Temas de la carrera

1. El líquido es un estado de agregación de la materia intermedio entre el
estado sólido y el estado de gaseoso. Las moléculas de los líquidos no están tan
próximas como las de los sólidos, pero están menos separadas que las de los
gases, y ocupan posiciones al azar que varían con el tiempo. Las distancias
intermoleculares son constantes dentro de un estrecho margen. En algunos
líquidos, las moléculas tienen una orientación preferente, lo que hace que el
líquido presente propiedades anisótropas (como el índice de refracción, que
varían según la dirección dentro del material).
Los líquidos se caracterizan por su volumen fijo, forma variable y su capacidad de
fluir, lo que los hace altamente incompresible, lo que significa que su volumen es
casi constante en un rango grande de presión. Las fuerzas intermoleculares son
mayores que en los gases, pero al igual que en estos, sus partículas están en
movimiento constante. Es el único estado con un volumen definido, pero no con
forma fija. A diferencia de un gas, un líquido no se dispersa para llenar cada
espacio de un contenedor, pero si mantiene una densidad constante.
Los líquidos generalmente se dilatan cuando se incrementa su temperatura y
pierden volumen cuando se enfrían, aunque sometidos a compresión su volumen
es muy poco variable a diferencia de los gases. Los objetos inmersos en algún
líquido están sujetos a un fenómeno conocido como flotabilidad. A continuación se
muestra un cuadro comparativo de las características más relevantes entre los
sólidos, líquidos y gases.

2. PROPIEDADES DE LOS LIQUIDOS
1. Fuerzas Intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. En un
líquido estas fuerzas mantienen unidas a las moléculas tanto en el interior de un
líquido, como en la superficie. Algunas propiedades características de sustancias
en estado líquido se pueden explicar por la mayor o menor magnitud de las
fuerzas intermoleculares. Por ejemplo, la temperatura de ebullición es más alta en
aquellos líquidos con fuerzas intermoleculares de mayor magnitud. Otras
propiedades como la tensión superficial, la viscosidad y la presión de vapor
también dependen de las fuerzas intermoleculares.
2. Fuerzas de Cohesión y Adhesión
Las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas las moléculas de una
sustancia se denominan fuerzas de cohesión. Las fuerzas que unen esas
moléculas a una superficie, se denominan fuerzas de adhesión.
Un líquido contenido en un recipiente experimenta fuerzas de cohesión entre sus
moléculas y fuerzas de adhesión a las paredes internas del recipiente donde se
encuentra. Si las fuerzas de adhesión son mayores que las de cohesión, como
sucede con el agua cuando está en un recipiente de vidrio, el líquido se “pega” al
recipiente y tiende a subir por las paredes de este, formando una curvatura (en
forma de sonrisa) en la superficie del líquido denominada. Por el contrario si las
fuerzas de adhesión son menores que las fuerzas de cohesión, el líquido tiende a
separarse del recipiente formando una curvatura contraria a la anterior, como
sucede con el mercurio y el vidrio. En este caso se dice que el líquido “no moja” el
recipiente.
La curvatura que se forma en la superficie del líquido, por efecto de las diferencias
de magnitud entre las fuerzas de cohesión y de adhesión, se
denomina “menisco” y se observa con mayor intensidad cuando el líquido se
encuentra dentro de un tubo delgado. Pueden existir dos tipos el de
menisco, “cóncavo” que lo presentan líquidos como el agua y el alcohol, y
menisco “convexo” que se presenta en el mercurio.

