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REVISTA ARISTA DIGITAL___________________________________________

Depósito Legal: NA3220/2010

ISSN: 2172-4202

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Núm. 116– Mayo 2020 Revista Arista Digital http://www.afapna.es/web/aristadigital

NÚMERO 116, MAYO 2020

FUNDACIÓN ARISTA

FUNDACIÓN

ARISTA REVISTA ARISTA DIGITAL

ISSN: 2172-4202 Depósito Legal: NA-3220/2010



ISSN: 2172-4202

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ÍNDICE

1. La teoría cinético-molecular: un modelo básico para el aprendizaje de la química (Autora: Marta Sanz García)................................................................................................................ 3



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En este artículo queremos darle importancia a

esta teoría, para lo cual daremos una visión en

profundidad de los puntos más importantes de

la teoría cinético-molecular que se tratan en el

currículo de Educación Secundaria.

Contenido

Introducción

1. Los sistemas materiales a estudio

2. Ecuación de estado para los gases

3. Las leyes de los gases

4. La ecuación de estado de los gases ideales

5. La teoría cinética

6. Interpretación cinética de la presión de un gas

7. Significado cinético de la temperatura

8. Desviaciones respecto del comportamiento ideal

9. Teoría cinético-molecular: un modelo interpretativo para toda la materia

10. Intercambios energéticos en los cambios de estado

11. Conclusión

Bibliografía

AUTOR: Marta Sanz García

CENTRO TRABAJO: IES Ega

ISSN: 2172-4202

LA T E ORÍ A C I NÉ TI C O -M OLE CU L AR : UN

MODE L O B Á SIC O P AR A E L AP R E N DI Z AJ E

DE L A QU Í M IC A

INTRODUCCIÓN

La teoría cinético-molecular de la materia establece un modelo acerca de la constitución de la materia para explicar el comportamiento y propiedades de los distintos estados de agregación. El éxito de la teoría cinético-molecular radica en cómo relaciona el mundo macroscópico y sus propiedades observables (temperatura, presión, estado físico…) con el mundo microscópico (átomos y moléculas). Precisamente, el currículo de Educación Secundaria alude a la aproximación al estudio de la Química, y en concreto al estudio de la materia, haciendo una progresión desde lo visible (lo macroscópico) a lo microscópico. Es decir, debemos relacionar aquello que podemos ver (por ejemplo, las características de las sustancias en distintos estados de agregación) con su composición microscópica. Esto es precisamente lo que hace la teoría cinético-molecular, y de hecho, la teoría cinético-molecular es uno de los contenidos que se abordan en los dos cursos de la materia de Física y Química del primer ciclo de ESO.

01/05/2020

Número 116



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1. LOS SISTEMAS MATERIALES A ESTUDIO

Las propiedades de los sistemas materiales o físicos pueden describirse desde

dos aproximaciones.

La primera aproximación, la termodinámica, utiliza variables macroscópicas

que se pueden medir de manera sencilla, como la presión, el volumen o la

temperatura, y encuentra de manera empírica relaciones entre estas variables.

Para ello, no tiene en cuenta la composición del sistema.

La segunda aproximación es la mecánica estadística, y dentro de ésta, la teoría

cinética, que sí tiene en cuenta la composición del sistema: aplica las leyes de

la mecánica clásica a las moléculas de un sistema, explicando las variables

macroscópicas y deduciendo las relaciones entre ellas de forma matemática.

Es decir, mediante un modelo matemático, la teoría cinética explica las

relaciones empíricas existentes entre las variables termodinámicas. La teoría

cinética demuestra que las propiedades macroscópicas de un sistema son un

fiel reflejo de las características microscópicas del mismo.

En el siglo XIX, Maxwell y Boltzmann, de manera independiente, sentaron las

bases de la teoría cinética de la materia, o teoría cinético-molecular.

La teoría cinético-molecular justifica las diferencias entre las propiedades de los distintos estados de agregación la materia y explica los cambios de estado. El desarrollo de la teoría cinética se produjo principalmente en su aplicación a los gases, debido fundamentalmente a dos razones. La primera es que en el siglo XIX se conocían muy bien las propiedades del estado gaseoso, gracias a los trabajos experimentales de Robert Boyle, Jacques Charles y Joseph-Louis Gay-Lussac. La segunda razón es que el estado gaseoso es el más simple de todos, y las fuerzas de cohesión entre las partículas son prácticamente inexistentes. La existencia de fuerzas de cohesión entre las partículas en los demás estados hace que el modelo matemático se complique enormemente.

