"Reconocimiento y uso de los principales materiales de Laboratorio"

GOBIERNO REGIONAL DE LAMBAYEQUE

UNIDAD DE GESTIÓN EDUCATIVA LOCAL

CHICLAYO

UNIVERSIDAD NACIONAL

PEDRO RUIZ GALLO - LAMBAYEQUE

FACULTAD DE INGENIERIA QUÍMICA E

INDUSTRIAS ALIMENTARIAS

ANEXO: RECONOCIMIENTO Y USO DE LOS PRINCIPALES MATERIALES DE LABORATORIO – BASES TEORICAS DE LA

SESION 01

Dr. Juan Luis RODRIGUEZ VEGA

Lic. Gillermina PEJERREY

ALCOHOLÍMETRO:

USO: Valorar la densidad del etanol en medio ordinario.

MATERIAL: Pirex ®

CENTRIFUGA:

USO: Centrifugar medios para por sedimentación separar sustancias ya sea en el sobrenadante o en el sedimento o la suspensión.

Equipo: Norman Serie 1900 - 897

CAPSULA DE PORCELANA

USO: recepción de material para posterior incineración y valoración de ceniza leve, semejante al crisol.

MATERIAL: Porcelana.



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CAMARA NEUMATICA:

USO: Evitar la desecación de materiales muestra utilizando vacío

MATERIAL: Vidrio Pirex ®

MECHERO DE BUNSEN:

USO: Generar calor por medio de flama basada en combustión del propano

MATERIAL: Metal – Marca Bunsen (Alemania)

CAMARA PNEUMATICA:

USO: Evitar la desecación de materiales muestra utilizando vacío.

MATERIAL: vidrio Pirex

SOPORTE UNIVERSAL Y PINZA PORTA _ BURETA:

USO: Sostener a la bureta para una operación de titulación.

MATERIAL: Metal



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PINZA DE MADERA:

USO: Sostener material para someterlo a tratamiento térmico.

MATERIAL: Madera.

PILON:

USO: Molienda de materiales

MATERIAL: Porcelana, el espécimen de la fotografía está quebrado.

PIPETAS:

USO: Para operaciones de Volumetría

MATERIAL: Pirex ®

PERA DE DECANTACION:

USO: Decantación o separación de materiales.




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MATRAZ DE PASTEUR PARA DESTILACION:

USO: Facilita la destilación por arrastre de vapor al servir de soporte para el calentamiento de sustancias en medio liquido.

MATERIAL.- Pírex ®

LLAVE DE GAS:

USO: Controla la salida de gas propano para procesos de incineración y calentamiento de materiales.

MATERIAL: Metal y poliviniletileno.

PROBETA:

USO: Valoración volumétrica de fluidos líquidos.

MATERIAL: Pírex ®

HORNO:

USO: Incineración de material y esterilización del mismo.

EQUIPO: Kimax – 2004 – Serie 4577 - 099



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REFRIGERANTE DE LIEBIG EN SERPENTIN:

USO: Destilación fraccionada de grupos aromáticos y aceites esenciales.

MATERIAL: Vidrio Pírex ®

EQUIPO DESTILADOR SOXLETH:

USO: Destilación y separación de aceites esenciales por arrastre con éter sulfúrico.


APARATO DE KIPP:

USO: Producción de hidrogeno.




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DESTILADOR:

USO: Producir dioxano (agua) destilada y bidestilada.

MATERIAL: Metal aluminio y acero Stell quirúrgico.

MATRAZ DE KITTASATO:

USO: Destilación al vacío y otros procesos de destilación, además de la filtración y ultrafiltración.


ESPECTROFOTOMETRO:

USO: Calcular concentraciones en función de la absorbancia por espectrofotometría.

EQUIPO: IBM

BALANZA ANALITICA:

USO: Operaciones de gravimetría valorando analitos con aproximación a las centésimas de unidad.

EQUIPO: LABOR – TECH.



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LOS ESTADOS DE LA MATERIA.

INTRODUCCIÓN

La forma en que las partículas que constituyen una sustancia se reúnen o agregan determina una buena parte de la s propiedades físicas y, entre ellas, su estado sólid o, líquido o gaseoso. Las leyes que rigen el comportamiento de l a materia en la escala ordinaria de observación pueden ser ex plicadas a partir de teorías que hacen referencia a las intera cciones entre sus componentes elementales. Sometida a condiciones extremas, la materia puede pasar a estados físicos muy especiales; tal es el caso del plasma y de la mater ia constitutiva de las estrellas de neutrones.

La materia se presenta esencialmente, en nuestro planeta, bajo tres formas o estados de agregación diferentes: el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso. Cada uno de estos tres estados presenta unas propiedades directamente observables que le son características. Así los sólidos poseen una forma y volumen propios; los líquidos, por su parte, aunque adoptan la forma del recipiente que los contiene, poseen un volumen propio que se mantiene prácticamente constante aun en el caso de ser sometidos a presiones exteriores considerables. Los gases, sin embargo, adoptan la forma del recipiente y además ocupan todo su volumen interior.

Estado sólido

Así, manteniendo constante la presión, a baja temperatura los cuerpos se presentan en forma sólida tal que los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras

VITRINA DE MADERA:

USO: Guardar recipientes de vidrio.

MATERIAL: Madera.

CONDUCTIMETRO:

USO: Valora la capacidad conductora de los iones en medio acuoso.

MATERIAL: Madera.



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cristalinas , lo que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente; son por tanto agregados generalmente rígidos, duros y resistentes.

Estado líquido

Incrementando la temperatura el sólido se va descomponiendo hasta desaparecer la estructura cristalina alcanzándose el estado líquido , cuya característica principal es la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe una cierta ligazón entre los átomos del cuerpo, si bien de mucha menor intensidad que en el caso del sólido.

Estado gaseoso

Por último, incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso . Los átomos o moléculas del gas se encuentran virtualmente libres de modo que son capaces de ocupar todo el espacio del recipiente que lo contiene, aunque con mayor propiedad debería decirse que se distribuye o reparte por todo el espacio disponible.

Plasma

Existe un cuarto estado de la materia denominado plasma que se produce para temperaturas y presiones extremadamente altas. Es el más abundante del Universo .

Condensado de Bose-Einstein

Otro estado de la materia es el condensado de Bose-Einstein (CBE), predicho en 1924 por Santyendra Nath Bose y Albert Einstein , y obtenido en 1995 (los físicos Eric A. Cornell , Carl E.

Wieman y Wolfgang Ketterle compartieron el Premio Nobel de Física de 2001 por este hecho). Este estado se consigue a temperaturas cercanas al cero absoluto .

Cambio de estado

Se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados básicos son el sólido , el líquido y el gaseoso .

Las transiciones de un estado a otro se denominan respectivamente

• sólido a líquido = fusión .

• sólido a gas = sublimación .

• gas a sólido = deposición o sublimación inversa.

• gas a líquido = condensación .

• líquido a gas = evaporación .

• líquido a sólido = solidificación .