3. 3. Elevación Capilar, Acción Capilar o Capilaridad
La capilaridad es una consecuencia del desbalance entre las fuerzas de adhesión
y las de cohesión. Cuando la fuerza de adhesión es mayor que la de cohesión
(agua en un tubo de vidrio el líquido puede trepar por el interior de un tubo capilar,
venciendo la fuerza de gravedad. Mientras más delgado el tubo, mayor altura
alcanza el líquido. Esta propiedad permite a las plantas absorber agua y nutrientes
por la raíz y llevarlos hasta las ramas y hojas. En el caso del mercurio, el líquido
en lugar de trepar, desciende dentro de un tubo capilar que se introduzca en el
líquido. Mientras más delgado el tubo más desciende.
Capilaridad del Agua y del Mercurio
4. Tensión Superficial
Es la energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por
unidad de área. Las moléculas de la superficie son atraídas hacia el interior,
formando una especie de “piel”. Los líquidos que presentan valores altos de
tensión superficial poseen fuerzas intermoleculares grandes.
En el caso del agua, esta posee fuerzas intermoleculares de considerable
magnitud, lo que permite a algunos mosquitos pararse sobre la superficie y
permanecer allí sin hundirse. De igual forma es posible colocar una aguja en forma
horizontal sobre la superficie del agua, sin que se hunda. Por otra parte, las gotas
de lluvia al caer tienen una forma esférica por efecto de las mismas fuerzas
intermoleculares.
La tensión superficial de los líquidos disminuye a medida que aumenta
la temperatura, hasta que se alcanza la temperatura crítica, es a

4. esa temperatura que la tensión superficial se hace cero. Uno de los métodos para
determinar la tensión superficial, se basa en el ascenso (o descenso) del líquido
dentro de un tubo capilar. Los datos necesarios para realizar la determinación
incluyen el radio interno del tubo capilar, la densidad del líquido y la altura que
alcanza el nivel dentro del capilar, medido desde la superficie del líquido que se
encuentra fuera del tubo capilar. La fórmula a utilizar es la siguiente:
donde γ es la tensión superficial, expresada en dina ⁄cm, r el radio
del tubo capilar (cm), h la diferencia de altura del líquido dentro y fuera del capilar
(cm), ρ la densidad del líquido expresada en g ⁄cm3
y g la aceleración de gravedad
(980 cm/s2
). En caso de líquidos que “no mojan” el recipiente, la altura h se mide
por debajo de la superficie del líquido externo al capilar.
5. Viscosidad
Es una medida de la resistencia de un líquido a fluir, en otras palabras, es la
relación existente entre el esfuerzo cortante y el gradiente de velocidad. Mientras
más viscoso es un líquido, menos fluye. Esta propiedad tiene relación con la
facilidad con que las moléculas individuales del líquido pueden moverse unas
respecto a otras; depende de las fuerzas intermoleculares y de la existencia de
características estructurales que pudieran hacer que las moléculas se “enreden”.
La viscosidad disminuye al aumentar la temperatura, ya que al aumentar la
energía cinética, las moléculas pueden vencer más fácilmente las fuerzas de
cohesión. Si imaginemos un bloque sólido (no fluido) sometido a una fuerza
tangencial (por ejemplo: una goma de borrar sobre la que se aplica una fuerza en
dirección paralela a la mesa). En este caso, el material sólido (figura a) opone una

5. resistencia a la fuerza aplicada, pero se deforma (figura b), dependiendo de su
rigidez, ientras menos rígido sea el material, más se deformará este.
Ahora bien, imaginemos que la goma de borrar está formada por delgadas capas
unas sobre otras, el resultado de la deformación es el desplazamiento relativo de
unas capas respecto de las adyacentes, tal como muestra la figura c.
Deformación de un Sólido por la Aplicación de una Fuerza Tangencial
En los líquidos, el pequeño rozamiento existente entre capas adyacentes se lo que
denominamos viscosidad. Es su pequeña magnitud la que le confiere al fluido sus
peculiares características. Si la viscosidad fuera muy grande, el rozamiento entre
capas adyacentes lo sería también, lo que significa que éstas no podrían moverse
unas respecto de otras o lo harían muy poco, es decir, estaríamos ante un sólido.
Si por el contrario la viscosidad fuera cero, estaríamos ante un superfluido que
presenta propiedades notables como escapar de los recipientes aunque no estén
llenos.
La viscosidad entonces, se puede definir como la fuerza requerida para mover una
capa de fluido con una diferencia de velocidad de 1 cm ⁄ s respecto a otra capa
situada a 1cm de separación. Este valor es una cantidad física característica de
cada fluido y se expresa en:

6. En esta ecuación V es el volumen del líquido, que posee una viscosidad η, el cual
fluye en un tiempo t por un tubo capilar de radio r y de longitud L, bajo una
presión P. Por otra parte, si se tiene un líquido de referencia cuya viscosidad se
conozca y se usa un mismo tubo capilar, debido a que P1 y P2 son proporcionales
a las densidades (ρ) de los líquidos, se puede determinar la relación que existe
entra las viscosidades:
5.1. Viscosímetro de Oswald
Si se conocen las densidades de dos líquidos y la viscosidad de uno de ellos
(líquido de referencia) se pueden medir los tiempos y así determinar la viscosidad
del otro líquido, a través del Viscosímetro de Oswald.
El Viscosímetro de Oswald es el más antiguo de los viscosímetros capilares de
vidrio.Se nombra en honor del químico alemán del Báltico Wilhelm Ostwald, que
fue quién lo ideó. Este instrumento utiliza como fuerza impulsora es la gravedad, y
permite determinar los tiempos t1 y t2. Para medir la viscosidad de un líquido
desconocido siguiendo el siguiente procedimiento:
 Se introduce el líquido de referencia (agua destilada) en el viscosímetro y se llena
completamente N sin que el nivel llegue hasta b.
 Aspiramos con la bomba manual el líquido de referencia por el tubo capilar hasta
que llene el ensanchamiento M, y llegue a un nivel ligeramente superior a la
señal a.
 Se deja fluir el líquido de referencia, cuando este pase por a comenzamos a medir
el tiempo que demora en llegar hasta el punto b.
 Se lava bien el equipo y se repite la experiencia con el líquido que se desea
evaluar,en igualdad de condiciones.
Conociendo las densidades de ambos líquidos, el tiempo que demora cada uno en vaciar
el volumen especificado y la viscosidad de uno de ellos, se puede determinar la
viscosidad del otro.

7. 5.2. Ley de Stokes
La Ley de Stokes se refiere a la fuerza de fricción experimentada por objetos
esféricos moviéndose en el seno de un fluido viscoso. Fue derivada por George
Gabriel Stokes tras resolver un caso particular de las ecuaciones de Navier-
Stokes. En general la ley de Stokes es válida en el movimiento de partículas
esféricas pequeñas moviéndose a velocidades bajas. Cuando una esfera
desciende a través del fluido a una velocidad constante v = d ⁄ t , donde d es la
distancia recorrida por la esfera y t el tiempo que tarda la esfera en recorrer dicha
distancia, la ecuación de viscosidad para este caso se expresa como:
Otra forma de aplicar la Ley de Stokes es a través de un experimento, cuyo
procedimiento consiste en dejar caer una bola de acero de densidad ρ conocida
en un cilindro graduado el cual está lleno del líquido a estudias, se procede a
medir con un cronómetro el tiempo de caída entre dos marcas seleccionadas. Se
repite el procedimiento con un líquido de referencia (agua destilada) y se utiliza la
siguiente ecuación:

8. En la siguiente tabla de muestra la viscosidad de algunos líquidos.
5.3. Variación de la Viscosidad con la Temperatura
La viscosidad es fuertemente dependiente de la temperatura. La mayoría de los
materiales disminuye su viscosidad con la temperatura; la dependencia es
exponencial y puede haber variación hasta un 10 % por cada °C modificado. Por
ejemplo, la sensibilidad a la temperatura del agua es de 3 % por grado centígrado
a temperatura ambiente, así que para tener una precisión del 1 % requiere que
la temperatura sea regulada en 0,3 °C. Para líquidos más viscosos esta
dependencia es mayor, y ha de tomarse mayores precauciones en el control de
la temperatura.
5.4. Variación de la Viscosidad con la Presión
La viscosidad de los líquidos aumenta exponencialmente con la presión. El agua por debajo
de 30 °C es la única excepción, en la que disminuye en un primer momento, a continuación
del cual el comportamiento es normal. Para presiones que difieren poco de la atmosférica,
del orden de un bar, los cambios son bastante pequeños. Por esta razón en los usos de la
mayoría de los fluidos este factor apenas se toma en consideración.
El Agua y sus Propiedades
El agua es un compuesto químico muy estable, formado por dos átomos de
hidrógeno y un átomo de oxígeno, de formula H2O. El agua es la única sustancia
que existe a temperaturas ordinarias en los tres estados de la materia. Existe en
estado sólido como hielo, encontrándose en los glaciares y casquetes polares, y
en forma de nieve, granizo y escarcha. Como líquido se halla en las nubes de
lluvia formadas por gotas de agua, en forma de rocío en la vegetación, y en
océanos, mares, lagos, ríos, etc. Como gas, o vapor de agua, existe en forma de
niebla, vapor y nubes.
En casi todas las sustancias conocidas, el estado líquido presenta
una densidad intermedia entre el estado sólido (más denso) y el estado gaseoso
(menos denso). Sin embargo, el hielo es menos denso que el agua líquida y por
eso flota. Esto se debe a que las moléculas de agua se unen fuertemente entre sí
por puentes de hidrógeno. El oxígeno de cada molécula de agua atrae a los