En los siguientes apartados analizaremos las propiedades y las leyes

termodinámicas que rigen el comportamiento de los gases, su interpretación

bajo la óptica de la teoría cinética y la aplicación de la teoría cinética para

justificar las diferencias entre los estados de la materia y explicar los cambios

de estado.



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2. ECUACIÓN DE ESTADO PARA LOS GASES

Una cierta cantidad de un gas queda definida por las siguientes cuatro

magnitudes: su masa (m), la presión a la que se encuentra (P), su temperatura

(T) y el volumen que ocupa (V). Ahora bien, estas magnitudes no pueden tomar

cualquier valor, sino que están relacionadas (es decir, unas dependen de las

otras). La relación que se establece entre ellas se llama ecuación o función de

estado, y se expresa como:

f (P, V, T, m) = 0

Si fijamos el valor de tres magnitudes, el valor de la cuarta queda determinado por la relación existente entre las cuatro.

La anterior función de estado puede escribirse de manera más general,

teniendo en cuenta la naturaleza de la sustancia y no su masa. Para ello, se

expresa la masa en función del número de moles y la masa de un mol, y se

toma el volumen molar, 𝜐. La ecuación queda:

f (P, 𝜐, T) = 0

Ahora, esta función de estado depende de la naturaleza del gas y es diferente para cada sustancia gaseosa. Únicamente en algunos casos, como el de los gases ideales, se obtiene una ecuación de estado que es igual para todos ellos, y es la denominada ecuación de estado de los gases ideales.

Pero, ¿qué es un gas ideal? ¿Podemos deducir una única ecuación de estado para los gases ideales a partir de las leyes de los gases?

3. LAS LEYES DE LOS GASES

Como ya hemos dicho, una cantidad de gas se define por cuatro propiedades: masa, presión, volumen, y temperatura. Las leyes de los gases son leyes empíricas que satisfacen los gases cuando dos de estas propiedades se mantienen constantes.

A. Ley de Boyle-Mariotte

En el siglo XVII, Robert Boyle y Edme Mariotte determinaron de manera experimental que, a temperatura constante, el volumen de una determinada cantidad de gas es inversamente proporcional a su presión.

P·V = constante (T=constante)



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La presión de un gas es la presión que éste ejerce sobre las paredes del recipiente que lo contiene.

Al representar la presión frente al volumen, para una cantidad de gas mantenida a temperatura constante, obtenemos una hipérbola equilátera para cada temperatura, denominada isoterma de Boyle-Mariotte. En la figura 1 se han representado de forma cualitativa tres isotermas para tres temperaturas arbitrarias, siendo T1>T2>T3.

La ley de Boyle-Mariotte tiene un rango de validez, y se cumple para la mayoría de los gases a temperaturas cercanas a la temperatura ambiente, y presiones no muy superiores a la atmosférica.

B. Leyes de Charles y Gay-Lussac

La ley de Charles también es conocida como la primera ley de Gay-Lussac. Esta ley nos dice que, a volumen constante, la presión que ejerce un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

P/T = constante (V=constante)

La ley de Gay-Lussac establece que, a presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

V/T = constante (P=cte)

Si representamos gráficamente la ley de Charles, (presión frente a temperatura) para un gas determinado, obtenemos una serie de rectas, como podemos ver en la figura 2. Cada recta corresponde a una cantidad de gas mantenida a volumen constante. Los volúmenes son valores arbitrarios, siendo V3>V2>V1.

Análogamente, si representamos la ley de Gay-Lussac (volumen frente a temperatura) también obtenemos una recta para cada cantidad de gas a distintas presiones constantes, siendo P3>P2>P1 (figura 3).

Figura 1. Isotermas de Boyle-Mariotte



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En ambos casos, si extrapolamos las rectas (ya que experimentalmente no podemos enfriar un gas por debajo de su temperatura de condensación) hasta el punto en que P=0, ó V=0, todas ellas convergen en una misma temperatura denominada cero absoluto, que corresponde a 0 grados Kelvin o -273,15 ºC.

4. LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES

Las leyes de los gases no son estrictamente leyes, puesto que son aproximaciones válidas para los gases cuando la presión y la densidad son suficientemente bajas y estamos lejos del punto de condensación. Por ejemplo, los gases reales satisfacen la ley de Boyle-Mariotte sólo de forma aproximada, y sobretodo cuanto menor es la presión y mayor es su temperatura. Se define un gas ideal como aquel que satisface exactamente la ley de Boyle-Mariotte y las leyes de Charles y de Gay-Lussac.

De la ecuación de estado definida en el apartado 2, tenemos que:

𝑑𝜐 = (𝜕𝜐

𝜕𝑃)

𝑇𝑑𝑃 + (

𝜕𝜐

𝜕𝑇)

𝑃𝑑𝑇

El primer término puede obtenerse derivando la ley de Boyle-Mariotte y considerando el volumen molar; igualmente, el segundo término se obtiene derivando la ley de Gay-Lussac y considerando el volumen molar. De esta manera llegamos a la siguiente expresión:

𝑑𝜐 = −𝜐

𝑃𝑑𝑃 +

𝜐

𝑇𝑑𝑇

Haciendo la integral indefinida y operando, llegamos a la ecuación de estado de los gases ideales:

Figura 2. Representación de la ley de Charles

Figura 3. Representación de la ley de Gay-Lussac



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𝑃 · 𝜐 = 𝑅 · 𝑇

Donde R proviene de la constante de integración, y es la constante de los gases ideales.

Un gas ideal es aquel que cumple esta ecuación.

Para determinar el valor de la constante R tendremos en cuenta la ley de Avogadro: volúmenes iguales de gas a la misma presión y temperatura tienen el mismo número de moléculas. Experimentalmente se encuentra que el volumen que ocupa un mol de un gas, en condiciones estándar (presión de 1 atm y 273,15 K) es aproximadamente 22,4 L. Cabe destacar aquí que actualmente la IUPAC recomienda tomar como condiciones estándar una presión de 1 bar y temperatura de 273,15 K. Con estas condiciones, el volumen de un mol de gas varía ligeramente y es de 22,7 L.

Sustituyendo en la ecuación de estado el volumen que ocupa un mol de gas en condiciones estándar, obtenemos el valor de la constante de los gases ideales, R:

R = 8,314 J/mol K, o bien R = 0,082 atm·L/mol·K

5. LA TEORÍA CINÉTICA La teoría cinética fue descrita por Maxwell y Boltzmann en el siglo XIX.

La teoría cinética se basa en la hipótesis de que la materia se compone de partículas discretas, átomos o moléculas, en movimiento continuo, lineal y al azar.

Su fundamento es que la descripción del comportamiento y propiedades macroscópicas de la materia puede hacerse aplicando las leyes de la mecánica clásica a cada una de las partículas que la componen. Al tratarse de un número tan grande de partículas, es necesario utilizar un planteamiento estadístico que nos permita obtener los valores promedio de ciertas magnitudes asociados a las variables macroscópicas.

Debido a que en los gases las interacciones entre partículas son relativamente débiles, el planteamiento matemático es menos complejo que para los líquidos y los sólidos. Por ello, la teoría cinética está ampliamente estudiada en aplicación a los gases, y se denomina teoría cinética de los gases.

Los postulados de la teoría cinética de los gases son los siguientes:

• El tamaño de las moléculas del gas es despreciable en comparación con las



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distancias existentes entre ellas y con las dimensiones del recipiente. Las moléculas se consideran masas puntuales (tienen masa pero no ocupan volumen).

• Las moléculas están en continuo movimiento, chocando entre sí y con las paredes del recipiente sin pérdida de energía, es decir, de forma elástica. Los choques son rápidos, de manera que la mayor parte del tiempo las moléculas no están chocando. La presión ejercida por el gas se debe al choque de las moléculas contra las paredes.

• Las fuerzas que realizan las moléculas del gas entre sí son despreciables, excepto durante el corto tiempo en que tiene lugar la colisión. Cada molécula actúa independientemente de las otras, sin que su presencia la afecte, excepto cuando colisiona.

• En usencia de fuerzas externas, las moléculas se distribuyen de manera uniforme por todo el recipiente que las contiene, por lo que el número medio de moléculas por unidad de volumen, N, es el número total de moléculas partido del volumen.

De la aplicación de la teoría cinética de los gases se obtiene que la energía cinética media de las moléculas del gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta e independiente de la naturaleza del gas, y además, que todas las leyes experimentales de los gases pueden deducirse matemáticamente.