Los dos parámetros de los que depende que una sustancia o mezcla se encuentre en un estado o en otro son temperatura y presión . La temperatura es una medida de la energía cinética de las moléculas y átomos de un cuerpo. Un aumento de temperatura o una reducción de la presión favorecen la fusión, la evaporación y la sublimación, mientras que un descenso de temperatura o un aumento de presión favorecen los cambios opuestos.]



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Límites

>4.500 ºC No hay sólidos

> 6.000 °C No hay líquidos (solo gases)

>10,000 °C Sólo plasma

EL ESTADO GASEOSO

Si disponemos de una cantidad de una determinada sustancia, podremos medir su temperatura, la presión que sobre ella actúa, el volumen que ocupa y los gramos que pesa por tanto el número de moles. Estas cuatro magnitudes no son independientes entre sí. Existe entre ellas una relación matemática que simbólicamente, podemos expresar como V= f(P,T,n). El conocimiento de la forma concreta que toma esta expresión matemática general para cada sustancia, en un estado de agregación determinado se llama ECUACIÓN DE ESTADO. En los sólidos y líquidos esta ecuación es muy complicada y distinta para cada sustancia. Sin embargo es mucho más sencilla en los gases e igual para todas las sustancias en este estado. El análisis de la forma de esta ecuación de estado de los gases puede hacerse por dos camino:

a)Por un estudio experimental, atendiendo a las características macroscópicas que muestran los gases (Tratamiento fenomenológico)

b)Por un estudio teórico, atendiendo a las características microscópicas o moleculares de los gases (Teoría cinético molecular).

Repasemos el concepto de cada una de estas magnitud es:

Temperatura

Según la teoría cinética, la temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. Dado que la energía cinética depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas. Hay varias escalas para medir la temperatura; las más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin (K) y Fahrenheit (ºF). En este trabajo sólo utilizaremos las dos primeras la relacion entre ellas es:

t°( K) = t + 273;

t°(F)=t°C..1,8+32

Presion = 1 Atm P.F.del agua P.E del agua Divisiones

Escala Celsius 0 100 100

Escala Kelvin 273,16 373,16 100

Escala Farhenheit

32 212 180

Presión

En Física, llamamos presión a la relación que existe entre una fuerza y la superficie sobre la que se aplica:

P = F/S



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Dado que en el Sistema Internacional la unidad de fuerza es el newton (N) y la de superficie es el metro cuadrado (m2), la unidad resultante para la presión es el newton por metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa)

1 Pa = 1 N/m2

Otra unidad muy utilizada para medir la presión, aunque no pertenece al Sistema Internacional, es el milímetro de mercurio (mm Hg) que representa una presión equivalente al peso de una columna de mercurio de 1 mm de altura. Esta unidad está relacionada con la experiencia de Torricelli que encontró, utilizando un barómetro de mercurio, que al nivel del mar la presión atmosférica era equivalente a la ejercida por una columna de mercurio de 760 mm de altura.

En este caso la fuerza se correspondería con el peso (m·g) de la columna de mercurio por lo que

P = m·g/S

Como la masa puede expresarse como el producto de la densidad (Hg=13,6 g/cm3) por el volumen (m = d·V), si sustituimos será:

P = d·V·g/S

y dado que el volumen es el producto de la superficie de la base por la altura (V = S·h), tenemos

P = d·S·h·g/S

que podemos simplificar quedando:

P = d·g·h

que nos permite calcular la presión en función de la densidad, la intensidad del campo gravitatorio y la altura de la columna.

Sustituyendo los correspondientes valores en la ecuación anterior tenemos que:

P = d·g·h = 13600 kg/m3 · 9,8 N/kg · 0,76 m ˜ 101300 N/m2 = 101300 Pa

Según la teoría cinética, la presión de un gas está relacionada con el número de choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Cuando la presión aumenta quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo es mayor.

Usaremos la atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg):

1 atm = 760 mm Hg

EL bar es otra unidad de presión un bar será la presión que ejercen 1000� 1000 dinas por cm2. Es decir 106 dinas por cm2. y equivale e1 bar = 100.000 pascales = 105 pascales Normalmente la presión atmosférica se da en milibares, siendo la presión "estándar" igual a 1.013,2 milibares. Si la medida se da en unidades del SI, el hectopascal da el mismo número: 1.000 mb = 1.000 hPa.; 1 bar = 100.000 Pa = 1 hPa = 10.000 kg/m2;

1 atm = 1013 mb 1 bar

Volumen

El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un recipiente que contiene



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un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el volumen del gas.

En el laboratorio se utilizan frecuentemente jeringuillas como recipientes de volumen variable cuando se quiere experimentar con gases.

Hay muchas unidades para medir el volumen. Usaremos el litro (L) y el mililitro (mL)

Su equivalencia es:

1L = 1000 mL

Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el cm3 son unidades equivalentes.

Cantidad de gas

La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol .

Un mol es una cantidad igual al llamado número de Avogadro:

1 mol de moléculas= 6,022·1023 moléculas

1 mol de átomos= 6,022·1023 átomos

La masa molar de una sustancia pura es la masa que corresponde a 1 mol de dicha sustancia:

masa en gramos

masa molar = cantidad de moles

LEY DE BOYLE

Relación entre la presión y el volumen de un gas cu ando la temperatura es constante

Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

El volumen es inversamente proporcional a la presión:

•Si la presión aumenta, el volumen disminuye. Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Esto es debido a que al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.



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La expresión matemática de esta ley es:

(el producto de la presión por el volumen es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Boyle.

Ejemplo:

4.0 L de un gas están a 600.0 mmHg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta 800.0 mmHg?

Solución: Sustituimos los valores en la ecuación P1V1 = P2V2.

(600.0 mmHg) (4.0 L) =(800.0 mmHg) (V2)

Si despejas V2 obtendrás un valor para el nuevo volumen de 3L.

LEY DE CHARLES

Relación entre la temperatura y el volumen de un ga s cuando la presión es constante

A presión constante, el volumen de un gas aumenta proporcionalmente al incremento de temperatura, siendo la constante de proporcionalidad la misma para todos los gases. Este enunciado, que se conoce como primera Ley de Gay-Lussac, se expresa matemáticamente mediante la ecuación:

Vt = V0 (1 + αt)

donde Vt representa el volumen a la temperatura de t ºC, V0 el volumen a 0 ºC y � es una constante aproximadamente igual para todos los gases que se denomina coeficiente de dilatación y cuyo valor es: � = 1/273. El que � sea igual a 1/273 significa que cuando la temperatura de un gas se eleva en un grado centígrado, su volumen aumenta 1/273 veces el volumen inicial, es decir, se dilata en un

0,37 % por grado centígrado.

Esto se debe a que cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el

El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:

.Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta. •Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.



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número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).

Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.

Teniendo en cuenta la relación entre temperatura en la escala Celsius y escala Kelvin podremos expresar la ecuación anterior como:

(el cociente entre el volumen y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Charles.

Ejemplo:

Un gas tiene un volumen de 2.5 L a 25 °C. ¿Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 10 °C?

