En el tema anterior, hemos caracterizado las tres fases de agregación en las que se presenta la materia: sólida, líquida y gaseosa. En el presente tema explicaremos cómo esa materia puede cambiar de una fase a otra en función de una serie de variables y factores.
Complemento: ¿por qué los charcos de agua se secan a T ambiente?
Todos sabemos que el agua se evapora a 100ºC, y sin embargo, tras llover en la calle, los charcos de agua terminan secándose tras un tiempo sin haber alcanzado ni de lejos el punto de ebullición.
En el vídeo se explica cómo, para una sustancia como puede ser el agua, existe una velocidad de paso de moléculas de una fase a la siguiente. En el caso de los charcos, a temperatura normal, algunas moléculas de agua adquieren suficiente energía para pasar a estado gas difundiéndose en el aire atmosférico, puesto que la atmósfera es una fase gaseosa infinitamente mayor que un charco de agua, este proceso se produce de forma contínua hasta que el charco termina por secarse completamente.
Obviamente, el proceso se acelerará si sale el Sol, aumenta la temperatura, y la atmósfera se vuelve más seca.
En el tema anterior vimos cómo en función de la intensidad de las fuerzas intermoleculares, la materia podía presentarse en tres estados de agregación diferente: sólido, líquido y gaseoso. En este tema vamos a estudiar en profundidad cada uno de esos estados, en base a las propiedades que caracterizan a cada uno de ellos.
El estado gaseoso
Complemento: presiones parciales del aire
En este vídeo se trata el concepto de presión parcial de un gas dentro de una mezcla de gases. Vamos a presentar un ejercicio sencillo de cálculo de presiones parciales del aire: una disolución gaseosa formada básicamente por un 79% de N2 y un 21% de O2.
Podemos preguntarnos cuáles serán las presiones parciales de N2 y O2 en la atmósfera bajo condiciones normales, es decir: P=1atm y T=273K. Obviando la temperatura, sabemos que:
Pi = PT
xi
conocemos además las fracciones molares de ambos gases: xN2=0,79 y xO2=0,21, y comprobamos que efectivamente la suma de ambas es igual a 1. Partiendo de unas condiciones normales en las que PT =1atm, obtenemos la solución:
comprobamos finalmente, que la suma de las presiones parciales de ambos gases es igual a la presión total de 1atm.
Imaginemos ahora que somos buceadores y nos sumergimos a 20m de profundidad en el mar, en esas condiciones respiraríamos aire a 3atm de persión, ¿cuáles serían entonces las presiones parciales de N2 y O2 en esas condiciones? Los cálculos son idénticos, salvo que ahora PT =3atm:
y nuevamente volvemos a comprobar que la suma de ambas presiones parciales es igual a la presión total de 3atm bajo estas nuevas condiciones.
Añadir por último, que la expresión Pi = PT xi recibe el nombre de ley de Raoult.
El estado sólido
La materia en estado sólido presenta unas propiedades completamente opuestas a las del estado gaseoso. En el siguiente vídeo comentaremos esas características, además de distinguir los tres tipos de sólidos existentes: amorfos, cristalinos y policristalinos.
El estado líquido
Complemento: descripción física de la capilaridad
La capilaridad es un fenómeno que se manifiesta en los líquidos tal y como hemos visto en el presente vídeo. Para profundizar un poco en su estudio, vamos a presentar la Ley de Jurin, que cuantifica la altura que alcanza un líquido dentro de un capilar fino:
donde h es la altura que alcanza el líquido dentro del capilar [m], t la tensión superficial característica del líquido [N/m], q el ángulo del menisco que forma la superficie del líquido con las paredes del capilar, r la densidad del líquido [Kg/m3], g la aceleración de gravedad [9,81 m/s2], y r el radio del capilar [m].
Comprobamos cómo efectivamente la altura es inversamente proporcional tanto a la densidad del líquido como al radio del capilar. También observamos que cuanto mayor sea la tensión superficial del líquido, éste mantendrá sus moléculas superficiales más fuertemente unidas, por lo que el hundimiento de la columna líquida dentro del tubo capilar será menor y, por tanto, su altura será mayor.
Consideraciones breves sobre la tensión superficial
Hemos comprobado que la altura que alcanza un líquido dentro de un capilar fino es función, entreo otras cosas, de la tensión superficial del líquido, propiedad que también hemos visto en el vídeo anterior. El sentido físico de la tensión superficial t se puede explicar mediante la siguiente experiencia:
Supongamos que en la fig. 1 tenemos una película de líquido azul sustentada por tres alambres negros y uno naranja móvil. Según la fig. 2 estiramos esa película líquida aplicando una fuerza F sobre el alambre naranja móvil, provocando así un estiramiento de esa película líquida reflejado en una variación unidireccional Dx. Estamos hablando por tanto de una fuerza que ha provocado un desplazamiento, así que definimos:
de tal manera que esta tensión superficial t tendrá unidades de N/m.