A continuación veremos cómo la teoría cinética expresa matemáticamente la presión y la temperatura de los gases y deduce las leyes experimentales de los gases.

6. INTERPRETACIÓN CINÉTICA DE LA PRESIÓN DE UN GAS

La presión es una fuerza por unidad de área. Para encontrar la expresión de la presión de un gas, necesitamos determinar la fuerza de las colisiones moleculares contra las paredes del recipiente, aplicando las leyes de la mecánica.

Consideremos un recipiente, que contiene N moléculas de gas por unidad de volumen, cada una de ellas de masa m. La presión del gas contra las paredes del recipiente vendrá dada por:

𝑃 = 𝐹

𝑆=

∑ 𝐹𝑖

𝑆

siendo Fi la fuerza ejercida por cada partícula al colisionar contra la pared del recipiente, y S la unidad de área. De la mecánica clásica sabemos que:



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𝐹𝑖 =Δ(𝑚𝑣𝑖)

Δ𝑡

y por tanto, sustituyendo:

𝑃 = 1

𝑆

∑ ∆(𝑚𝑣𝑖)

Δ𝑡

siendo Δ(mvi) la variación del momento lineal de cada partícula en un intervalo Δt.

Consideremos una partícula con velocidad v; en cada colisión se produce un choque elástico, por lo que únicamente se produce la variación del sentido de

la velocidad en una dirección. Es decir, �⃗�x variará de sentido, mientras que �⃗�y y �⃗�z no se modifican. Entonces, la variación del momento lineal de una partícula es 2mvx.

La variación del momento lineal total será el número total de partículas que chocan en un tiempo Δt por la variación del momento lineal de cada una, 2mvx. Sustituyendo en la expresión de la presión llegamos a que:

𝑃 = 𝑁 · 𝑚 · 𝑣𝑥2

En este punto tenemos que considerar que no todas las moléculas tienen la misma velocidad, por lo que tomaremos el valor promedio del cuadrado de las

velocidades moleculares, 𝑣𝑥2̅̅ ̅.

Consideremos también, según los postulados de la teoría cinética, que el movimiento es desordenado y por tanto, no hay direcciones privilegiadas en

los choques: 𝑣𝑥2̅̅ ̅ = 𝑣𝑦

2̅̅ ̅= 𝑣𝑧2̅̅ ̅ y por tanto, 𝑣2̅̅ ̅= 3·𝑣𝑥

2̅̅ ̅, donde 𝑣2̅̅ ̅ es la velocidad

cuadrática media, es decir, el promedio de los cuadrados de las velocidades de cada partícula.

Finalmente, llegamos a la siguiente expresión para la presión de un gas:

𝑷 = 𝟏

𝟑· 𝑵 · 𝒎 · 𝒗𝟐̅̅ ̅

Esta es la ecuación fundamental de la teoría cinética de los gases. Esta ecuación es de gran importancia porque nos relaciona una propiedad macroscópica, la presión, con los valores promedio de las propiedades de las moléculas que lo componen.



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7. SIGNIFICADO CINÉTICO DE LA TEMPERATURA

De la expresión obtenida en el apartado anterior para la presión, y la ecuación de estado de los gases ideales, podemos llegar a una expresión que relaciona la velocidad cuadrática media con la temperatura:

𝒗𝟐̅̅ ̅ = 𝟑 · 𝑹 · 𝑻

𝑴

siendo M la masa molar del gas.

De esta ecuación se extrae que el valor medio de los cuadrados de las velocidades moleculares es proporcional a la temperatura en grados Kelvin. Por lo tanto, según la física clásica, el cero absoluto de temperatura corresponde a un estado en que las moléculas están en reposo.

Las moléculas más ligeras tienen velocidades cuadráticas medias mayores, pero en todo caso, las velocidades moleculares aumentan al aumentar la temperatura.

Figura 4. Distribución de velocidades moleculares (representación cualitativa). T1 y T2 son temperaturas arbitrarias. (T2 > T1)



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En la figura 4 podemos ver una gráfica de distribución de velocidades moleculares de Maxwell para distintos gases y condiciones, en la que se representa velocidad molecular frente al número relativo de moléculas. La distribución de velocidades moleculares responde a la siguiente ecuación, que es la distribución de velocidades de Maxwell:

𝐹(𝑣) = 4𝜋 (𝑀

2𝜋𝑅𝑇)

3/2

𝑣2𝑒−(𝑀𝑣2/2𝑅𝑇)

donde 𝐹(𝑣) es la fracción de moléculas que tienen una velocidad 𝑣.

