Unidad 14. Cambios de estado en la materia 1 Est ados de la materia

La materia puede presentarse en estado sólido, líquido y gaseoso: Los sólidos, como la madera o el vidrio, mantienen su forma. Los líquidos, como el agua o el aceite, se adaptan perfectamente al recipiente que los contiene porque carecen de forma propia.

Los gases, como el aire o el oxígeno, no mantienen su forma ni su volumen y se expanden si no los encerramos en recipientes.

Cada estado tiene características propias.

CARACTERÍSTICAS FUNDAMENTALES DE LOS TRES ESTADOS DE LA MATERIA E S T A D O F ÍS IC O ¿MANTIENEN SU FORMA? ¿MANTIENEN SU VOLUMEN?

Sólido Sí, siempre que no ejerza- Sí, pero aumenta un poco al ca-

mos fuerzas sobre ellos. lentarlos y disminuye al enfriarlos.

Líquido No; se adaptan al recipiente Sí, pero aumenta un poco al ca-

que los contiene. lentarlos y disminuye al enfriarlos.

Gas No; se adaptan al recipiente No; se expanden hasta ocupar

que los contiene. todo el volumen disponible.

Las diferentes formas en las que se mantienen unidas las partículas en cada material determinan que se encuentren normalmente en estado sólido, lí-quido o gaseoso. Por ello, estos estados se denominan estados de agre-gación de la materia. En todos estos casos, la temperatura y la presión determinan que un ma-terial pueda encontrarse en estado sólido, líquido o gaseoso.

La lava son rocas que, por efecto de la alta temperatura, se encuentran en estado líquido.

2 Carac terís tic as de los sól idos

Las principales características de los sólidos son: Mantienen su forma si no ejercemos fuerzas sobre ellos. Son incompresibles, no se puede reducir su volumen presionándolos. Se dilatan, aumentando de volumen, si los calentamos; y se contraen, disminuyendo de volumen, al enfriarlos. Por eso, y para evitar que los edi-ficios o puentes se dañen con los cambios de temperatura, se dejan pe-queñas separaciones llamadas juntas de dilatación.

Las características específicas de los sólidos permiten diferenciar unos de otros:

Junta de dilatación en un puente.

Dureza. Un sólido es más duro que otro cuando puede rayarlo. La dureza se mide mediante la escala de Mohs. El diamante es el material más duro que se conoce.

Fragilidad. Un sólido es frágil cuando se rompe al tratar de deformarlo. Muchos materiales duros son frágiles. Por ejemplo, el vidrio es un material duro, pero frágil; se rompe con un golpe.

Tenacidad. Un sólido es tenaz cuando resiste grandes esfuerzos sin romperse. Elasticidad. Un sólido es elástico cuando recupera su forma después de haberlo deformado. Es algo que ocu-rre, por ejemplo, con una goma del pelo.

Plasticidad. Un sólido es plástico si no recupera la forma aunque cese la causa que lo deformó. Son materiales plásticos la arcilla, la plastilina o los alambres que podemos doblar.

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3 Características de los líquidos Las principales características de los líquidos son: No tienen forma propia. Se adaptan al recipiente que los contiene. Pueden fluir. Se deslizan o escurren a través de pequeños orificios. Son incompresibles. No se puede reducir su volumen presionándolos. Se dilatan y contraen como los sólidos. Esta característica de los líquidos se emplea, por ejemplo, para cons-truir termómetros.

Se mezclan con otras sustancias con mucha facilidad. En el agua se disuelven con facilidad gases, como el oxí-geno o el dióxido de carbono; esta capacidad permite, por ejemplo, respirar a los peces.

Las características específicas de los líquidos permiten diferenciarlos unos de otros: Viscosidad. Expresa el grado de fluidez. Por ejemplo, la miel es más vis-cosa que el agua porque fluye mucho peor que esta. Si un líquido es poco fluido, decimos que es muy viscoso.

Capacidad de disolución. Expresa la posibilidad de disolver determina-das sustancias. El agua disuelve la sal o el azúcar, pero no los metales o las grasas. La gasolina disuelve las grasas y se mezcla con el aceite.

La miel es un líquido muy viscoso. 4 Características de los gases

Las principales características de los gases son: No tienen forma propia. Se adaptan al recipiente que los con-tiene.

Se expanden hasta ocupar todo el espacio libre. Se pueden comprimir con facilidad reduciendo su volumen. Se dilatan cuando aumenta su temperatura y pasan a ocupar un mayor volumen. Por el contrario, se contraen al enfriarlos.

Se difunden al mezclarse con otras sustancias gaseosas, lí-quidas o incluso sólidas. Es lo que ocurre cuando la colonia se evapora y podemos olerla; también sucede con los gases ex-pulsados por los volcanes o producidos por los seres vivos, que se difunden por la atmósfera.

Al calentar el matraz, el aire interior se dilata e infla el globo.