Recuerda que en estos ejercicios siempre hay que usar la escala Kelvin.

Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

T2 = (10 + 273 ) K= 283 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación:

2.5L V2

----- = -----

298 K 283 K

Si despejas V2 obtendrás un valor para el nuevo volumen de 2.37 L.



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LEY DE GAY-LUSSAC

Relación entre la presión y la temperatura de un ga s cuando el volumen es constante

A volumen constante, la presión de un gas aumenta proporcionalmente al incremento de temperatura, siendo la constante de proporcionalidad la misma para todos los gases.

Este enunciado, semejante al de la primera ley, se expresa mediante una ecuación similar en la forma:

Pt = P0 (1 + �t)

siendo � el coeficiente de compresibilidad a volumen constante, aproximadamente igual para todos los gases y cuyo valor es � = 1/273.

Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante

Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.

Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: y teniendo en cuenta la relación entre temperatura en la escala Celsius y escala Kelvin podremos expresar la ecuación anterior como:

(el cociente entre la presión y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.

Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.



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Ejemplo:

Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?

Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación:

970 mmHg 760 mmHg

------------ = ------------

298 K T2

Si despejas T2 obtendrás que la nueva temperatura deberá ser 233.5 K o lo que es lo mismo -39.5 °C.

LEY DE AVOGADRO

Relación entre la cantidad de gas y su volumen

Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando

se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles.

El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:

•Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen. •Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.

Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original.

Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de Avogadro así:

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:

•Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. •Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.



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(el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)

Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2, entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Avogadro.

Ejemplo:

Sabemos que 3.50 L de un gas contienen 0.875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1.40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión constantes)

Solución: Usamos la ecuación de la ley de Avogadro : V1n2 = V2n1

(3.50 L) (1.40 mol) = (V2) (0.875 mol)

Comprueba que si despejamos V2 obtenemos un valor de 5.60 L

ECUACIÓN DE ESTADO.

Vamos a suponer que tenemos una cantidad de gas, 1mol, en unas condiciones iniciales P0, V0 y T0; y le sometemos a una transformación isotérmica, ( T0 constante), el gas en las nuevas condiciones tendrá una presión y un volumen nuevo P, Vm, T0, si

ahora le sometemos a una transformación isobárica (presión constante) en el gas habrán variado la T y el V de manera que las nuevas condiciones serán P, V, T.

En la primera transformación se cumplirá la ley de Boyle de forma que P0 V0 = P Vm

En la segunda transformación se cumplirá la ley de Charles por tanto: Vm/ T0=V/T

Despejando en la primera igualdad el Vm y sustituyendo en la segunda llegamos a la expresión:

P0 V0 / P T0= V/T, agrupando las variables a ambos lados de la igualdad según las condiciones obtenemos

P0 V0 / T0= P V/T Ecuación de Clapeyron

Como consideramos las condiciones iniciales como normales es decir presion de 1 atm y T0 de 0 C, es decir 273,16 K en esas condiciones 1 mol de gas ocupa 22,4 litros el cociente P0 V0 / T0= 0,082 atm.l / K mol = R (constante general de los gases)

(Su valor se puede expresar en distintas unidades:

0.082atm.l / K mol; 8.31 Julios/ mol K; R = 1.987 cal / mol K; R= 8.31 Kpa l /mol)

Luego para 1 mol de gas ideal la ecuación anterior tomara la forma: P V/T= R

para n moles : : P V/T= nR o bien:



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PV=nRT. ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES

Esta ecuación nos va a permitir calcular masas molares así como las densidades de sustancias químicas teniendo en cuenta que d=m/v y n =m/M

MEZCLA DE GASES. LEY DE DALTON .

También llamada ley de las presiones parciales. “La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de los componentes de la mezcla”

Para una mezcla de dos gases A y B. La Pt= PA+PB. Siendo PA y PB las presiónes parciales de un gas y representan la presión que ejercería ese gas si estuviese sólo en el recipiente a la misma presión y temperatura que la mezcla. La ley de Dalton se puede verificar fácilmente utilizando la ley de los gases ideales:

Pt=nt RT/V = (nA+nB)RT/V.

Desdoblando los términos en el segundo miembro de la ecuación:

Pt=nA RT/V + nB RT/V

Las presiones parciales de los gases individuales:

PA=nA RT/V ; y PB=nB RT/V

Dividiendo la presión parcial entre la presión total:

PA/ Pt=nA /nt o PA = (nA /nt ) Pt

El cociente (nA /nt ) =xA se conoce como fracción molar del componente A en la mezcla. Podremos escribir:

PA =xA Pt .LA PRESIÓN PARCIAL DE UN GAS EN UNA MEZCLA ES IGUAL A SU FRACCIÓN MOLAR MULTIPLICADA POR LA PRESIÓN TOTAL

DIFUSIÓN Y EFUSIÓN. LEY DE GRAHAM.

- Difusión = es el proceso de expansión a través del espacio por parte del gas.

- Efusión = es el proceso de pasaje a través de poros pequeños por parte del gas.

- Ley de Graham (aplicable a la Efusión de gases) =

Las velocidades de efusión o de difusión no son iguales para todos los gases, sino que están en relación inversa a la raíz cuadrada de sus densidades respectivas:

v1/v2= (d2/d1)1/2

estando los gases 1 y 2 en iguales condiciones de presión y temperatura.

Esta ley nos permite calcular masas moleculares comparando la velocidad de efusión de un gas con la de otro cuya masa molecular sea conocida

“El tiempo que tarda un volumen de un gas para pasar a través de un orificio, es inversamente proporcional a su velocidad de efusión”, o sea que matemáticamente será:



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t2/t1 = M2/M1 = d2/d1

Por tanto el tiempo necesario para la efusión aumenta con la masa molecular

GASES REALES

La mayoría de los gases a medida que aumenta la P o disminuye la T °, sufren desviaciones manifiestas del comportamiento ideal. Esto se ve cuando el Factor de Compresibilidad (Z) se desvía de la unidad, sabiendo que dicho desvío se debe al comportamiento más real de un gas. Dicho Z se calcula como:

P.V/R.T = Z y es igual a 1 en un gas ideal

NOTA: Las Fuerzas de atracción Intermoleculares hacen que el Z < 1, mientras que el efecto basado en el volumen de las moléculas hace que el Z > 1.

Licuefacción de Gases:

En A tenemos un gas a elevada T y V, y baja P. Si disminuimos el V a T = cte., el gas se compacta según la Ley de Boyle (P*V = cte.) y observamos como aumenta la presión hasta B.

A dicha presión (B), al disminuir el V vemos que la P no varía, esto se debe a que comienzan a ejercerse fuerzas de atracción entre las moléculas. Esta presión se mantiene cte. Hasta C donde todo el gas se convierte en liq. y la pendiente de la curva CD evidencia la incompresibilidad de los mismos.

La porción de curva AB denota la existencia de gas solamente; la CD, líquido; en cambio en la porción BC coexisten en equilibrio, gas y líquido, en donde la proporción de líquido a gas aumenta cuando diminuye el volumen (de B a C).