Resulta evidente por otra parte, que t variará según las fuerzas intermoleculares características del líquido. Si las fuerzas intermoleculares son intensas, costará más esfuerzo estirar la película líquida, y por tanto t tendrá un valor alto. También debemos recordar que esas fuerzas intermoleculares se debilitan conforme aumentamos la temperatura, debido al incremento en el movimiento molecular, por tanto, para un mismo líquido, t será inversamente proporcional a su temperatura.
Una vez estudiado el enlace químico que establecen los átomos para formar moléculas, estudiaremos ahora las interacciones que esas moléculas establecen entre ellas, sin variar en ningún caso su composición química relativa: las fuerzas intermoleculares.
En el siguiente vídeo veremos cómo existen varios tipos de fuerzas en función de la naturaleza electrónica de la molécula en su conjunto, esas interacciones serán de varios tipos e intensidades, y justificarán a su vez, los estados de agregación de la materia.
Una vez estudiado el concepto de átomo como unidad básica constituyente de la materia universal, este tema explicará cómo dichos átomos se combinan entre si para dar lugar a moléculas, de formas y combinaciones definidas.
La Teoría del Enlace Químico explica precisamente la interacción entre átomos para formar moléculas, que a su vez, caracterizan los compuestos químicos, al igual que los átomos caracterizan los elementos.
La Teoría del Enlace Químico que se expone en el siguiente vídeo es bastante compleja y extensa, por lo que es recomendable visualizar el vídeo por partes, no antes que haber comprendido y estudiado correctamente las características del átomo explicadas en los temas anteriores, especialmente los conceptos de configuración electrónica y propiedades periódicas: energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.
Complemento: Estructuras de Lewis
La estructura de Lewis es una representación gráfica de los átomos con sus respectivos electrones de sus capas de valencia que resulta muy útil a la hora de explicar la formación de un determinado enlace químico.
En el vídeo presente, concretamente en el minuto 7:02, he presentado un ejemplo de estructura de Lewis para explicar el enlace iónico que se forma en la molécula de NaCl. Consiste básicamente en escribir los símbolos químicos de los átomos que forman la molécula como si fueran núcleos de la misma, y a su alrededor se pintan, bien con puntos bien con cruces, los electrones de valencia de cada uno de esos átomos.
Vamos a ver algún ejemplo más de estructuras de Lewis, concretamente el amoníaco: lo primero que hay que hacer es escribir las configuraciones electrónicas de los átomos implicados para conocer al detalle sus capas de valencia:
N:
[He] 2s2 2p3 H: 1s
así comprobamos que N tiene 5 electrones en su capa de valencia, mientras que H solo tiene uno:
en esta estructura de Lewis, los 5 electrones del N están representados por puntos, mientras que los electrones de los H están representados por cruces. De esta forma unimos los cuatro átomos para formar la molécula correspondiente con sus tres enlaces covalentes entre N y H. Obsérvese el par de electrones del N que quedan sin compartir y que siguen por tanto alojados en el orbital 2s del N, ésto justifica que la geometría molecular del amoníaco sea una pirámide de base triangular, como se indica en el vídeo en el minuto 54:15.
Vamos a estudiar finalmente otra molécula más complicada en la que intervienen muchos más enlaces de diferente naturaleza: el ácido sulfúrico H2SO4:
S:
[Ne] 3s2 3p4 O: [He] 2s2
2p4 H: 1s
La imagen izquierda corresponde a la representación de Lewis desarrollada, donde podemos ver cómo S, con sus 6 electrones de valencia representados por puntos, establece cuatro enlaces covalentes: dos simples y dos dobles con los átomos de O, cuyos electrones respectivos están representados por cruces. Vemos también que en esta molécula, todos los O quedan con dos pares electrónicos desparejados y sin formar enlaces. Mientras que los H, con sus electrones representados por *, establecen enlaces covalentes con aquellos O que han formado enlaces simples con el S.
Como vemos, las estructuras de Lewis para ciertas moléculas pueden resultar un tanto complicadas, por lo que en la mayoría de los casos se emplean representaciones gráficas análogas a la imagen de la derecha, donde los electrones ya no se representan como tales, sino que se representan los pares de electrones que definen los enlaces. De esta manera en la segunda imagen se visualizan mucho mejor los enlaces, simples y dobles, que encontramos en la molécula de H2SO4, así como los pares electrónicos solitarios que no forman parte de enlace alguno. Esta segunda forma de representar las moléculas se emplea mucho en Química Orgánica.
Como ya hemos visto en el tema anterior, los elementos químicos están caracterizados por los átomos en función del número de protones de éstos. De esta forma existen más de 100 elementos distintos en el Universo, y todos ellos se ordenan en la Tabla Periódica, de la que vamos a hablar en el siguiente apartado.
No olvides que en el correspondiente apéndice encontrarás en formato imagen la Tabla Periódica, con mucha información adicional.
Complemento: orden de los átomos en la formulación
Cuando escribimos la fórmula molecular de un compuesto químico, tal y como citamos brevemente en el primer vídeo del tema anterior, escribimos los símbolos químicos de los elementos constituyentes acompañados por unos subíndices que indicaban la proporción de los distintos átomos dentro de la correspondiente molécula.