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5 Los cambios de estado Los cambios de estado son procesos que experimentan las sustancias al ganar o al perder energía. Una sustan-cia cambia de un estado a otro en ciertas circunstancias de presión y temperatura. Los cambios de estado se nombran en función de los estados de agregación inicial y final del proceso.

C A M B I O D E E S T A D O E S T A D O IN IC I A L E S T A D O F IN A L P R O C E S O IN V E R S O

Fusión Sólido Líquido Solidificación

Vaporización Líquido Gas Condensación

Sublimación Sólido Gas Condensación o

sublimación inversa

Todos los cambios de estado son reversibles, es decir, pueden ocurrir en un sentido o en el contrario; así, el agua líquida procedente de un cubito de hielo derretido puede volver a congelarse si se enfría de nuevo. Para que las sustancias se fundan, se vaporicen o sublimen hay que suministrarles energía. Por el contrario, cuando se solidifican o condensan, las sustancias ceden energía al medio que les rodea. Por ejemplo, hay que calentar el agua para que hierva y enfriarla para que se congele.

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ió

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a

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GAS

SÓLIDO

Vaporización

Condensación

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F u s ió n n

LÍQUIDO

El cambio de estado líquido a gaseoso, vaporización, se puede realizar de dos formas diferentes: La evaporación es un tipo de vaporización que se realiza a cualquier temperatura solo en la superficie libre del líquido.

La ebullición es un tipo de vaporización tumultuosa que se realiza en todo el líquido a una temperatura caracte-rística. Decimos que el líquido hierve.

6 Temperat ura de camb io de estad o

Se llama temperatura de cambio de estado a la temperatura a la cual se produce el paso de un estado de agregación a otro.

Temperatura de fusión es la temperatura a la que una sustancia pasa de sólido a líquido; coincide con la tem-peratura a la que un líquido pasa a sólido, llamada temperatura de solidificación.

Temperatura de ebullición es la temperatura a la que hierve una sustancia. Las sustancias puras tienen temperaturas de fusión y ebullición que las caracterizan. Por ejemplo, el agua funde a 0 °C y hierve a 100 °C.

Sin embargo, si añadimos sal al agua, su temperatura de cambio de estado será diferente, puesto que ya no es una sustancia pura, sino una mezcla. El agua con sal congela a temperaturas inferiores a 0 °C; por eso se echa sal en la carretera cuando nieva (según la concentración de la sal, puede llegar a -20 °C). El agua con sal hierve a más de 100 °C. La temperatura de ebullición de una sustancia aumenta en fun-ción de la presión. Por ejemplo, en las grandes profundidades de los océanos, donde la presión es enorme, el agua que se encuentra en contacto con los volcanes submarinos no puede hervir, a pesar de que alcanzan más de 400 °C.

TEMPERATURA DE CAMBIO DE ESTADO

A PRESIÓN ATMOSFÉRICA

S U S T A N C IA FUSIÓN (°C) E B U L L IC IÓ N

(° C )

Oxígeno -219 -183

Nitrógeno -210 -196

Agua 0 100

Sal común 801 1 4 1 3

Hierro 1 5 4 0 2 8 0 0

Wolframio 3 3 8 7 5 5 2 7

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7 La materia está formad a por átomos El número de sustancias que existen en el universo es enorme; sin embargo, todas tienen en común que están for-madas por átomos. Los átomos son muy pequeños, y cualquier objeto o porción de materia contiene un número de átomos difícil de imaginar. Por ejemplo, en 56 g de hierro hay apro-ximadamente 6,02·1023 (seiscientos dos mil trillones) átomos de hierro. Los átomos, a su vez, están formados por tres clases de partículas, que reciben el nombre de partículas elementales: son los protones, los neutrones y los elec-trones.

Los protones y los neutrones se encuentran en el centro del átomo, constituyendo un núcleo muy denso y pequeño. Los electrones forman una nube alrededor, con-tribuyendo mayoritariamente al volumen del átomo. Cada tipo de átomo se diferencia del resto por el número de protones de su núcleo; este número se llama número atómico. Cada uno de los distintos tipos de átomos se denomina elemento químico. Así, el oro y el mercurio son elementos químicos distintos.

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

Protón Neutrón

Electrón

Cada elemento químico se identifica mediante un nombre y un símbolo; todos los que existen se recogen en la tabla periódica, ordenados por su número atómico. 8 Propiedades de alguno s elementos químicos

Elementos en el universo. Los más abundantes son: – Hidrógeno. Constituye la fuente de energía del Sol. Se trata de un gas

muy ligero y reactivo. – Helio. Es el segundo elemento más abundante en el Sol. Es un gas ligero

y fluido que no se une a ningún otro elemento. Elementos en la corteza terrestre. Los principales elementos que la componen son: – Oxígeno. Se combina con otros elementos y da lugar a muchos minerales.

