ESTADOS DE LA
MATERIA, PROPIEDADES Y COMPORTAMIENTO
Estado de la
materia.
La materia se
presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso.
Dadas las
condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias
pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua.
La mayoría de
sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias
que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el
CO2 en estado gaseoso:
Los sólidos:
Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad
de sus estructuras.
Los líquidos: No
tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas
propiedades muy específicas son características de los líquidos.
Los gases: No
tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación
de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y
presión.
Propiedades
generales de los gases
PROPIEDADES
SUBMICROSCOPIO
1. Poseen
alta entropía (alto grado de desorden molecular) debido a que las fuerzas de
repulsión (Fr) o fuerzas de desorden predominan sobre las fuerzas de atracción
o cohesión (Fa)
2. Poseen
grandes espacios intermoleculares, las moléculas de un gas están muy separadas.
Así por ejemplo a 25°C y 1 atm de presión, sólo el 0,1% del volumen que ocupa
el gas está ocupado por las propias moléculas, el 99,99% es espacio vacío.
3. Poseen
alta energía cinética molecular, puesto que las moléculas se mueven muy rápido.
A 25°C las velocidades moleculares de los gases varían entre 200 á 2000 m/s
(600 á 6000 Km/h)
PROPIEDADES
MACROSCÓPICO O ESTADÍSTICO:
Son propiedades
que se miden o determinan para un conjunto de moléculas.
1.
Comprensibilidad: El volumen de un gas se puede reducir fácilmente
mediante la acción de una fuerza externa. Esta propiedad de los gases se
explica debido a la existencia de grandes espacios intermoleculares.
Nunca. Si la fuerza es muy
grande, la presión del
gas sería tan grande que vencería la resistencia del recipiente y estallaría.
Si la temperatura fuese
baja (menor o igual a la temperatura crítica) el gas se licuaría, ya en estado
líquido sería imposible comprimirlo.
2. Expansión: Un gas
ocupa todo el volumen del recipiente que lo contiene debido a la alta energía
cinética traslacional de las moléculas.
¿Porque el aire que es una
mezcla gaseosa, no se expande por todo el universo?
La explicación es simple, la
fuerza de atracción gravitatoria impide que algún cuerpo material pueda
abandonar la órbita terrestre, salvo que supere la velocidad mínima para vencer
la gravedad que es 11 Km/s, que las moléculas de aire no pueden adquirir en
forma natural.
3. Difusión: Consiste en
que las moléculas de un gas se trasladan a través de
otro cuerpo material (sólido, líquido o gas), debido a su alta energía cinética
y alta entropía. Cuando uno siente el olor y aroma de una flor o una fruta es
debido a la difusión de ciertas sustancias (ésteres) que se difunden en forma
de vapor a través del aire y llega al olfato.
Otros ejemplos de
difusión son:
- difusión del CO2 en bebidas
gaseosas.
- difusión del H2 en el platino.
- gas lacrimógeno en el aire.
4. Efusión: Consiste
en la salida de moléculas gaseosas a través de pequeñas aberturas u orificios
practicados en la pared del recipiente que contiene el gas. Por ejemplo un
neumático se desinfla cuando el aire comprimido se efunde a través de un
orificio causado por un clavo u otro objeto similar.
Teoría Cinético – Molecular de los gases
La teoría
cinético-molecular se formula mediante una serie de postulados. Estos
postulados no se pueden demostrar experimentalmente. Los aceptamos porque las
consecuencias que de ellos se derivan si están de acuerdo con la experiencia.
Los postulados de
la teoría cinético-molecular son:
1. Las
sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a
gran distancia entre sí; su volumen se considera despreciable en comparación
con los espacios vacíos que hay entre ellas.
2. Las moléculas
de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que
no existe atracción intermolecular alguna.
3. Las moléculas
de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada;
chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, de modo que dan lugar a la
presión del gas.
4. Los choques de
las moléculas son elásticos, no hay pérdida ni ganancia de energía
cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las
moléculas que chocan.
5. La energía
cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.
Los gases reales
existen, tienen volumen y fuerzas de atracción entre sus moléculas. Además,
pueden tener comportamiento de gases ideales en determinadas condiciones:
temperaturas altas y presiones muy baja
Medición de la presión de los gases
Relación entre la
presión, el número de moléculas y temperatura de un gas.