Si se repite la experiencia a mayores T °, vemos que la curva es análoga a la anterior, excepto que la porción horizontal, sobre la cual se efectúa la Licuefacción , es más corta. La misma se reduce a un punto (E), el cual es el límite por encima de la cual no se puede licuar un gas, es decir, que no existe el líquido por encima de esa Tc (Temperatura crítica), Pc (Presión Crítica) y Vc (Volumen Crítico), cualquiera sea la presión aplica da. La curva que pasa por el punto E se denomina Isotérma Crítica.

Deducimos que para poder licuar un gas comprimiéndolo es imprescindible que se encuentre a una temperatura i nferior a su temperatura crítica.

Generalmente se utiliza el término vapor para definir a una sustancia gaseosa cuando su temperatura está por debajo del valor crítico , por lo tanto un vapor puede ser licuado por efecto de la presión.



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Atendiendo al valor de la Tc diferenciaremos entre gases fácilmente licuables como aquellos en que su Tc es alta ( ejemplo CO2, NH3..) y gases difícilmente licuables cuyas temperaturas críticas son extremadamente bajas y para licuarlos habrá que enfriarlos previamente. Ejemplo H2, N2, O2…

La ley de Boyle debe invalidarse a presiones muy elevadas, pues para tales presiones pronostica volúmenes de gases infinitesimalmente pequeños, que realmente no podrían existir pues el menor volumen que presentan es el de las moléculas del mismo gas.

Por otra parte, las Fuerzas Intermoleculares, pues éstas reducen a las fuerzas de colisión, con lo que la P ejercida en las paredes de los recipientes por el gas real, es menor.

Ecuación de un Gas Real:

Es evidente que la ecuación general de estado de los gases perfectos no justifica el comportamiento de muchos gases reales, especialmente a bajas temperaturas y altas presiones de las muchas ecuaciones propuestas para los gases reales vamos a estudiar la ecuación de Van der Waals.

Una de las más difundidas es la ecuación de Van der Waals, que introduce unas correcciones a la ecuación de los gases:

Corrección de P �P real = P + n².a/V²

Corrección de V � V real = V – n.b

Donde a y b depende de cada gas.

Hay que decir que la corrección de P se debe a las fuerzas intermoleculares y la de volumen a los volúmenes moleculares, por lo tanto la ecuación de un gas Real quedará como:

(P + n².a).(V – n.b/V²) = n.R.T

A esta ecuación se la llama Ecuación de Van der Waals.

ESTADO LÍQUIDO.

Para todo gas hay una temperatura en particular a la cual las fuerzas intermoleculares toman suficiente intensidad como para que las moléculas condensen, formando un nuevo estado: el líquido.

-Características del Estado Líquido:

En los gases las moléculas se mueven rápidamente y en forma desordenada. En los sólidos, se mantienen juntas y en posiciones ordenadas. En cambio en los líquidos, es una forma intermedia entre ambos, las moléculas se mueven más lentamente que en los gases; pero las fuerzas intermoleculares las mantiene juntas dentro de un volumen definido. No obstante, la velocidad con que se mueven éstas, les impide formar un retículo cristalino (que sí se da en los sólidos), es por ello que un líquido retiene su volumen pero no su forma, es decir, que adquieren la forma del recipiente que los contiene. Tienen capacidad de flujo y son anisótropos al igual que los gases.

Un cambio de P casi no altera a los líquidos, puesto que hay poco espacio entre sus moléculas; en cambio un aumento en la T °, modifica ligeramente su volumen, por lo que la densidad del líquido disminuye.



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Evaporación

Las moléculas de un líquido tienen Energías Cinéticas que se distribuyen muy ampliamente y cuyo promedio queda determinado según la T °. Esta energía cambia cuando las moléculas chocan entre sí, o sea que pueden tener energías altas y bajas en cualquier momento. Es por ello que las moléculas ubicadas en la superficie de los líquidos poseen mayor Energía que el resto, es decir que escapan a las fuerzas de atracción de las otras moléculas, pudiendo así, escapar al exterior (transformándose en estado gaseoso) mediante la ayuda de calor exterior. Este proceso de “escape” se lo denomina Evaporación o Vaporización .

La energía que reciben estas moléculas para escapar hacia el exterior se denomina Calor o Entalpía de Vaporización . Al producirse este escape de moléculas, la energía media de las mismas que quedaron en el líquido baja, por lo que la temperatura del mismo disminuye. Al evaporarse los líquidos de un sistema abierto, el calor fluye desde el exterior hacia la sustancia, para mantener su T °. De esta forma continúa el proceso de evaporación del líquido, pues se inserta energía a las moléculas más superficiales, con lo que vuelven a escapar.

La velocidad de evaporación de un líquido aumenta cuando aumenta la T ° del mismo, pues existen mayor cantidad de moléculas con energía suficiente como para ubicarse cerca de la superficie y evaporarse.

NOTA: La evaporación de líquido continúa hasta la eliminación del mismo, pues no existe restricción hacia el gas evaporado del mismo.

Presión de Vapor:

Al restringirse la vaporización de un líquido, hay que considerar el proceso inverso al mismo: la condensación. Este proceso consiste en el paso de las moléculas evaporadas a su estado original, el líquido.

Cuando las velocidades de vaporización y de condensación son iguales (a una T ° = cte.) se dice que el líquido está en equilibrio con su vapor, lo que significa que el vapor está saturado y la presión que ejerce el vapor en dicho estado de equilibrio se denomina Presión de Vapor (Pv). Debe de tener en cuenta que a T ° = cte. y siendo el mismo líquido, las Pv son iguales a pesar de que los volúmenes de vapor y líquido sean diferentes. Esto demuestra que la Pv sólo depende de la T °.

Cuando la Pv es igual a la P externa , se forman burbujas en el interior del líquido. Este es el Punto de Ebullición del mismo (allí la T ° del líquido se mantiene cte. durante la ebullición del mismo). Si la P

externa = 1 atm , la T ° del líquido en ese instante es el Punto de Ebullición Normal del mismo.

NOTA: Recordemos que según la ley de presiones parciales de Dalton, en un recipiente con vapor será:

P atmosférica = Pv + PH2O

Ecuación de Clapeyron-Clausius: Nos permite calcular la presión de vapor para un líquido a una temperatura.

d Pv/dT = Lv/T.(V vapor – V líquido)



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Donde: d Pv/dT : representa la velocidad de variación de la P de vapor con la T

Lv calor Latente de Vaporización (�Hv).

V vapor y V líquido: Volúmenes de Vapor y líquido

T: temperatura absoluta

Consideramos el volumen del líquido despreciable frente al volumen ocupado por el vapor y sustituimos el volumen por su equivalente en función de la presión. Que deducimos de la ecuación de estado, es decir Vapor = RT/P sustituyendo

dPv/dT = LvP/T2R y agrupando variables: dPv/P = LvdT/T2R

como Lv y R son constantes y salen fuera de la integral.