Si nos fijamos en la figura 4, observaremos que, para el gas oxígeno, al aumentar la temperatura (T2>T1), su distribución de velocidades se desplaza a la derecha, es decir, hacia velocidades mayores. Por otro lado, la distribución del gas hidrógeno, al tener menor masa molar, está aún más desplazada a la derecha (incluso para la temperatura más baja, T1).

Finalmente, podemos encontrar fácilmente una expresión para la energía cinética media de translación de las moléculas:

𝐸𝑐̅̅ ̅ = 1

2 𝑚 𝑣2̅̅ ̅

Sustituyendo la expresión de 𝑣2̅̅ ̅ y considerando que la masa molar, M, es igual a la masa de cada partícula por el número de Avogadro, NA, obtenemos que:

𝑬𝒄̅̅̅̅ = 𝟑

𝟐 𝒌𝑩 · 𝑻

donde 𝑘𝐵 es la constante de Boltzmann ( 𝑘𝐵 = 𝑅

𝑁𝐴 ).

La expresión a la que hemos llegado nos manifiesta que la energía cinética de translación media de las moléculas es independiente de la naturaleza del gas, de su presión y volumen, y es proporcional a la temperatura absoluta del gas.

8. DESVIACIONES RESPECTO DEL COMPORTAMIENTO IDEAL: GASES REALES Un gas ideal es aquel que cumple las leyes de los gases y satisface los

postulados de la teoría cinética. Los gases reales se desvían de este comportamiento, aunque en general, los gases tienden a comportarse idealmente a temperaturas altas y presiones bajas.

Las principales razones por las que los gases reales no se comportan idealmente son dos:



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- las moléculas en realidad ocupan un volumen. - las moléculas establecen fuerzas de interacción intermoleculares entre

ellas.

Según la ley de Boyle-Mariotte, a presiones muy altas, el volumen del gas se haría muy pequeño, acercándose a cero. Esto no puede ser así porque las moléculas por sí solas ocupan un espacio y son prácticamente incompresibles.

Por otro lado, debido a las fuerzas atractivas existentes entre las moléculas, en los gases reales la fuerza de las colisiones de las moléculas del gas con las paredes del recipiente es menor que lo esperado si su comportamiento fuera ideal. Estas fuerzas son más importantes a temperaturas bajas, cuando el movimiento molecular de translación es más lento.

Existen diferentes ecuaciones que intentan describir el comportamiento de un gas real. Por ejemplo, hay ecuaciones que se aplican en un intervalo de temperaturas y presiones más amplio que la ecuación de los gases ideales. Otras ecuaciones son menos generales al contener términos que adoptan valores específicos y distintos para cada gas.

Una de estas ecuaciones es la ecuación de Van der Waals.

Esta ecuación fue deducida por el físico holandés a finales del siglo XIX, y es una modificación de la ecuación de los gases ideales. En concreto, introdujo una modificación para la presión y el volumen, al tener en cuenta el volumen asociado a las moléculas y la existencia de fuerzas intermoleculares de atracción. La forma de la ecuación de Van der Waals es la siguiente:

(𝑃 + 𝑎 · 𝑛2

𝑉2) (𝑉 − 𝑏 · 𝑛) = 𝑛𝑅𝑇

Los coeficientes a y b son coeficientes característicos de cada gas.

El coeficiente b es el volumen excluido por mol, y es prácticamente el volumen de un mol de gas cuando se condensa a líquido. El término (V-b·n) es, por tanto, el volumen del recipiente disponible para el movimiento molecular.

Por otro lado, Van der Waals dedujo que la disminución de la presión del gas real, debido a la existencia de las fuerzas intermoleculares, es directamente proporcional al cuadrado de la concentración del gas. El parámetro a, es, por tanto, una medida de la intensidad de las atracciones entre las moléculas del gas.



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9. TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR: UN MODELO INTERACTIVO PARA TODA LA MATERIALa teoría cinético-molecular

es una extensión de la teoría cinética al comportamiento de la materia en cualquier estado de agregación.