LEYES
DE LOS GASES
Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde
finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que
en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra
de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida
para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia
variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas
que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas
ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases
se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más
de las variables mantenidas constantes.
Ley de Charles
La ley de Charles,
o ley de los volúmenes, fue descubierta en 1778. Se dice que, para un gas ideal
a presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura
absoluta (en grados kelvin).
Esto se puede
encontrar utilizando la teoría cinética de los gases o un recipiente con
calentamiento o enfriamiento [sin congelar <0] con un volumen variable (por
ejemplo, un frasco cónico con un globo).
Donde T es
la temperatura absoluta del gas (en grados kelvin) y k2 (en
m3·K−1) es la constante producida.
Ley de Gay-Lussac
Postula que si se
mantiene constante el volumen de un gas y se aumenta su temperatura, la presión
del mismo aumenta proporcionalmente.
Combinación y
leyes de los gases ideales
Ley de Boyle establece que el
producto presión-volumen es constante:
Ley de Charles muestra que el volumen
es proporcional a temperatura absoluta:
Ley de
Gay-Lussac dice que la presión es proporcional a la temperatura
absoluta:
Mediante la combinación de (2)
o (3) podemos obtener una nueva ecuación con P, V y T.
Definiendo el producto de K2 por
K3 como K4 :
Multiplicando esta ecuación
por (1):
Definiendo k5 como
el producto de k1 por k4 reordenando la
ecuación:
Sacando raíz cuadrada:
Renombrando la raíz cuadrada
de k5 como K nos queda la ecuación general de los gases:
Otras leyes de los
gases
- La ley de
Graham establece que la velocidad de difusión de las moléculas de gas
es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad. En
combinación con la ley de Avogadro (es decir, ya que los volúmenes iguales
tienen el mismo número de moléculas), es lo mismo que ser inversamente
proporcional a la raíz del peso molecular.
- La ley de Dalton de
las presiones parciales establece
que la presión de una mezcla de gases es simplemente la suma de las presiones parciales de los componentes individuales.
Ley de Dalton es el siguiente:
,
O
,
Donde PTotal es
la presión total de la atmósfera, PGas es la
presión de la mezcla de gases en la atmósfera, y PH20 es
la presión del agua a esa temperatura.
- La ley de
Henry declara que:
volumen de un gas:
Son las dimensiones del espacio que ocupa un gas. En un sistema cerrado, el gas
ocupa todo el volumen del sistema. Asi por ejemplo, cuando un gas es metido a
un recipiente, se expande uniformemente para ocupar todo el recipiente. Cuando un
gas es sacado del recipiente al ambiente tenderá a expandirse por la atmósfera.
Gases Reales
Un gas real, en opuesto a un gas ideal o perfecto, es un gas que
exhibe propiedades que no pueden ser explicadas enteramente utilizando la ley de los gases
ideales. Para
entender el comportamiento de los gases reales, lo siguiente debe ser tomado en
cuenta:
- efectos
de compresibilidad;
- capacidad
calorífica específica variable;
- fuerzas de
Van der Waals;
- efectos
termodinámicos del no-equilibrio;
- cuestiones con disociación molecular y reacciones elementales con
composición variable.
Para la mayoría de aplicaciones, un análisis tan detallado es innecesario,
y la aproximación de gas ideal puede ser utilizada con razonable precisión. Por
otra parte, los modelos de gas real tienen que ser utilizados cerca del punto de condensación de los gases, cerca de puntos críticos, a muy altas presiones, y en otros
casos menos usuales.
Los gases reales son
ocasionalmente modelados tomando en cuenta su masa y volumen molares
donde P es la presión,
T es la temperatura, R es la constante de los gases ideales,
y Vm es el volumen molar.