Si integramos entre dos puntos, obtendremos:

Ln (P v2/Pv1) = - Lv.(1/T2 – 1/T1)/R

Expresión que nos permite relacionar la presión de vapor a una T ª con la presión de vapor a otra Tª.

Pv = e – Lv/(R*T) Mediante esta expresión observamos como la presión de vapor aumenta con la Tª.

Tensión Superficial:

Las moléculas superficiales están sometidas a fuerzas que las atraen hacia el interior de los líquidos. Es como si la superficie de los mismos estuviesen sometidos a una constante tensión, parecido a cuando una piel estrecha está recubriendo una

superficie. Dando lugar a que la superficie del líquido tienda a ser lo más pequeña posible

A este fenómeno se lo denomina tensión superficial y es una de las causas por la cual los líquidos tienden a adoptar la forma geométrica más simple, o sea la esfera (es el caso de las gotas de líquido en caída libre).donde la envolvente es de área mínima. Esta tendencia a presentar un área mínima se traduce en que la superficie de los líquidos se comporta como una membrana tensa sobre la que será necesario desarrollar un trabajo para aumentar el valor de la superficie del líquido. Para producir un aumento dS de la superficie habrá que desarrollar un trabajo dW y la relación entre ambos vendrá dado por la expresión:

dW= -σ dS (σ = característica de cada líquido es función de la temperatura y es independiente de la superficie del líquido en cuestión)

La medición de dicha tensión superficial se realiza a través de la experiencia del “capilar”, en donde se observa el escalamiento de una semiesfera de líquido retenida dentro de un tubo capilar, del cual debe conocerse su radio para lograr así obtener el Coeficiente de Tensión Superficial ( σ):

σ = ½.h.g..r

Donde: h: es la altura que ha ascendido la semi-burbúja. �: es la densidad del líquido. r: es el radio del tubo capilar.



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Habrá tensión superfial siempre que estén en contacto dos fases. Cuando las fases en contacto son sólido-líquido la magnitud tensión superficial en la interfase depende además de las fuerzas intermoleculares entre las moléculas del líquido, de las fuerzas entre las moléculas del líquido y el sólido. A las fuerzas intermoleculares entre las moléculas de la misma sustancia o similares se les llama fuerzas cohesivas . A las fuerzas de interacciones entre moléculas de sustancias no semejantes se les llama fuerzas adhesivas .

Un líquido moja a un sólido cuando las fuerzas adhesivas sólido-líquido son mayores que las fuerzas cohesivas en el interior del líquido. Así el agua moja un tubo de vidrio aumentando su superficie y ascendiendo por los lados del tubo debido a las grandes fuerzas adhesivas entre el agua y el vidrio, cuya estructura es similar. La superficie del agua EL MENISCO adquiere una forma cóncava. Por el contrario, el mercurio no moja al vidrio, porque sus fuerzas cohesivas son mucho mayores que las adhesivas. Por tanto, su menisco es convexo

Viscosidad:

Es la resistencia que presentan los líquidos al desplazamiento en su seno de alguna porción del mismo, o podría decirse también que forma parte de un rozamiento interno del mismo, pues es una propiedad que se opone al movimiento de capas adyacentes que se alojen dentro del seno del mismo.

La viscosidad se traduce en una mayor resistencia al movimiento en el interior del fluido. Así un frasco de aceite es más difícil de agitar que uno de agua porque el aceite es más viscoso que el agua. Los líquidos ideales carecen de viscosidad. En los reales, la

viscosidad varía de unos a otros, siendo extrema en los líquidos superviscosos, también llamados sólidos amorfos, porque a la temperatura ambiente presentan el aspecto de sólidos sin que la ordenación interna de sus moléculas corresponda a la que es característica de los sólidos cristalinos.

El vidrio constituye un ejemplo de este estado intermedio de la materia. Aumentando la temperatura, disminuye su viscosidad y el material se reblandece, pasando a un estado líquido espeso. El alquitrán que se utiliza en el asfaltado de carreteras es otro ejemplo de sólido amorfo; en verano, al aumentar la temperatura, se llega a deformar por efecto de la presión que ejercen, sobre el firme, los vehículos pesados.

Para los cálculos de viscosidad en diferentes líquidos normalmente se utiliza la Fórmula de Stokes, que para una esfera de radio “r” que cae a v = cte. será:

�= 2.g.r��9v

Donde: �: es el Coeficiente de Viscosidad del Líquido

.�': es la densidad de la esfera

.� : es la densidad del líquido.

NOTA: Generalmente sucede que la �� por lo que la fórmula se ve reducida a:

= 2.g.r².'/9. v



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La medida de la viscosidad se realiza indirectamente a través de una medición de tiempos de caída de un mismo objeto dentro de dos sustancias: una de viscosidad conocida y otra que será la que averiguaremos por medio de la fórmula:

t = t

NOTA: la Viscosidad Cinemática (v) es la relación que existe entre la Viscosidad Absoluta y la Densidad del Líquido:

v =

La relación de la Viscosidad con la T°, viene dada exponencialmente a través de la fórmula:

= A.e E/(R*T)

donde vemos que la viscosidad disminuye a medida que la T ° aumenta. También debemos decir que A y E son constantes que dependen del líquido usado.

ESTADO SÓLIDO.

Desde el punto de vista de la ordenación de sus unidades estructurales se consideran dos tipos de sólidos:

Sólidos amorfos y sólidos cristalinos .

Sólidos amorfos : Constituyen un estado intermedio entre los cristales y los líquidos ya que tienen la rigidez de un sólido cristalino y el desorden de un líquido, es por esta razón que se les suele llamar líquidos subenfriados como por ejemplo: el vidrio, lacre, el caucho y muchos plásticos.

No todos los sólidos considerados amorfos lo son totalmente. En muchos casos presentan cierto orden estructural, pudiendose hablar de un tanto por ciento de cristalinidad, que puede tener una gran influencia en sus propiedades. Tal es el caso de muchos polímeros como por ejemplo el polietileno de alta y baja presión.

Como característica más importante de estos sólidos es su isotropía (propiedades tales como índice de refracción, resistencia mecánica, conductividad… tienen el mismo valor en todas las direcciones del sólido al igual que ocurre en líquidos y gases y no ocurre en los sólidos cristalinos que son anisótropos.

Otra característica importante es que no tienen un punto de fusión definido. Así por ejemplo el lacre o el vidrio se ablandan gradualmente hasta que comienzan a fluir. Por ello es más correcto hablar de intervalo de fusión o punto de reblandecimiento.

Características de los sólidos cristalinos

En sólidos cristalinos, las moléculas, átomos o iones que componen la sustancia considerada están unidas entre sí por fuerzas relativamente intensas, formando un todo compacto. La mayor proximidad entre sus partículas constituyentes es una característica de los sólidos y permite que entren en juego las fuerzas de enlace que ordenan el conjunto, dando lugar a una red cristalina. En ella las partículas ocupan posiciones definidas y sus movimientos se limitan a vibraciones en torno a los vértices de la red en donde se hallan situadas. Por esta razón las sustancias sólidas poseen forma y volumen propios.