Además, se encuentra en forma molecular (O2) en la at-mósfera. Sin él, los seres vivos no podríamos respirar.

– Silicio. Es el elemento principal de los silicatos y la sílice (arena). Se emplea para fabricar vidrio, construir componentes electrónicos, etc.

– Aluminio. Se encuentra en el basalto, la roca más abundante de la corteza. Debido a su ligereza, se emplea en la construcciónde aviones.

– Hierro. Está presente en muchas rocas, generalmente combinado con oxígeno. Mezclándolo con el carbono se obtiene acero.

Elementos en los seres vivos. Los más abundantes son: – Carbono. Elemento fundamental en toda la materia orgánica. Con el

oxígeno forma dióxido de carbono (CO2), necesario para la fotosín-tesis de las plantas.

– Hidrógeno y oxígeno. Se encuentran juntos formando el agua (H2O), esencial para los seres vivos.

– Nitrógeno. Forma parte de algunos compuestos orgánicos como las proteínas.

ELEMENTOS DE LA CORTEZA TERRESTRE

46,6% Oxígeno

27,7% Silicio

8,1%

Aluminio

5% Hierro

3,6% Calcio 2,8% Sodio

2,6% Potasio 2,1% Magnesio 1,5% Otros elementos

ELEMENTOS DEL CUERPO HUMANO

65% Oxígeno

18%

Carbono 10%

Hidrógeno

3% Nitrógeno Además de estos cuatro, hay otros muchos elementos que constitu-yen las sustancias que forman los seres vivos. Aunque están en menor proporción, son esenciales para la vida. Son el calcio, el cloro, el sodio, el potasio y el hierro.

2% Calcio

2% Otros elementos

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9 Átomos , moléculas y cristales El número de sustancias que podemos encontrar a nuestro alrededor es enorme, pero todas se forman por com-binaciones de los elementos químicos. Cuando los átomos de los elementos se unen, pueden dar lugar a moléculas o a cristales.

Moléculas. Son agrupaciones de un número fijo, generalmente pequeño, de átomos iguales o distintos. Por ejemplo el agua.

Cristales. El número de átomos que se unen es muy grande y guarda relación con el tamaño del cristal. Por ejemplo la sal común.

Las sustancias que encontramos a nuestro alrededor se forman por combinaciones de elementos químicos. Según se combinen elementos iguales o diferentes, se distinguen:

MOLÉCULA DE OXÍGENO MOLÉCULA DE AGUA

Átomos de oxígeno Oxígeno

Hidrógeno Las sustancias simples contienen un solo elemento químico. Por ejemplo, el oxígeno que respiramos es una sustancia simple formada por moléculas que tienen dos átomos de oxígeno.

Las sustancias compuestas están constituidas por agrupaciones que tienen diferentes elementos quí-micos. Por ejemplo, el agua está formada por molé-culas que tienen un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno.

Para representar las sustancias se emplean fórmulas químicas. Las fórmulas son combinaciones de símbolos de elementos químicos que intervienen en ellas y subíndices, que son números que indican cuántos átomos de cada tipo hay en una molécula o cristal de esa sustancia. Por ejemplo, el agua se representa mediante la fórmula H2O porque sus moléculas tienen dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

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10 Determinación de la temperatura de ebullición de una sustancia Las sustancias puras se caracterizan por tener temperaturas de cambio de estado fijas. Para medir estas tem-peraturas es necesario cambiar la temperatura de una muestra hasta provocar el cambio de estado. En ocasiones, es difícil observar con claridad el momento del cambio de estado, pero este tiene una característica que aprove-charemos: durante el cambio de estado, la temperatura permanece constante. 1.Preparamos una muestra de la sustancia.

Introducimos el agua en un recipiente que pueda ser calentado con seguridad y con un termómetro.

2.Tomamos nota de los datos. Calentamos la muestra y anotamos cada cierto período de tiempo la temperatura y los cambios. Repetimos la misma experiencia, añadiendo alcohol al agua para comprobar el cambio de estado cuando se trata de una mezcla.

3.Representamos los datos gráficamente. Dibujamos unos ejes de coordenadas; en el eje horizontal o eje de abscisas indicamos el tiempo en segundos, y en el eje vertical o eje de ordenadas representamos la temperatura en grados centígrados. En las gráficas inclui-mos los datos que hemos recogido en las experiencias.

Termómetro digital

Agua

GRÁFICO DEL AGUA GRÁFICO DEL AGUA CON ALCOHOL

4.Analizamos los resultados. Si observamos que la temperatura se mantiene constante mientras hierve, conclui-mos que se trata de una sustancia pura y esa es su temperatura de cambio de estado. Si la temperatura no per-manece constante y observamos un cambio de estado, significa que se trata de una mezcla, como es el caso del agua y alcohol.

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Adaptación de los libros del proyecto 2.0 de la editorial SM

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