Estado Líquido
1) 1) La teoría molecular de la materia supone que en un líquido consiste en moléculas agrupadas regularmente cerca unas de otras.
1) 1) Las moléculas tienen una energía cinética media que esta relacionada con la temperatura del líquido, sin embargo no todas las moléculas se mueven con la misma velocidad, algunas se mueven más rápido.
2) 2) Debido a que las moléculas están muy cercanas entre sí, las fuerzas entre ellas son relativamente grandes.
Características de los Líquidos.
1) 1) Cohesión: fuerza de atracción entre moléculas iguales.
2) 2) Adhesión: fuerza de atracción entre moléculas diferentes.
3) 3) Viscosidad: resistencia que manifiesta un líquido a fluir, su unidad es el Poise=dina seg./cm2
4) 4) Tensión Superficial: fuerza que se manifiesta en la superficie de un líquido, por medio de la cual la capa exterior del líquido tiende a contener el volumen de este dentro de una mínima superficie.
5) 5) Capilaridad: facilidad que tienen los líquidos para subir por tubos de diámetros pequeñísimos (capilares) donde la fuerza de cohesión es superada por la fuerza de adhesión.
Cambios de fase.
La energía térmica perdida o ganada por los objetos se llama calor. El calor es otra forma de energía que puede medirse solo en función del efecto que produce. El trabajo mecánico puede convertirse en calor.
Para medir el calor se emplean las siguientes unidades:
Caloría: es la cantidad de calor necesaria para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua.
Kilocaloría: cantidad necesaria para elevar en un grado Celsius un kilogramo de agua.
Joule: cantidad de energía requerida para elevar la temperatura de un kilogramo de sustancia en 100 grados Kelvin.
La diferencia entre calor y temperatura es que el calor depende de la masa y la temperatura no, ya que la temperatura es la medida del promedio de las energías cinéticas de las moléculas y el calor es la suma de las energías cinéticas de las moléculas.
Cuando una sustancia absorbe una cantidad dada de calor, la velocidad de sus moléculas se incrementa y su temperatura se eleva. Sin embargo, ocurren ciertos fenómenos curiosos cuando un sólido se funde o un líquido hierve. En estos casos la temperatura permanece constante hasta que todo el sólido se funde o hasta que todo el líquido pase a fase vapor.
Si cierta cantidad de hielo se toma de un congelador a -20º C y se calienta, su temperatura se incrementa gradualmente hasta que el hielo comience a fundirse a 0º C durante el proceso de fusión permanece constante, hasta que todo el hielo pase a agua.
Una vez que el hielo se funde la temperatura comienza a elevarse otra vez con una velocidad uniforme hasta que el agua empiece a hervir a 100º C, durante el proceso de vaporización la temperatura permanece constante, si el vapor de agua se almacena y se continúa el calentamiento hasta que toda el agua se evapore de nuevo la temperatura comenzará a elevarse.
Calor Latente de Fusión.
El cambio de fase de sólido a líquido se llama fusión y la temperatura a la cual este cambio ocurre se le llama punto de fusión.
La cantidad de calor necesario para fundir una unidad de masa de una sustancia a la temperatura de fusión se llama calor latente de fusión.
Calor Latente de Vaporización.
El cambio de fase de líquido a vapor se llama vaporización y la temperatura asociada con este cambio se llama punto de ebullición de la sustancia.
El calor latente de vaporización de una sustancia es la cantidad de calor por unidad de masa que es necesario para cambiar la sustancia de líquido a vapor a la temperatura de ebullición.
Cuando cambiamos la dirección de la transferencia de calor y ahora se quita calor, el vapor regresa a su fase líquida, a este proceso se le llama condensación, el calor de condensación es equivalente al calor de vaporización.
Así mismo cuando se sustrae calor a un líquido, volverá a su fase sólida, a este proceso se le llama congelación o solidificación. El calor se solidificación es igual al calor de fusión, la única diferencia entre congelación y fusión estriba en si el calor se libera o se absorbe.