La teoría cinético-molecular considera que la materia está formada por partículas (átomos o moléculas) en continuo movimiento y chocando entre sí de manera elástica. Pero además, considera que entre ellas existen interacciones, más o menos intensas, dependiendo del estado de agregación.

Así pues, en el estado sólido, las partículas están muy próximas y fuertemente unidas entre sí. Esto hace que adopten posiciones fijas, y mantengan las distancias entre ellas. Como consecuencia, los sólidos adoptan estructuras tridimensionales de volumen definido y constante; es decir, tienen una forma fija y son incompresibles. No obstante, las partículas tienen movimiento de vibración, que aumenta con la temperatura. El aumento de la velocidad de vibración con la temperatura produce efectos como la dilatación, y en último término permite el cambio de estado a la fase líquida al vencer las fuerzas de atracción.

En el estado líquido, las fuerzas intermoleculares son más débiles que en el estado sólido. Las partículas tienden a unirse en pequeños grupos, separándose y agrupándose continuamente, formando nuevos grupos. Esto permite una cierta movilidad de unas partículas respecto a otras, por lo que los líquidos adquieren la forma del recipiente que las contiene y pueden fluir. Aun así, las fuerzas son suficientemente fuertes como para que las partículas mantengan sus distancias, por lo que los líquidos son prácticamente incompresibles. Además, los líquidos presentan propiedades de superficie debido a que las fuerzas intermoleculares de las partículas superficiales no se ven compensadas. Por ello, tienden a presentar la mínima superficie posible para disminuir su tensión superficial.

Por último, en el estado gaseoso, las fuerzas entre las partículas son muy débiles, por lo que las partículas tienden a dispersarse y a ocupar todo el volumen del recipiente que las contiene, permitiendo que los gases sean muy compresibles. Los gases no tienen forma ni volumen fijo.

La división entre los tres estados de agregación de la materia no es absoluta; un conjunto de moléculas adoptará cualquiera de los tres estados dependiendo de las condiciones de presión y temperatura.

10. INTERCAMBIOS ENERGÉTICOS EN LOS CAMBIOS DE ESTADO

La teoría cinético-molecular de la materia, además de proporcionar una explicación satisfactoria de la diversidad de estados de la materia, interpreta perfectamente los posibles cambios de estado.



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El estado de agregación de una sustancia depende de las fuerzas intermoleculares entre sus partículas, y estas dependen de las condiciones de presión y temperatura, puesto que:

- un aumento de presión hace disminuir la distancia entre las partículas;

- un aumento de temperatura incrementa la agitación de las partículas (es decir, su energía cinética de translación, vibración o rotación) y, en consecuencia, su movilidad.

Ambos procesos influyen en las fuerzas intermoleculares y fuerzan un cambio de estado.

Cada sustancia tiene unos determinados valores de presión y temperatura para los cuales cambia de estado o fase.

Experimentalmente se observa que, para una sustancia, existen parejas de valores de presión y temperatura para los que se produce un equilibrio entre dos estados de agregación o fases. La figura 5 representa el diagrama de fases para una sustancia cualquiera; las líneas que se observan representan estos equilibrios. Estas líneas se llaman curvas de equilibrio o de coexistencia, y separan las distintas fases. En los diagramas de fases siempre aparece el llamado punto triple, aquel en el cual el valor de presión y temperatura permite que coexistan los tres estados.

Además, para una presión dada, los cambios de fase se dan a una temperatura determinada y característica de cada sustancia. Por ejemplo, a una presión de 1 atm, el agua cambia de sólido a líquido a 0ºC de temperatura. En la figura 5, para la presión P, se produce el cambio de sólido a líquido a la temperatura T1, y de líquido a vapor en la temperatura T2.

En cuanto al intercambio energético en los cambios de estado, el principal hecho es que mientras coexisten las dos fases, es decir, mientras se produce el cambio de estado, y dada una presión constante, la temperatura permanece constante.

Así mismo, para que se produzca el cambio de estado, es necesario suministrar o extraer una cierta cantidad de calor, que no se utiliza en variar la temperatura, sino en cambiar la estructura de la sustancia. A este calor se le llama calor latente.



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Así, la cantidad de

calor intercambiado

durante un cambio de estado (Q) viene dado por la siguiente expresión:

Q = nL

donde n es el número de moles de sustancia y L el calor latente por mol (J/mol).