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La mayor parte de los sólidos presentes en la naturaleza son cristalinos aun cuando en ocasiones esa estructura ordenada no se refleje en una forma geométrico regular apreciable a simple vista. Ello es debido a que con frecuencia están formados por un conjunto de pequeños cristales orientados de diferentes maneras, en una estructura policristalina. Los componentes elementales de una red cristalina pueden ser átomos, moléculas o iones, de ahí que no se pueda hablar en general de la molécula de un cristal, sino más bien de un retículo elemental o celdilla unidad, que se repite una y otra vez en una estructura periódica o red cristalina.

Presentan anisotropía y punto de fusión definido.

Las propiedades físicas de los sólidos, tales como temperatura de fusión, capacidad para conducir la corriente, resistencia a la deformación, dureza, etc., dependen de las características de las fuerzas de enlace que unen las entidades elementales:

Así, los sólidos iónicos, como las sales, son duros y a la vez frágiles, con puntos de fusión altos. Aunque son malos conductores de la electricidad sus disoluciones, sin embargo, presentan una conductividad elevada.

Los sólidos moleculares formados por moléculas apolares , como el Cl2, el H2 o el CO2, son blandos como corresponde a la debilidad de las fuerzas de interacción entre ellas (fuerzas de Van der Waals). Presentan un punto de fusión bajo lo que indica que sólo a bajas temperaturas, las débiles fuerzas ordenadores del enlace pueden predominar sobre el efecto disgregador del calor.

Su conductividad eléctrica es extremadamente baja como corresponde a la ausencia de cargas libres. os sólidos formados por moléculas polares , como el agua, presentan características intermedias entre ambos tipos de sólidos, los iónicos y los apolares.

Las características del enlace metálico con un gas de electrones externos compartidos hace que los sólidos metálicos sean buenos conductores de la electricidad y del calor, y dúctiles y maleables, aunque con elevados puntos de fusión y ebullición.

Un tipo de sólido de propiedades extremas lo constituyen los sólidos covalentes ; están formados por una red tridimensional de enlaces atómicos fuertes que dan lugar a propiedades tales como elevados puntos de fusión, escasa conductividad y extraordinaria dureza. El diamante, que es carbono puro cristalizado, constituye un ejemplo de este tipo de sólidos.

Teoría de bandas en los sólidos

Todos los sólidos cristalinos presentan una estructura periódica, por lo que un electrón genérico que se viese sometido a la influencia de la red cristalina poseería una energía potencial que variaría también de una forma periódica en las tres direcciones del espacio. Esta situación se traduce, de acuerdo con la mecánica cuántica, en que cada uno de los niveles de energía que correspondería a un átomo aislado se desdobla tanto más cuanto mayor es el número N de átomos constitutivos de la red, dando lugar a una serie de niveles prácticamente contiguos que en conjunto constituyen una banda de energía.



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El número máximo de electrones que pueden ocupar una banda determinada viene limitado por el principio de exclusión de Pauli que indica que en cada nivel atómico se pueden acomodar, a lo más, dos electrones y siempre que sus espines respectivos sean opuestos; por tal motivo en una cualquiera de las bandas correspondientes a una red cristalina formada por N átomos iguales, podrán acomodarse como máximo 2N electrones.

Las bandas de energía en un sólido cristalino desempeñan el mismo papel que los niveles electrónicos de un átomo aislado e incluso se representan de la misma manera mediante las letras s, p, d, f, etc.; por tanto, la energía de un electrón en un sólido sólo puede tomar valores comprendidos en alguna de las múltiples bandas de energía del sólido.

En algunos tipos de sólidos las bandas pueden solaparse y en otros, sin embargo, los correspondientes diagramas de energía aparecen separados por espacios intermedios que representan valores de la energía que no pueden poseer los electrones; por ello se les denomina bandas prohibidas.

La teoría de bandas permite explicar con una excelente aproximación el fenómeno de la conducción eléctrica en los sólidos. En algunos sólidos, la última banda no está ocupada completamente, lo que permite a los electrones de esa banda

ganar energía por la acción de un campo eléctrico externo y desplazarse por la red.

La mayor parte de los metales presentan, no obstante, bandas superiores incompletas que se superponen entre sí permitiendo, asimismo, la movilidad de los electrones que son excitados por un campo eléctrico. Este movimiento de cargas en el seno de la red cristalina constituye una corriente eléctrica.

Una gran mayoría tanto de sólidos iónicos como de covalentes, son malos conductores de la electricidad (aislantes). En ellos la banda más alta conteniendo electrones (banda de valencia) está completamente llena.

Ello supone, de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, que los electrones no pueden ganar energía y saltar de un nivel a otro dentro de la banda, lo que equivale a restringir su movilidad al entorno de su núcleo atómico.

Además la siguiente banda vacía (banda de conducción) está lo suficientemente separada de aquélla como para que la banda prohibida no pueda ser salvada por la acción de un campo eléctrico ordinario. Tal circunstancia explica su reducida conductividad eléctrica.



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Existen algunos sólidos como el silicio y el germanio que tienen una estructura de bandas semejante a la de los aislantes. Sin embargo, en ellos la banda prohibida que separa la de valencia, completamente llena, y la de conducción, completamente vacía, es estrecha, de modo que es posible excitar los electrones más altos de la banda de valencia y transferidos a la de conducción.

En tal caso se puede hablar tanto de una conducción por los electrones de la banda superior, como de conducción por los huecos que se generan en la banda inferior y que se comportan como cargas positivas. Se trata de sólidos semiconductores. El hecho de que su banda prohibida sea estrecha permite bombear electrones a la banda de conducción sin más que elevar suficientemente la temperatura.

Los semiconductores constituyen los materiales sólidos clave en la fabricación de dispositivos electrónicos. Sus propiedades, mejoradas y aprovechadas gracias a la investigación básica y aplicada, no sólo han constituido un elemento clave en el desarrollo de la informática, la instrumentación científica de alto nivel y las telecomunicaciones, sino también en el diseño de aparatos electrodomésticos y de uso habitual.

SEMICONDUCTORES CON IMPUREZAS

Las propiedades eléctricas de los materiales semiconductores pueden mejorarse si se introducen en el momento de la formación del cristal algunos átomos de otra sustancia. Se forma entonces un semiconductor con impurezas. Así, cuando a un cristal de silicio se le añaden impurezas de arsénico aumenta su conductividad. Ello

se explica cómo debido a que, mientras que cada átomo de silicio contribuye con sus cuatro electrones externos a la banda de valencia, los de arsénico contribuyen con cinco. Dado que en los semiconductores la banda de valencia está llena, ese electrón adicional ocupará niveles discretos de energía por encima de ella y muy próximos a la banda de conducción, lo que hace más fácil su promoción a dicha banda y mejora la capacidad de conducción eléctrica del cristal.