Es posible que una sustancia pase de fase sólida a gaseosa sin pasar por la fase líquida; a este proceso se le llama sublimación. La cantidad de calor absorbida por la unidad de masa al cambiar de sólido a vapor se llama calor de sublimación.
Vaporización.
Existen tres formas en las que puede ocurrir dicho cambio:
1) 1) Evaporación: se produce vaporización en la superficie de un líquido (es un proceso de enfriamiento).
2) 2) Ebullición: vaporización dentro del líquido.
3) 3) Sublimación: el sólido vaporiza sin pasar por la fase líquida.
Presión de vapor
La presión de vapor saturada de una sustancia es la presión adicional ejercida por las moléculas de vapor sobre la sustancia y sus alrededores en condiciones de saturación.
Gases Reales.
Se puede esperar comportamiento ideal si: 1. no hay fuerzas intermoleculares entre sus moléculas y 2. El volumen ocupado por las moléculas mismas es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que contiene el gas. En los gases reales ninguna de estas condiciones se cumple satisfactoriamente, resultando así desviaciones respecto al comportamiento ideal.
Desviaciones del comportamiento ideal.
La desviación de la idealidad es mas acentuada a presiones altas y temperaturas bajas, porque a presiones altas las moléculas de un gas están relativamente cerca y como hay menor espacio vacío en el gas, los volúmenes de las moléculas no son despreciables en comparación con el volumen total del gas y por otra parte las fuerzas intermoleculares no son ya tan insignificantes.
Las fuerzas intermoleculares también se hacen notables a bajas temperaturas. A temperaturas altas la violencia del movimiento molecular evita que esas fuerzas tengan efecto apreciable, pero a bajas temperaturas la velocidad promedio disminuye y por lo tanto las fuerzas de interacción comienzan a influir en el movimiento molecular.
Cualquier expresión algebraica que relacione presión, volumen, temperatura y número de moles se denomina ecuación de estado del gas. De un gas ideal PV= RnT, pero ningún gas real puede describirse exactamente mediante esta ecuación. La ecuación de estado mas conocida para gases reales es la de Van der Waals.
SÓLIDOS
Son sustancias que tienen sus partículas constituyuetes dispuestas en un arreglo interno regularmente ordenado.
Tienen volumen definido, no se comprimen y su difusión es casi nula.
Sólidos amorfos.- no tienen estructura bien definida por ejemplo el caucho, los plásticos y el vidrio (también se les llama líquidos superenfriados).
Los sólidos verdaderos están formados por celdas unitarias que se amontonan o apilan en tres dimensiones, formando una red cristalina.
Clasificación de los sólidos de acuerdo al tipo de celda unitaria.
Se clasifican en siete grupos:
1. Cúbico
1) 1) Las moléculas tienen una energía cinética media que esta relacionada con la temperatura del líquido, sin embargo no todas las moléculas se mueven con la misma velocidad, algunas se mueven más rápido.
2) 2) Debido a que las moléculas están muy cercanas entre sí, las fuerzas entre ellas son relativamente grandes.
Características de los Líquidos.
1) 1) Cohesión: fuerza de atracción entre moléculas iguales.
2) 2) Adhesión: fuerza de atracción entre moléculas diferentes.
3) 3) Viscosidad: resistencia que manifiesta un líquido a fluir, su unidad es el Poise=dina seg./cm2
4) 4) Tensión Superficial: fuerza que se manifiesta en la superficie de un líquido, por medio de la cual la capa exterior del líquido tiende a contener el volumen de este dentro de una mínima superficie.
5) 5) Capilaridad: facilidad que tienen los líquidos para subir por tubos de diámetros pequeñísimos (capilares) donde la fuerza de cohesión es superada por la fuerza de adhesión.
Cambios de fase.
La energía térmica perdida o ganada por los objetos se llama calor. El calor es otra forma de energía que puede medirse solo en función del efecto que produce. El trabajo mecánico puede convertirse en calor.
Para medir el calor se emplean las siguientes unidades:
Caloría: es la cantidad de calor necesaria para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua.
Kilocaloría: cantidad necesaria para elevar en un grado Celsius un kilogramo de agua.