Los cambios de estado de fusión, vaporización y sublimación exigen un aporte de energía (calor), es decir, son procesos endotérmicos. Los fenómenos inversos o cambios de estado regresivos como la condensación, solidificación, y sublimación inversa o deposición, por el contrario, son procesos exotérmicos, es decir, desprenden calor.

Así, en una fusión, el calor suministrado se emplea en aumentar la energía cinética de las moléculas y en realizar un trabajo contra las fuerzas exteriores para producir el aumento de volumen que en general se produce en la fusión (salvo en casos excepcionales como el agua).

Energía recibida = Aumento energía de moléculas + Trabajo exterior

La ecuación de Clausius-Clapeyron se usa para el estudio de las transiciones de fase de las sustancias puras. Esta ecuación permite determinar los calores latentes de los cambios de estado a una temperatura fija, y estudiar los parámetros y condiciones en las que ocurre cada cambio.

La ecuación de Clausius-Clapeyron puede escribirse de la siguiente manera:

Figura 5. Diagrama cualitativo de fases



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𝑑𝑃

𝑑𝑇=

𝐿

𝑇 ∆𝜐

Siendo ∆𝜐 la variación del volumen en la transición de fase, L su calor latente y T la temperatura absoluta a la que se produce.

La ecuación es válida a lo largo de la curva de equilibrio entre dos fases, y funciona para cualquier cambio de estado en el que se produce variación de la entropía y del volumen del sistema.

Así mismo, explica los diagramas de fase para cualquier sustancia pura.

Por ejemplo, para los procesos endotérmicos en los que se produce un aumento del volumen, el término dP/dT>0. Es decir, la pendiente de la curva de equilibrio p(T) del cambio de fase en cuestión será positiva. Este sería el caso representado en la figura 5.

En los cambios de fase sólido-líquido, los cambios de volumen son pequeños, de forma que la

pendiente de la curva de equilibrio es muy grande y se aproxima a una línea vertical. En la mayoría de estos cambios de fase se produce un aumento del volumen, por lo que la pendiente es positiva. Sin embargo, en excepciones contadas, como el agua, se produce una disminución del volumen, por lo que la pendiente de esta curva es negativa, dando lugar a un diagrama de fases característico (figura 6).

Figura 6. Diagrama de fases cualitativo del agua.

CC BY-NC 3.0. Referencia: Vázquez, Ana & Muníz, Mayo. (2008). Mientras el agua hierve, el nitrógeno... ¿qué?. Educación Química. 19. 50-55. 10.22201/fq.18708404e.2008.1.25762.



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11. CONCLUSIÓN

A lo largo de este artículo hemos visto cómo las variables termodinámicas pueden describirse teniendo en cuenta las propiedades de las partículas que forman la materia. El volumen de un gas es el espacio disponible para el movimiento de las moléculas. La presión es el resultado del cambio del momento lineal de las moléculas en los choques contra las paredes del recipiente, y la temperatura es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, representando una medida de la agitación molecular.

La teoría cinética explica propiedades de los gases como la difusión y la efusión. La importancia de esta teoría no reside únicamente en sus aspectos conceptuales, sino que, al proporcionarnos una mejor comprensión de las propiedades de los gases, permite desarrollar multitud de aplicaciones técnicas (tanto industriales, como médicas, o de consumo).

En la educación secundaria, las leyes de los gases y los postulados básicos de la teoría cinético-molecular se empiezan a introducir ya en el primer ciclo de ESO. A este nivel, y desde una aproximación cualitativa, podemos utilizar la teoría cinético-molecular para explicar gran cantidad de hechos de la vida cotidiana relacionados con el comportamiento de los gases (ejemplos como el funcionamiento de los globos aerostáticos, la presión de las ruedas de automóviles y un gran etcétera). Corresponde a cursos más avanzados una aproximación más cuantitativa, utilizando las ecuaciones de los gases ideales.



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BIBLIOGRAFÍA

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Traducido por Editorial Médica Panamericana, Buenos Aires, 2008

Paul A. Tipler y Gene Mosca, “Física para la ciencia y la tecnología”,

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Vázquez, Ana & Muníz, Mayo. (2008). “Mientras el agua hierve, el

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INTERNET: https://naukas.com/2012/09/03/tcm-la-teoria-cinetica-de-la-

materia (Abril 2020)

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