Es posible, asimismo, inyectar en el cristal en formación átomos de impureza con menos electrones externos que el elemento semiconductor. Tal es el caso, por ejemplo, del galio, con tres electrones externos. Por la presencia de este tipo de impurezas aparecen nuevos niveles de energía vacantes en las proximidades de la banda de valencia que pueden ser ocupados por electrones excitados. Ello da lugar a la generación de huecos en dicha banda que contribuyen a la corriente eléctrica como si se tratara de cargas positivas.

El semiconductor que resulta por la presencia de átomos como el arsénico, donadores de electrones extra, se considera del tipo n o negativo. Si los átomos de impureza, como en el caso del galio, son aceptores de electrones respecto del cristal, el semiconductor resultante es del tipo p o positivo. En los semiconductores del tipo n la conducción es por electrones y en los del tipo p es, sin embargo, por huecos. La unión p-n de dos semiconductores de tales características constituye un dispositivo electrónico fundamental de utilización amplia en la industria y que ha permitido reducir considerablemente el tamaño y el coste de aparatos basados en la electrónica.



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Transiciones en Sólidos:

En el cero absoluto existen casi todas las sustancias como estructuras cristalinas, pero a medida que aumenta la T °, estas estructuras comienzan a vibrar hasta que llegan a una T ° en donde se desarma la estructura y el sólido deja de serlo, para transformarse en líquido. A este proceso se lo conoce como fusión .

Al proceso inverso, se lo denomina Congelación . Las Tf y T

congelación son idénticas y a dichas T ° se hallan en equilibrio ambas fases (en este tramo la T ° se mantiene cte.).

Por otra parte, la energía calórica que se necesita para realizar estos procesos se denomina Calor de Fusión (o de Congelación , según sea la conversión).

Presión de Vapor en los Sólidos (Sublimación):

La curva que indica la variación de la Pv en función de la T ° , para los sólidos, se denomina Curva de Sublimación. Esto se debe a que el paso desde el sólido hacia el vapor sin pasar por el líquido se lo denomina Sublimación.

Análogamente puede hacerse pasar al vapor hacia el sólido, por medio del enfriamiento del vapor, siempre que se cumpla que: Pv < Pv sólido en la fusión.

El cambio de estado en la materia va acompañado por una absorción de calor, que será el Calor Latente de Sublimación (Hs) , el cual viene relacionado con los calores de Fusión (Hf) y de Vaporización (Hv), siempre que estén referidos a la misma T °:

Hs = Hf + Hv

ESTRUCTURAS CRISTALINAS

Es la distribución geométrica completa de las partículas que ocupan el retículo espacial . Entendiendo por retículo espacial es un sistema de puntos que representa los centros con entornos idénticos ocupados por las partículas en un cristal.

Para describir un retículo espacial definimos la celda unidad del retículo. Es la parte del retículo que si se repite en las tres direcciones del espacio genera la red completa. Todos los cristales están comprendidos en siete categorías o sistemas cristalinos diferentes caracterizados por las longitudes relativas de los tres ejes y los valores de los ángulos que abarcan.



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el interior del hexágono, resultando la celda unitaria mostrada en la figura:

- Sistema Cúbico.: Celda Cúbica simple

Cúbica Centrada en el cuerpo

Cúbica centrada en las caras

- Tetragonal.: Simple

Centrado en las bases

- Ortorrómbico. Ortorrómbico simple

Ortorrómbico centrado en las bases

Ortorrómbico centrado en el cuerpo

- Hexagonal. - Rombohédrico.

- Monoclinico. Simple

- Centrado en las bases

Características de la celda unitaria

En el caso más sencillo, a cada punto de red le corresponderá un átomo, pero en estructuras más complicadas, como materiales cerámicos y compuestos, cientos de átomos pueden estar asociados a cada punto de red formando celdas unitarias extremadamente complejas. En el primer caso, pueden obtenerse sencillamente diversas características de la red cristalina.



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Parámetro de red. Es posible determinar el valor del parámetro de red (longitud de los lados de la celda unitaria) sin más que localizar en la celda la dirección a lo largo de la cual los átomos entran en contacto. A estas direcciones se las denomina direcciones compactas.'

Número de coordinación. Es el número de átomos que se encuentran en contacto con un átomo en particular, o el número de átomos más cercanos. El máximo es 12.

Factor de empaquetamiento. Fracción del espacio de la celda unitaria ocupada por los átomos, suponiendo que éstos son esferas sólidas.

Factor de empaquetamiento = (átomos por celda)x(volumen átomo)/(volumen celda)

Densidad. A partir de las características de la red, puede obtenerse la densidad teórica mediante la siguiente expresión:

Densidad = (átomos por celda)x(masa atómica)/(Número de Avogadro)x(volumen celda

- Imperfecciones de los Cristales:

- Defecto de Frenkel: Al moverse una de las partículas del retículo, la estructura se mueve por completo, quedando corrida de su formación original.

- Defecto de Schottky: La partícula desplazada deja el lugar vacío, que es ocupada por otra partícula, con lo cual el corrimiento es de elementos y no de estructuras.

- Impurezas: Cuando encontramos dentro de los cristales, elementos que no son propios del mismo.

NOTA: para poder saber qué tipo de estructura posee un cristal deberemos recurrir a los Rayos X, debido a que el tamaño de dichas retículas es sólo comparable con las longitudes de ondas de dichos rayos. El proceso consiste la difracción de los Rayos X sobre los cristales del elemento, produciéndose una imagen que permite obtener una idea de cómo se sitúan las partículas en ese elemento.

REGLA DE LAS FASES

Para describir el estado de equilibrio de un sistema de varias fases y diversas especies químicas deberemos conocer el número de variables intensivas independientes que definen el sistema. Para conocer este número se aplica la regla de las fases : L=C-F+2; donde L es número de variables intensivas independientes (grados de libertad), C el número de componentes químicos del sistema, y F el número de fases presentes en el sistema

Cuando en el sistema pueden ocurrir una o varias reacciones químicas (r), entonces el número de variables intensivas independientes se reduce en el número de reacciones que ocurren y la regla de las fases se transforma en: L=C-F+2-r

Pero además si en el sistema existen relaciones debidas a la estequiometría o de conservación de la electroneutralidad del sistema, el número de variables intensivas independientes se reduce en un número correspondiente a estas relaciones que llamaremos a. La regla de las fases con todas estas restricciones queda definida por la siguiente ecuación: L=C-F+2-r-a



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DIAGRAMA DE FASES PARA SISTEMAS DE UN COMPONENTE.

