilidad (difíciles de comprimir).

• Rigidez (resistencia a la deformación).
• Baja capacidad de difusión.

Ejemplos: hielo, hierro, diamante, sal de mesa

Tipos de sólidos

Sólidos cristalinos: sus partículas están ordenadas en estructuras geométricas definidas (redes cristalinas). Ejemplo: sal, metales. Sólidos amorfos: sus partículas no presentan un orden definido. Ejemplo: vidrio, plásticos, cera.

Estado líquido

En el estado líquido, las partículas mantienen fuerzas de cohesión significativas pero tienen libertad de movimiento para deslizarse unas sobre otras. Los líquidos tienen:

Volumen definido pero forma variable que se adapta al recipiente que los contiene.

• Fluidez (capacidad de fluir).

Tensión superficial (resistencia a la penetración de la superficie).

• Viscosidad (resistencia a fluir).

Ejemplos: agua, aceite, mercurio, alcohol

Estado gaseoso

En el estado gaseoso, las partículas tienen fuerzas de cohesión prácticamente nulas y se mueven con gran libertad en todas direcciones. Los gases tienen:

Ni forma ni volumen definidos (ocupan todo el volumen disponible).

• Alta compresibilidad.
• Alta capacidad de difusión (expansión).

Baja densidad comparada con líquidos y sólidos.

Ejemplos: oxígeno, nitrógeno, dióxido de carbono, vapor de agua

Estado plasma

El plasma es considerado el cuarto estado de la materia y consiste en un gas ionizado (con cargas eléctricas libres). El plasma tiene:

Alta conductividad eléctrica debido a la presencia de partículas cargadas. Interacciones electromagnéticas entre las partículas.

• Respuesta a campos electromagnéticos.

Ejemplos: estrellas (incluyendo el Sol), relámpagos, auroras boreales, llamas

Se estima que más del 99% de la materia visible del universo se encuentra en estado de plasma.

Estados adicionales

Además de los cuatro estados fundamentales, existen otros estados de la materia, principalmente observados en condiciones extremas:

Condensado de Bose-Einstein: estado que se forma a temperaturas extremadamente bajas, donde los átomos actúan como una única entidad cuántica. Superconductores: materiales que, a temperaturas muy bajas, conducen la electricidad sin resistencia. Superfluidos: líquidos que fluyen sin viscosidad ni fricción interna. Cristales líquidos: sustancias con propiedades intermedias entre sólidos cristalinos y líquidos. Materia degenerada: existente en estrellas enanas blancas y estrellas de neutrones.

Teoría cinético-molecular

La teoría cinético-molecular proporciona una explicación microscópica del comportamiento de la materia basándose en la naturaleza y movimiento de las partículas que la componen.

Postulados básicos

La materia está formada por partículas discretas (átomos, moléculas, iones) extremadamente pequeñas.

Las partículas están en constante movimiento con una energía cinética proporcional a la temperatura absoluta.

Entre las partículas existen fuerzas de cohesión (atracción) y repulsión que varían según la distancia entre ellas.

Las colisiones entre partículas y con las paredes del recipiente son elásticas (conservan la energía cinética total).

La temperatura es una medida de la energía cinética media de las partículas.

Aplicación a los estados de la materia

electromagnéticas Nula, con organización colectiva | Grande |

Propiedades de los gases según la teoría cinético-molecular

La teoría cinético-molecular explica satisfactoriamente el comportamiento de los gases y las leyes que lo describen:

Compresibilidad: al comprimir un gas, se reduce el espacio entre sus partículas. Expansibilidad: las partículas tienden a ocupar todo el volumen disponible. Presión: resulta de los choques de las partículas contra las paredes del recipiente. Difusión: movimiento espontáneo de partículas de una región más concentrada a una menos concentrada. Efecto de la temperatura: al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las partículas.

Cambios de estado

Los cambios de estado son transformaciones físicas en las que una sustancia pasa de un estado de agregación a otro. Durante estos cambios, la temperatura permanece constante mientras se absorbe o libera energía (calor latente).

Tipos de cambios de estado

Fusión: paso de sólido a líquido Solidificación: paso de líquido a sólido Vaporización: paso de líquido a gas Evaporación: vaporización lenta en la superficie del líquido (cualquier temperatura) Ebullición: vaporización rápida en toda la masa del líquido (temperatura específica) Condensación: paso de gas a líquido Sublimación: paso directo de sólido a gas Deposición: paso directo de gas a sólido (sublimación inversa)

Calor latente

El calor latente es la cantidad de energía absorbida o liberada durante un cambio de estado, sin que varíe la temperatura. Se expresa en unidades de energía por masa (J/kg o cal/g).