"a" y "b" son parámetros que son determinados empíricamente
para cada gas, pero en ocasiones son estimados a partir de sutemperatura crítica (Tc) y
su presión crítica (Pc) utilizando
estas relaciones:
Modelo de Redlich–Kwong
La ecuación de
Redlich–Kwong es otra ecuación de dos parámetros que es
utilizada para modelar gases reales. Es casi siempre más precisa que la
ecuación de Van der Waals, y en ocasiones más precisa que algunas ecuaciones de
más de dos parámetros. La ecuación es
donde "a" y
"b" son dos parámetros empíricos que no son los mismos
parámetros que en la ecuación de Van der Waals. Estos parámetros pueden ser
determinados:
Modelo de
Berthelot y de Berthelot modificado
La ecuación de
Berthelot (nombrada en honor de D. Berthelot1 es muy raramente usada,
pero la versión
modificada es algo más precisa
Modelo de
Dieterici
Este modelo
(nombrado en honor de C. Dieterici2 ) cayó en desuso en años recientes.
La ecuación de
Clausius (nombrada en honor de Rudolf
Clausius) es una ecuación muy simple de tres parámetros usada para
modelar gases.
donde
donde Vc es
el volumen crítico.
Modelo Virial
La ecuación virial deriva
a partir de un tratamiento perturbacional de la mecánica estadística.
o alternativamente
donde A, B, C, A′, B′, y C′
son constantes dependientes de la temperatura.
Modelo de Peng–Robinson
Esta ecuación de dos
parámetros (nombrada en honor de D.-Y. Peng y D. B. Robinson)3 tiene
la interesante propiedad de ser útil para modelar algunos líquidos además de
gases reales.
Modelo de Wohl
La ecuación de Wohl (nombrada
en honor de A. Wohl4 )
está formulada en términos de valores críticos, haciéndola útil cuando no están
disponibles las constantes de gases reales.
donde
.
Modelo de Beattie–Bridgman
Esta ecuación está basada en
cinco constantes determinadas experimentalmente.5 Está
expresada como
donde
Se sabe que esta ecuación es
razonablemente precisa para densidades hasta alrededor de 0.8 ρcr,
donde ρcr es la densidad de la sustancia en su punto crítico.
Las constantes que aparecen en la ecuación superior están dadas en la siguiente
tabla cuando P está en KPa, v está en ,
T está
en K y
R=8.314
Gas
|
A0
|
a
|
B0
|
b
|
c
|
Aire
|
131.8441
|
0.01931
|
0.04611
|
-0.001101
|
4.34×104
|
Argon, Ar
|
130.7802
|
0.02328
|
0.03931
|
0.0
|
5.99×104
|
Dióxido de carbono, CO2
|
507.2836
|
0.07132
|
0.10476
|
0.07235
|
6.60×105
|
Helio, He
|
2.1886
|
0.05984
|
0.01400
|
0.0
|
40
|
Hidrógeno, H2
|
20.0117
|
-0.00506
|
0.02096
|
-0.04359
|
504
|
Nitrógeno, N2
|
136.2315
|
0.02617
|
0.05046
|
-0.00691
|
4.20×104
|
Oxígeno, O2
|
151.0857
|
0.02562
|
0.04624
|
0.004208
|
4.80×104
|
Modelo de Benedict–Webb–Rubin
La ecuación de
Benedict–Webb–Rubin es otra ecuación de estado, referida a
veces como ecuación BWR y otra como ecuación BWRS:
donde d es la densidad molar y
"a", "b", "c", "A", "B",
"C", "α", y "γ" son constantes empíricas.
Soluciones.
Componentes, tipos y propiedades
SOLUBILIDAD.
Por lo general, la solubilidad
varía con la temperatura. En la mayoría de las sustancias, un incremento de la
temperatura causa un aumento de la solubilidad. Por eso el azúcar se disuelve
mejor en café caliente, y la barra de chocolate debe sumergirse en leche
caliente para hacer un “submarino”.
En general, los cambios de
presión no modifican sustancialmente la solubilidad de un sólido en un líquido.
Si un sólido es insoluble agua, no se disolverá aunque se aumente bruscamente
la presión ejercida sobre él.
La solubilidad de los gases en
líquidos presenta un comportamiento diferente de la que poseen los sólidos.
Tanto la presión como la temperatura tienen una fuerte influencia sobre su
solubilidad (ver secuencia didáctica Gases ideales).