Vamos a centrarnos en el estudio del equilibrio de fases en sistemas formados por un solo componente. Para especificar el estado termodinámico de un sistema formado por una sustancia pura el número variables intensivas independientes que hay conocer (grados de libertad) es:

• Si hay presente una fase, L=1componente-1fase+2=2 variables, es necesario especificar por ejemplo la P y la T

• Si hay presente dos fases, L=1componente-2fases+2=1 variable, es necesario especificar sólo P o T

• Si hay presente tres fases, L=1componente-3fases+2=0 variables

Por tanto podemos representar cualquier estado de equilibrio del sistema formado por una sustancia pura mediante un punto en un diagrama bidimensional de presión-temperatura. Este diagrama se denomina diagrama de fases . Un ejemplo del diagrama de fases de una sustancia pura se muestra en la figura

Por tanto podemos representar cualquier estado de equilibrio del sistema formado por una sustancia pura mediante un punto en un diagrama bidimensional de presión-temperatura. Este diagrama se denomina diagrama de fases. Un ejemplo del diagrama de fases de una sustancia pura se muestra en la figura:

En el diagrama de la figura las líneas AB, BD y BC corresponden a valores (P,T) en las que coexisten dos fases:



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• En AB coexisten en equilibrio sólido y gas. La curva AB es la curva de presión de vapor del sólido

• En BD coexisten en equilibrio sólido y líquido.

• En BC coexisten en equilibrio líquido y gas.

El punto B marca los valores de P y T en los que coexisten tres fases, sólido, líquido y gas, y se denomina Punto Triple. Este punto, que indica la temperatura mínima a la que el líquido puede existir, es característico de cada sustancia, y puede emplearse como referencia para calibrar termómetros.

El punto C indica el valor máximo (PC,TC) en el que pueden coexistir en equilibrio dos fases, y se denomina Punto Crítico. Representa la temperatura máxima a la cual se puede licuar el gas simplemente aumentando la presión. Fluidos con T y P mayores que TC y PC se denominan fluidos supercríticos

Definiciones:

• Punto de ebullición : se define punto de ebullición de un líquido a la presión P, como la temperatura a la cual la presión de vapor de equilibrio del líquido es igual a dicha presión, en el gráfico anterior para la presión P el punto de ebullición es T2. La curva BC representa la presión de vapor del líquido en función de la temperatura, y/o la temperatura de ebullición en función de la presión

• Punto de fusión : se define punto de fusión de un sólido a la presión P, como la temperatura a la cual el sólido y el líquido se encuentran en equilibrio a dicha presión, en el gráfico anterior para la presión P el punto de fusión de la sustancia será T1.

• Si la presión es de 1 atmósfera (o más correctamente, de 1 bar) a estos puntos se les denomina punto de ebullición y punto de fusión normales respectivamente.

Ejemplo de interpretación de la trayectoria de un proceso termodinámico en el diagrama P-T

Veamos el proceso representado en la figura por el trazo naranja. Supongamos que se introduce en un recipiente cerrado provisto de un pistón una cierta cantidad de sustancia en fase gaseosa, a la temperatura y presión (TE, PE), representado en el diagrama de la figura por el punto E.

De forma isotérmica es posible aumentar la presión del gas (disminuyendo el volumen del recipiente por medio del pistón), no observándose nada más que un aumento en la densidad del mismo, hasta alcanzar el punto F, en el que se observa como el gas comienza a condensar. En el punto F coexisten en equilibrio líquido y gas, luego sus potenciales químicos a esa PF y TF son iguales. A TF y una P<PF el µgas es menor que µlíquido

Si se reduce más el volumen del sistema, el resultado es que condensa más gas, manteniéndose constante la P y la T. Cuando todo el gas ha condensado, podemos tratar de seguir reduciendo el volumen del sistema, con lo que aumentamos de forma isotérmica la P del líquido, hasta llegar al punto G del diagrama. A TF y una



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P>PF el µgas es mayor que µlíquido por lo que es estable esta última fase

Desde el punto G es posible por ejemplo disminuir la temperatura del líquido manteniendo la P constante hasta alcanzar el punto H, momento en el que el líquido comienza a solidificar. En este punto coexisten en equilibrio líquido y sólido, sus µ se hacen iguales y la disminución de energía del sistema se traduce en un aumento de la fase sólida, permaneciendo constate la P y la T hasta que ha solidificado todo el líquido. Una disminución posterior de la energía a P constante supondría el enfriamiento del sólido.

Efecto de la presión y de la temperatura. Ecuación de Clapeyron.

La ecuación de Clapeyron permite calcular la pendiente de una línea de equilibrio entre dos fases en el diagrama de fases P-T de un sistema de un componente.

Ecuación de Clapeyron

Consideraciones sobre la ecuación de Clapeyron

• En un cambio de fase líquido-vapor, tanto ∆H como ∆V son positivos, por tanto la pendiente de la línea de equilibrio líquido-vapor es positiva. Lo mismo sucede con la línea sólido-vapor.

• En un cambio de fase sólido-líquido, ∆H es positivo y en general ∆V también, por lo tanto la pendiente de esta línea también será positiva. Existen sin embargo algunas

excepciones como el H2O, Ga o Bi debido a una disminución de volumen que sufren estos componentes al fundirse, en estos casos la pendiente de la línea de equilibrio sólido-líquido será negativa.

• En el cambio de fase sólido-líquido ∆V es mucho menor que en los cambios de fase sólido-gas o líquido-gas. Por esta razón la pendiente en el primer caso es mucho mayor que en los últimos.

• Equilibrio sólido-líquido

Para estudiar los equilibrios de fase sólido-líquido, no puede utilizarse la ecuación de Clausius-Clapeyron ya que para obtenerla se han realizado una serie de aproximaciones válidas cuando una de las fases que interviene es gas.

En este caso la variación de la P de equilibrio cuando cambia la T se obtiene directamente a partir de la ecuación de Clapeyron:

Los valores de ∆Hfus y de ∆Vfus varían a lo largo de la curva de equilibrio sólido-líquido, las funciones de estado H y V son funciones de T y P, y por lo tanto lo son también ∆Hfus y de ∆Vfus. Sin embargo la elevada pendiente de esta línea en el diagrama P-T implica que a menos que P cambie en una cantidad considerable, la variación de T será muy pequeña, por tanto podemos tomar como aproximación:



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Transiciones de fase sólido-sólido.

Muchas sustancias presentan más de una forma sólida. Cada una de ellas tiene una estructura cristalina diferente que es estable termodinámicamente en un intervalo de P y T. En general, a este fenómeno se le denomina polimorfismo , y a las diferentes estructuras cristalinas posibles, formas polimórficas. En el caso particular de que la sustancia sea un elemento, al polimorfismo se le denomina alotropía . La forma estable a una determinada P y T es la de mínima G, pero en ocasiones se puede mantener durante cierto tiempo la fase denominada metaestable (inestable termodinámicamente), si la velocidad del proceso espontáneo de conversión de fase es lo suficientemente lento: por ejemplo el Cdiamante es una fase metaestable a 25ºC y 1bar, la fase estable es el Cgrafito, pero ambas se pueden tener en esas condiciones de P y T dado que la cinética del cambio de fase es muy lenta.

Compilación:

Dr. Juan Luis RODRIGUEZ VEGA

(Biólogo – Psicólogo – Pedagogo)

Lic. Gillermina PEJERREY CAMPODONICO

(Mgs. Psicopedagogía Cognitiva)

Education

"Reconocimiento y uso de los principales materiales de Laboratorio"