ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

Abstract

The 3 states of matter present characteristics that differentiate them from each other. The solid state is characterized by having a definite volume and form, unlike liquid state which only has a definite volume and occupies the shape of its container; the gaseous state is different from the other two states because it doesn’t has a definite form neither a definite volume. Although these are the three most frequently mentioned states , known as bases aggregation , we know about other states of aggregation such as the plasma (which is characterized by its electrically charged particles) , the Bose -Einstein condensate ( whose main feature is that all atoms are absolutely equal ) and supersolid state (which acts as a superfluid yet is in the solid state ).

Resumen

Los estados de agregación de la materia presentan características que los diferencian unos de los otros. El estado sólido se caracteriza por tener forma y volumen definido, a diferencia del estado líquido que solo posee un volumen definido y ocupa la forma del recipiente que lo contenga; el estado gaseoso se diferencia de los otros 2 estados ya que no posee ni forma ni volumen definido. Aunque estos son los 3 estados de agregación más mencionados, conocidos como bases, existen otros estados de agregación como lo es el plasma (que se caracteriza por sus partículas cargadas eléctricamente), el condensado bose-Einstein (que tiene como característica principal que todos sus átomos son absolutamente iguales) y el estado supersólido (que se comporta como un superfluído pero a la vez está en estado sólido).

Keywords: matter, volumen, form.  

Palabras clave: materia, volumen, forma.

INTRODUCCIÓN

En este artículo podremos conocer más a fondo  las características de los estados de la materia (sólido, líquido y gas) , así como sus principales diferencias,  además de  hablar sobre algunas novedades de este interesante tema, como lo es el cuarto estado de agregación de la materia (el  plasma), el condensado de Bose-Einstein y el estado Supersólido.

1. GASES

1.1. Generalidades

Un gas o vapor no tiene volumen o forma fija, lo que hace es ocupar el volumen y tomar la forma de un recipiente. Una característica que lo diferencia de los otros 2 estados de agregación es que un gas puede expandirse para ocupar un volumen más grande, o bien puede comprimirse para ocupar un volumen más pequeño (poseen alta compresibilidad).

Las moléculas de un gas se encuentran muy separadas y se mueven a altas velocidades, colisionan repetidamente entre sí y con las paredes del recipiente.

Poseen una alta miscibilidad, ya que cuando dos o más gases han ocupado el mismo espacio, se mezclan completa y uniformemente.  

1.2. Teoría cinética molecular de los gases

Gracias a este modelo podemos comprender las propiedades físicas de los gases, ya que explica tanto la presión como la temperatura en un nivel molecular. Esta teoría ofrece las siguientes afirmaciones:

1. Un gas está compuesto por grandes cantidades de moléculas que se encuentran en continuo movimiento aleatorio.
2. El volumen combinado de todas las moléculas del gas es insignificante comparado con el volumen total en el que se está contenido el gas.
3. Las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas del gas son insignificantes.
4. Puede transferirse energía entre las moléculas durante las colisiones, pero la energía cinética promedio de las moléculas no cambia con el tiempo, siempre y cuando la temperatura del gas permanezca constante. Es decir, las colisiones son perfectamente elásticas.
5. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura absoluta. A cualquier temperatura dada las moléculas de todos los gases tienen la misma energía cinética promedio.  

1.3. Presión

Los gases ejercen una presión sobre cualquier superficie con la que están en contacto.

La presión (P) es la fuerza (F) que actúa sobre un área (A) dada. Se mide es pascales (Pa).

P = F/A      

La fuerza se mide en newton (N) y El área en metros cuadrados (m²).

La presión atmosférica es la presión que ejerce la atmosfera de la Tierra. Esta presión puede ser medida a través de un barómetro.

La presión atmosférica estándar (1 atm) es igual a la presión que soporta una columna de mercurio (Hg) exactamente de 760 mm de altura a 0ºC al nivel del mar. Por lo tanto 1 atm = 760 mmHg (o torr) = 1.01325 x 10⁵ Pa = 101.325 kPa.