¿Qué es lo que está pasando
con las moléculas? Al aumentar la temperatura, se incrementa la energía de
movimiento (cinética) de las partículas de soluto y solvente, con lo que las
fuerzas intermoleculares se debilitan. De esta forma, se establecen interacciones
entre sus partículas y las de solvente, favoreciendo la mezcla (ver secuencias
didácticas Fuerzas
intermoleculares I,Fuerzas
intermolecutlares II y Solubilidad
de sólidos).
En el caso de los gases, la
disminución de fuerzas intermoleculares “libera” a las moléculas de gas de las
fuerzas que las mantienen en solución y escaparán del recipiente, con lo que se
observará que al aumentar la temperatura, disminuye la solubilidad de un gas en
un solvente como el agua.
Los gases disueltos en agua
potable (fundamentalmente oxígeno y nitrógeno, los componentes principales del
aire) son responsables de las pequeñas burbujas que aparecen cuando el líquido
se calienta y aún no llega al punto de ebullición. Es decir, a medida que se va
calentando, las moléculas van adquiriendo la energía cinética suficiente como
para ir abandonando el líquido. Cuando el agua hierve, queda totalmente
desgasificada y se requiere un tiempo para que estos gases vuelvan a
incorporarse al líquido.
Esta sería una buena
explicación de por qué mucha gente dice que el gusto del mate es diferente si
el agua se hirvió y se dejó enfriar. No porque los gases tengan sabor, sino
porque las interacciones con las moléculas de la yerba ahora serán diferentes por
no haber gases disueltos en el agua.
Rapidez
de disolución de los solidos
Las ecuaciones señaladas
precedentemente incluyen, de modo directo o indirecto, a la mayoría de los
factores susceptible de modificar la velocidad de disolución de substancias
sólidas en un solvente no reactivo. La disolución de sólidos depende de
factores físicoquímicos que aportan ya sea, cambios en las características del
soluto, esencialmente su solubilidad, o bien modificaciones en el medio
donde se lleva acabo la disolución, en particular el espesor de la capa a
través de la cual se realiza el intercambio de materia entre las partículas
disolver y el disolvente así como en la composición de este último. .
Los factores que determinan la
velocidad de disolución han sido expuestos en detalle en anteriores
publicaciones (12), distinguiendo los factores dependientes del medio de
disolución de aquellos que dependen del sólido a disolver. En esta
clasificación de factores se incluyen sólo a aquellos que pueden afectar a
sustancias puras y no a formas farmacéuticas, donde el efecto de los
excipientes y los factores tecnológicos involucrados hacen variar notablemente
las características de disolución de fármacos puros.
El estudio de los factores que
resumirnos a continuación puede servir de guía para la evaluación
biofarmacéutica de materias primas en la industria farmacéutica y poder
seleccionar aquellas más apropiadas para un determinado proceso:
A. Factores que dependen del
medio de disolución
a)Intensidad de la agitación
b)Temperatura
c) Composición del medio:
c) Composición del medio:
-presencia de absorbentes
-tension superficial
-sale u otros compuestos
B. Factores que dependen del
sólido a disolver:
a) La solubilidad, que depende
de:
- la naturales química: Sal
Acido éster, etc
- e l plimorfismo – las
impurezas
b) La superficie libre, que
depende de:
- el tamaño de las partículas
de la porosidad
Concentración de las soluciones en unidades físicas y químicas
Unidades Fisicas
·
Porcentaje referido a la masa:Relaciona la masa del soluto, en gramos, presente
en una cantidad dad de solución. Teniendo en cuenta que el resultado se expresa
como porcentaje de soluto, la cantidad de patrón de solución suele tomar como
100 gr.