En el mismo vídeo se expusieron a su vez una serie de ejemplos de moléculas, pero no se explicó en qué orden deberían escribirse los símbolos de los elementos constituyentes de esas moléculas. De esa manera, una molécula como el óxido de calcio se escribe CaO, pero nos podríamos plantear la posibilidad de escribir esa molécula como OCa.
La IUPAC, organización internacional que establece las normas de formulación y nomenclatura químicas, determina que a la hora de formular un compuesto, hay que escribir en primer lugar el elemento más electropositivo de los que intervengan en la molécula, y el último elemento que se escriba debe ser el más electronegativo de todos ellos.
Puesto que en este tema se explica el concepto de electronegatividad, y se explica además cómo esta magnitud varía en función de la posición de los elementos en la Tabla Periódica, podemos saber con bastante acierto qué átomos son más electronegativos o electropositivos dentro de una molécula. Por esta razón, moléculas como la citada anteriormente se escribe CaO y no OCa, el agua se escribe como H2O y no OH2 etc.
El constituyente básico y elemental de la materia universal es el átomo. En el próximo vídeo vamos a estudiar el concepto de átomo, sus características y sus propiedades. Veremos así mismo cómo estos átomos se combinan entre si para formar moléculas.
También explicaremos una serie de conceptos básicos relacionados con todo lo anterior, que resultarán indispensables para poder continuar tu estudio de Química.
En el siguiente tema continuaremos hablando del átomo, pero centrándonos únicamente en la corteza electrónica del mismo, donde los electrones giran alrededor del núcleo atómico dentro de unas regiones espaciales denominadas orbitales. Uno de los conceptos más importantes de este tema es la configuración electrónica, es decir, la distribución de los electrones en los distintos orbitales atómicos.
Cuando un átomo tiene muchos electrones, escribir su configuración electrónica completa puede resultar bastante tedioso. Para evitarlo, estas configuraciones pueden escribirse de forma abreviada citando entre corchetes el símbolo químico del elemento anterior que tenga su última capa electrónica completa, es decir, aquel elemento cuya configuración electrónica acabe en ns2 np6, los elementos que presentan este tipo de configuración se llaman gases nobles, y los veremos en el siguiente tema.
Por ejemplo, si queremos escribir la configuración electrónica del titanio, sería la siguiente:
Ti (Z=22): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
la parte resaltada en verde coincide exactamente con la configuración electrónica del gas noble inmediatamente anterior al titanio: el argón, por tanto, la configuración abreviada del titanio resultaría de la siguiente manera:
Ti (Z=22): [Ar] 4s2 3d2
Usando la Tabla Periódica que veremos en el siguiente tema, escribir las configuraciones electrónicas de forma abreviada te resultará mucho más sencillo.
La materia es el constituyente del Universo, se define como todo aquello que tiene peso, volumen, energía interna y una posición espacial, magnitudes éstas que son medibles experimentalmente y que pueden cambiar en cualquier momento.
Bienvenid@ a mi videoblog de Química, un lugar donde espero que aprendas mucho acerca de esta ciencia. Precisamente en este blog trataré de explicar mediante vídeos, los distintos temas y conceptos que abarca la Química, cada entrada a este blog corresponderá a un tema, que iré desarrollando de forma ordenada conforme avancemos en la materia.
Asi mismo, en este blog incluiré una serie de apéndices con tablas, datos y herramientas que te serán de utilidad. No dudes en consultarme dudas o sugerencias en forma de comentarios en las respectivas entradas.
Para empezar, vamos a tratar una serie de generalidades como introducción al estudio de la Química:
En este primer vídeo hemos definido la Química, su objeto de estudio, las diferentes ramas o campos de estudio que abarca, así como las relaciones de la Química con el resto de Ciencias Naturales.
Complemento: otras ramas de Química
Astroquímica: ciencia que estudia la composición química de
los astros y el material difuso encontrado en el Universo.
Electroquímica: estudia la transformación entre la
energía eléctrica y la energía química.
Fotoquímica: estudio de las interacciones
entre átomos, moléculas pequeñas, y la radiación
electromagnética.
Magnetoquímica: síntesis y estudio
de sustancias con propiedades magnéticas.
Nanoquímica: relacionada con la Nanotecnología.
Petroquímica: industria que utiliza el
petróleo y el gas natural como materias primas para la obtención de
productos químicos.
Geoquímica:
estudia todas las transformaciones de los minerales existentes en la Tierra.
Química
computacional: uso de computadores
para ayudar a resolver problemas químicos, valiéndose de los resultados de
la Química teórica e incorporados en software para calcular
las estructuras y propiedades de moléculas y cuerpos sólidos.
Química Cuántica: aplica la Mecánica Cuántica y la Teoría Cuántica de Campos.
Química Macromolecular: estudia la preparación, caracterización,
propiedades y aplicaciones de las macromoléculas o polímeros.
Química Nuclear: estudia las
propiedades y el comportamiento de los núcleos atómicos.
Química Organometálica: estudio de los compuestos
organometálicos, su
síntesis y reactividad.
Química Supramolecular: estudia las
interacciones supramoleculares, es decir, entre moléculas.
Química Teórica: uso de la Física para explicar o predecir
fenómenos químicos.