La unidad mmHg también se le llama torr, en honor al científico italiano Evangelista Torricelli, quien inventó el barómetro.  

Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de los gases  distintos a los de la atmosfera. Existen 2 tipos de manómetros: el manómetro de tubo cerrado (que se utiliza comúnmente para medir presiones menores a la presión atmosférica) y el manómetro de tubo abierto (que es más adecuado para medir presiones iguales o mayores a la presión atmosférica).

1.3. Leyes de los gases

Se necesitan 4 variables para definir la condición física o estado de un gas, estas variables son: temperatura (T), presión (P), volumen (V), y la cantidad de gas, que se expresa como  el número de moles (n). Las ecuaciones que expresan las relaciones entre T, P, V y n se conocen como leyes de los gases.

1.3.1. Relación presión-volumen: ley de Boyle

Creada por Robert Boyle, esta ley establece que el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión.  

P = constante x 1/V                                    

[pic 1]

   PV = constante [pic 2]

1.3.2. Relación temperatura-volumen: ley de Charles y de Gay-Lussac

Esta ley establece que el volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. La temperatura absoluta  es la temperatura Kelvin (K).  K =  °C + 273.15

V1/T1 = V2/T2            

V/T = constante   [pic 3]

1.3.3. Relación cantidad-volumen: ley de Avogadro

Esta ley establece que a presión y temperatura constantes el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente.

V = constante x n

2. LÍQUIDOS

2.1. Generalidades

Un líquido tiene un volumen definido pero no tiene forma específica, ya que su forma depende del recipiente en el que se encuentre. Presenta densidad es alta.

Las moléculas de un líquido están cerca unas de otras, sin que se mantengan en una posición rígida, por lo que pueden moverse. Presenta una ligera compresibilidad mayor que la de los sólidos.  

2.2. Presión de vapor

Cuando un líquido se evapora, sus moléculas gaseosas ejercen una presión de vapor.

La presión de vapor es la presión de vapor medida cuando hay un equilibrio dinámico entre la condensación (cambio de fase

gaseosa a fase liquida) y la evaporación (cambio de fase liquida a gaseosa).

2.3. Punto de ebullición

Es aquella temperatura en la cual la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del medio en el que se encuentra. Es decir, es la temperatura a la cual la materia cambia del estado líquido al estado gaseoso.

El punto de ebullición de un líquido a 1 atm de presión se conoce como punto de ebullición normal.

2.4. Calor latente de vaporización

La cantidad de energía (Q) necesaria para pasar una unidad de masa del estado líquido al estado vapor se denomina calor latente de vaporización, y normalmente se denota por la letra L. De esta manera, durante la ebullición, la masa (m) de agua evaporada al suministrar una cantidad de calor Q vendrá dada por la expresión:

m = Q/L

Las unidades de L serán por tanto de J/Kg en el sistema SI, aunque también es frecuente usar cal/gr (1 J = 0,24 cal).

2.5. Viscosidad

La viscosidad es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Cuanto más viscoso es un líquido, más lento es su flujo. Los líquidos con fuerzas intermoleculares fuertes son más viscosos que los que tienen fuerzas intermoleculares débiles. El glicerol es el líquido más viscoso por su capacidad de formar puentes de hidrógeno.

2.6. Tensión superficial

La tensión superficial es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. Los líquidos que tienen fuerzas intermoleculares grandes también poseen tensiones superficiales altas. El agua tiene una tensión superficial mucho mayor que la de la mayoría de los líquidos debido a los puentes de hidrógeno.

La acción capilar es un ejemplo de tensión superficial. La capilaridad es el resultado de dos tipos de fuerzas. Una de ellas es la cohesión, o atracción intermolecular entre moléculas semejantes; la otra fuerza, conocida como adhesión, es una atracción entre moléculas distintas.

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