Porcentaje referido al volumen:Se refiere al volumen de soluto, en mL, presente en cada 100 ml de solución La expresión que utilizamos para calcularlo es
Porcentaje masa
volumenRepresenta la masa de soluto (en gr) por cada 100 ml de solución. Se
puede calcular según la expresión:
Partes por millón (ppm)Para
medir algunas concentraciones pequeñas, por ejemplo, las partículas
contaminantes que eliminan los automotores o la cantidad de cloro o fluor
presentes en el agua potable, se utiliza una unidad de concentración denominada
partes por millón (ppm), que mide las partes de soluto presentes en un millón
de partes de solución. Para soluciones solidad se utilizan, por lo general, las
unidades mg/Kg. y las soluciones liquidas mg/L. La siguiente expresión, permite
calcular las partes por millón
Unidades Quimicas
MOLARIDAD (M)Es la forma más
usual de expresar la concentración de una solución. Se define como el número de
moles de soluto disueltos en un litro de solución. Alternativamente, se puede
expresar como mili moles de soluto disuelto en mL de solución. Matemáticamente
se expresa así:
Molalidad (m) Indica la
cantidad de moles de soluto presentes en un Kg. (1.000 gr) de solvente. Cuando
el solvente de agua, y debido a que la densidad de esta es 1gr/ml, 1 Kg. de
agua equivalente a un litro. La molalidad se calcula mediante la
expresión:
Normalidad (N) Relaciona el
numeró de equivalentes gramos o equivalentes químicos de un soluto con la
cantidad de solución, en litros. Se expresa como:
El concepto de equivalente
gramo o equivalente químico ha sido desarrollado especialmente para referirse a
ácidos y bases. Así, un equivalente –gramo es la masa de sustancia (acido _ase)
capaz de reproducir un mol de iones H+ o OH- , según el caso. Para pasar de
moles a gramos se emplean las masas moleculares de las sustancias involucradas
Dado que un ácido y una base reaccionan, a través de la neutralización mutua de
los iones H+ o OH-, para producir las sales correspondientes y agua; el
concepto de equivalente también se aplica para sales
Fraccion Molar (X)
Expresa el número de moles de un componente de la solución, en relación con el
número total de moles, incluyendo todos los componentes presentes calcula
mediante la expresión:
Dilusiones y Nautralizacion
- Reacción de neutralización:
Es una reacción de doble
desplazamiento o intercambio entre un ácido y una base, generalmente en las
reacciones acuosas ácido–base se forma sal y agua.
Ácido (ac) + Base (ac) ----------> Sal (ac) + Agua (l)
También es una reacción de sintesís o composición entre un óxido ácido (óxido no metálico) con un óxido básico (oxido metálico), se forma sal.
Óxido ácido (g) + Óxido básico (s) ----------> Sal (s)
Ejemplos:
Ácido clorhídrico + Hidróxido de sodio ----------> Cloruro de sodio + Agua
HCl (ac) + NaOH (ac) ----------> NaCl (ac) + H2O (l)
Ácido sulfúrico + Hidróxido de aluminio ----------> Sulfato de aluminio + Agua
3 H2SO4 (ac) + 2 Al(OH)3 (ac) ----------> Al2(SO4)3 (ac) + 6 H2O (l)
Óxido de magnesio + Anhídrido sulfúrico ----------> Sulfato de magnesio
MgO (s) + SO3 (g) ----------> MgSO4
Ácido (ac) + Base (ac) ----------> Sal (ac) + Agua (l)
También es una reacción de sintesís o composición entre un óxido ácido (óxido no metálico) con un óxido básico (oxido metálico), se forma sal.
Óxido ácido (g) + Óxido básico (s) ----------> Sal (s)
Ejemplos:
Ácido clorhídrico + Hidróxido de sodio ----------> Cloruro de sodio + Agua
HCl (ac) + NaOH (ac) ----------> NaCl (ac) + H2O (l)
Ácido sulfúrico + Hidróxido de aluminio ----------> Sulfato de aluminio + Agua
3 H2SO4 (ac) + 2 Al(OH)3 (ac) ----------> Al2(SO4)3 (ac) + 6 H2O (l)
Óxido de magnesio + Anhídrido sulfúrico ----------> Sulfato de magnesio
MgO (s) + SO3 (g) ----------> MgSO4
Las disoluciones concentradas que no se utilizan normalmente, se guardan en el almacén del laboratorio. Con frecuencia estas disoluciones se diluyen antes de utilizarlas.
La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada. El procedimiento es muy simple: solamente hay que tomar disolución inicial y añadirle agua. El volumen de disolución a tomar y la cantidad de agua a añadir dependen del volumen de disolución diluida que se quiera preparar, así como de su concentración.
Nota: ac: acuosa, l: líquido, g: gaseoso y s: solido ,indica el etado en que se encuentra los elementos o compuestos en las reacciones químicas.
No hay comentarios:
Publicar un comentario