Joule: cantidad de energía requerida para elevar la temperatura de un kilogramo de sustancia en 100 grados Kelvin.
La diferencia entre calor y temperatura es que el calor depende de la masa y la temperatura no, ya que la temperatura es la medida del promedio de las energías cinéticas de las moléculas y el calor es la suma de las energías cinéticas de las moléculas.
Cuando una sustancia absorbe una cantidad dada de calor, la velocidad de sus moléculas se incrementa y su temperatura se eleva. Sin embargo, ocurren ciertos fenómenos curiosos cuando un sólido se funde o un líquido hierve. En estos casos la temperatura permanece constante hasta que todo el sólido se funde o hasta que todo el líquido pase a fase vapor.
Si cierta cantidad de hielo se toma de un congelador a -20º C y se calienta, su temperatura se incrementa gradualmente hasta que el hielo comience a fundirse a 0º C durante el proceso de fusión permanece constante, hasta que todo el hielo pase a agua.
Una vez que el hielo se funde la temperatura comienza a elevarse otra vez con una velocidad uniforme hasta que el agua empiece a hervir a 100º C, durante el proceso de vaporización la temperatura permanece constante, si el vapor de agua se almacena y se continúa el calentamiento hasta que toda el agua se evapore de nuevo la temperatura comenzará a elevarse.
Calor Latente de Fusión.
El cambio de fase de sólido a líquido se llama fusión y la temperatura a la cual este cambio ocurre se le llama punto de fusión.
La cantidad de calor necesario para fundir una unidad de masa de una sustancia a la temperatura de fusión se llama calor latente de fusión.
Calor Latente de Vaporización.
El cambio de fase de líquido a vapor se llama vaporización y la temperatura asociada con este cambio se llama punto de ebullición de la sustancia.
El calor latente de vaporización de una sustancia es la cantidad de calor por unidad de masa que es necesario para cambiar la sustancia de líquido a vapor a la temperatura de ebullición.
Cuando cambiamos la dirección de la transferencia de calor y ahora se quita calor, el vapor regresa a su fase líquida, a este proceso se le llama condensación, el calor de condensación es equivalente al calor de vaporización.
Así mismo cuando se sustrae calor a un líquido, volverá a su fase sólida, a este proceso se le llama congelación o solidificación. El calor se solidificación es igual al calor de fusión, la única diferencia entre congelación y fusión estriba en si el calor se libera o se absorbe.
Es posible que una sustancia pase de fase sólida a gaseosa sin pasar por la fase líquida; a este proceso se le llama sublimación. La cantidad de calor absorbida por la unidad de masa al cambiar de sólido a vapor se llama calor de sublimación.
Vaporización.
Existen tres formas en las que puede ocurrir dicho cambio:
1) 1) Evaporación: se produce vaporización en la superficie de un líquido (es un proceso de enfriamiento).
2) 2) Ebullición: vaporización dentro del líquido.
3) 3) Sublimación: el sólido vaporiza sin pasar por la fase líquida.
Presión de vapor
La presión de vapor saturada de una sustancia es la presión adicional ejercida por las moléculas de vapor sobre la sustancia y sus alrededores en condiciones de saturación.
Gases Reales.
Se puede esperar comportamiento ideal si: 1. no hay fuerzas intermoleculares entre sus moléculas y 2. El volumen ocupado por las moléculas mismas es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que contiene el gas. En los gases reales ninguna de estas condiciones se cumple satisfactoriamente, resultando así desviaciones respecto al comportamiento ideal.
Desviaciones del comportamiento ideal.
La desviación de la idealidad es mas acentuada a presiones altas y temperaturas bajas, porque a presiones altas las moléculas de un gas están relativamente cerca y como hay menor espacio vacío en el gas, los volúmenes de las moléculas no son despreciables en comparación con el volumen total del gas y por otra parte las fuerzas intermoleculares no son ya tan insignificantes.
Las fuerzas intermoleculares también se hacen notables a bajas temperaturas. A temperaturas altas la violencia del movimiento molecular evita que esas fuerzas tengan efecto apreciable, pero a bajas temperaturas la velocidad promedio disminuye y por lo tanto las fuerzas de interacción comienzan a influir en el movimiento molecular.