Calor latente de fusión (L_f): energía necesaria para que una unidad de masa de una sustancia pase de sólido a líquido. Para el agua es 334 kJ/kg. Calor latente de vaporización (L_v): energía necesaria para que una unidad de masa de una sustancia pase de líquido a gas. Para el agua es 2257 kJ/kg.

La cantidad de calor necesaria para un cambio de estado se calcula con la expresión:\(Q = m \cdot L\)Donde Q es el calor (J), m es la masa (kg) y L es el calor latente correspondiente (J/kg).

Curvas de calentamiento

En una curva de calentamiento se representa la variación de temperatura frente al tiempo o al calor suministrado. Las zonas horizontales corresponden a los cambios de estado, donde la temperatura permanece constante mientras se absorbe calor latente.

Factores que afectan a los cambios de estado

Presión: generalmente, un aumento de presión incrementa el punto de fusión y el punto de ebullición (excepto en el caso anómalo del agua, cuyo punto de fusión disminuye al aumentar la presión). Impurezas: la presencia de solutos disueltos disminuye el punto de fusión y aumenta el punto de ebullición del disolvente. Interacciones moleculares: sustancias con fuertes enlaces intermoleculares tienen puntos de fusión y ebullición más altos.

Diagramas de fase

Un diagrama de fase es una representación gráfica que muestra los diferentes estados de una sustancia en función de la temperatura y la presión, y las fronteras donde ocurren los cambios de estado.

Elementos de un diagrama de fase

Curva de fusión: separa las regiones sólido y líquido. Curva de vaporización: separa las regiones líquido y gas. Curva de sublimación: separa las regiones sólido y gas. Punto triple: punto único donde coexisten en equilibrio los tres estados (sólido, líquido y gas). Para el agua está a 0.01°C y 611.73 Pa (0.006 atm). Punto crítico: punto a partir del cual desaparece la distinción entre líquido y gas, formándose un "fluido supercrítico". Para el agua está a 374°C y 22.1 MPa (218 atm).

Anomalías del agua

El agua presenta comportamientos excepcionales en comparación con la mayoría de las sustancias:

Expansión al solidificarse: el agua aumenta su volumen aproximadamente un 9% al congelarse, por lo que el hielo es menos denso que el agua líquida y flota en ella. Densidad máxima a 4°C: al enfriar agua líquida, su densidad aumenta hasta alcanzar un máximo a 4°C, y luego disminuye hasta 0°C. Pendiente negativa de la curva de fusión: a diferencia de la mayoría de las sustancias, el punto de fusión del agua disminuye al aumentar la presión. Alto calor específico y latente: el agua tiene valores extraordinariamente altos para estas propiedades, lo que la convierte en un excelente regulador térmico.

Estas anomalías se deben a la estructura molecular del agua y a la formación de puentes de hidrógeno entre sus moléculas.

Propiedades de los estados de la materia

Propiedades generales

Propiedades específicas

Propiedades de los sólidos

Elasticidad: capacidad de recuperar su forma original tras una deformación. Maleabilidad: capacidad de formar láminas delgadas mediante deformación. Ductilidad: capacidad de formar hilos o alambres mediante estiramiento. Tenacidad: resistencia a la rotura por impacto. Dureza: resistencia a ser rayado o penetrado por otro material. Fragilidad: tendencia a fracturarse sin deformación plástica previa.

Propiedades de los líquidos

Tensión superficial: fuerza por unidad de longitud que mantiene unida la superficie de un líquido. Capilaridad: capacidad de un líquido para subir o bajar por un tubo capilar. Viscosidad: resistencia interna de un fluido a fluir. Presión de vapor: presión ejercida por el vapor en equilibrio con su fase líquida a una temperatura dada.

Propiedades de los gases

Compresibilidad: capacidad de reducir su volumen bajo presión. Expansibilidad: tendencia a ocupar todo el volumen disponible. Difusividad: capacidad de mezclarse espontáneamente con otros gases. Presión: fuerza por unidad de superficie debida a los choques de las partículas. Leyes de los gases: relaciones matemáticas que describen su comportamiento (Boyle-Mariotte, Charles, Gay-Lussac, gases ideales).

Temperatura y presión críticas

Cada sustancia pura tiene una temperatura crítica (T_c) y una presión crítica (P_c). Por encima de estos valores críticos, la sustancia existe como un fluido supercrítico que tiene propiedades intermedias entre líquido y gas.

Los fluidos supercríticos tienen aplicaciones industriales importantes en procesos de extracción (como la descafeinización del café), como solventes en reacciones químicas, y en procesos de cristalización.