Cualquier expresión algebraica que relacione presión, volumen, temperatura y número de moles se denomina ecuación de estado del gas. De un gas ideal PV= RnT, pero ningún gas real puede describirse exactamente mediante esta ecuación. La ecuación de estado mas conocida para gases reales es la de Van der Waals.
SÓLIDOS
Son sustancias que tienen sus partículas constituyuetes dispuestas en un arreglo interno regularmente ordenado.
Tienen volumen definido, no se comprimen y su difusión es casi nula.
Sólidos amorfos.- no tienen estructura bien definida por ejemplo el caucho, los plásticos y el vidrio (también se les llama líquidos superenfriados).
Los sólidos verdaderos están formados por celdas unitarias que se amontonan o apilan en tres dimensiones, formando una red cristalina.
Clasificación de los sólidos de acuerdo al tipo de celda unitaria.
Se clasifican en siete grupos:
1. Cúbico
2. Tetragonal
3. Ortorrómbica
4. Hexagonal
5. Monoclínica
6. Triclínico
7. Romboédrica
Clasificación de los sólidos de acuerdo al tipo de enlace:
Clasificación de los sólidos de acuerdo al tipo de enlace:
Sólidos metálicos
[1] [2] iones metálicos envueltos en una nube de electrones de valencia.
[3] [4] los electrones se mueven por lo que son buenos conductores de la electricidad.
[5] [6] los electrones mantienen unidos a los átomos o iones, de lo cual depende la fusión.
[7] [8] los electrones de valencia varían por lo que también las propiedades de un metal a otro.
Sólidos cristalinos covalentes.
[9] [10] átomos que comparten electrones.
[11] [12] átomos y electrones forman extensa red cristalina dando moléculas gigantes.
[13] [14] muy duros.
[15] [16] elevados puntos de fusión
[17] [18] malos conductores del calor y la electricidad pues sus electrones no pueden moverse
[19] [20] una excepción es el grafito, forma alotrópica del carbono.
Sólidos Cristalinos Moleculares.
[21] [22] formados por moléculas
[23] [24] enlaces covalentes dentro de ellas y fuerzas de London, Van del Waals, puente de hidrógeno y dipolo-dipolo.
[25] [26] muy blandos
[27] [28] bajos puntos de fusión
[29] [30] buenos aislantes
Sólidos Crislalinos Iónicos.
[31] [32] la mayoría de las sales
[33] [34] unidos mediante fuerzas electrostáticas
[35] [36] altos puntos de fusión
[37] [38] duros
[39] [40] quebradizos
[41] [42] malos conductores ( solo conducen disueltos o fundidos ).
[1] [2] iones metálicos envueltos en una nube de electrones de valencia.
[3] [4] los electrones se mueven por lo que son buenos conductores de la electricidad.
[5] [6] los electrones mantienen unidos a los átomos o iones, de lo cual depende la fusión.
[7] [8] los electrones de valencia varían por lo que también las propiedades de un metal a otro.
Sólidos cristalinos covalentes.
[9] [10] átomos que comparten electrones.
[11] [12] átomos y electrones forman extensa red cristalina dando moléculas gigantes.
[13] [14] muy duros.
[15] [16] elevados puntos de fusión
[17] [18] malos conductores del calor y la electricidad pues sus electrones no pueden moverse
[19] [20] una excepción es el grafito, forma alotrópica del carbono.
Sólidos Cristalinos Moleculares.
[21] [22] formados por moléculas
[23] [24] enlaces covalentes dentro de ellas y fuerzas de London, Van del Waals, puente de hidrógeno y dipolo-dipolo.
[25] [26] muy blandos
[27] [28] bajos puntos de fusión
[29] [30] buenos aislantes
Sólidos Crislalinos Iónicos.
[31] [32] la mayoría de las sales
[33] [34] unidos mediante fuerzas electrostáticas
[35] [36] altos puntos de fusión
[37] [38] duros
[39] [40] quebradizos
[41] [42] malos conductores ( solo conducen disueltos o fundidos ).
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