9. hidrógenos de las moléculas vecinas.
En el estado líquido, los puentes de hidrógeno se forman y se rompen permitiendo
el deslizamiento de las moléculas unas sobre otras. Cuando la temperatura del
agua disminuye y se acerca a 0 °C los puentes de hidrógeno obligan a las
moléculas a acomodarse en una estructura tridimensional que permita la mínima
repulsión y la máxima atracción; esta estructura ocupa un mayor volumen que el
agua líquida, ya que los átomos de oxígeno deben rodearse de hidrógenos
(atracción por puentes de hidrógeno) y no deben existir otros átomos de oxígeno
cercanos (repulsión). Esta estructura molecular se evidencia en los cristales de
nieve vistos al microscopio, que tienen forma hexagonal.
Cambios de Fase
Se denomina cambio de fase al paso de una sustancia de un estado físico a
otro: sólido, líquido o gas. La figura 9 muestra los cambios de fase que puede
experimentar una sustancia y los nombres que reciben esos cambios.

10. A continuación se describen los diferentes cambios de estado o transformaciones
de fase de la materia.
Fusión: Es el paso de un sólido al estado líquido por medio del calor; durante este
proceso endotérmico (proceso que absorbe energía para llevarse a cabo este
cambio) hay un punto en que la temperatura permanece constante. El "Punto de
Fusión" es la temperatura a la cual el sólido se funde, por lo que su valor es
particular para cada sustancia. Dichas moléculas se moverán en una forma
independiente, transformándose en un líquido. Un ejemplo podría ser un hielo
derritiéndose, pues pasa de estado sólido al líquido.
Solidificación: Es el paso de un líquido a sólido por medio del enfriamiento; el
proceso es exotérmico. El "Punto de Solidificación" o “Punto de
Congelación” es la temperatura a la cual el líquido se solidifica y permanece
constante durante el cambio, y coincide con el punto de fusión si se realiza de
forma lenta (reversible); su valor es también específico.
Vaporización y Ebullición: Son los procesos físicos en los que un líquido pasa a
estado gaseoso. Si se realiza cuando la temperatura del líquido es igual al punto
de ebullición de este a esa presión, el líquido absorbe calor, sin aumentar
la temperatura. El calor se emplea en la conversión del agua en estado líquido a
estado gaseoso. En ese momento es posible aumentar la temperatura del gas. Se
denomina "Punto de Ebullición" a la temperatura a la cual la presión de vapor
del líquido se hace igual a la presión del ambiente. El punto de ebullición normal

11. es la temperatura a la cual la presión de vapor se hace igual a 1 atm. Para el
agua, el punto de ebullición normal es de 100 °C.
Condensación: Se denomina condensación al cambio de estado de la materia
que se pasa de forma gaseosa a forma líquida. Es el proceso inverso a la
vaporización.
Sublimación: Es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia
sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Un ejemplo clásico de
sustancia capaz de sublimarse es el hielo seco.
Sublimación inversa: Es el paso directo del estado gaseoso al estado sólido.
Diagrama de Fases
El diagrama de fases de una sustancia describe en forma gráfica las relaciones
entre las fases sólida, líquida y gas de una sustancia. La figura 14 muestra el
diagrama de fases del agua (no está a escala). La gráfica se divide en tres zonas;
cada una representa una fase pura. Cada línea indica las condiciones en que las
fases adyacentes están en equilibrio. El punto en que se cruzan las tres líneas se
denomina punto triple: única condición (temperatura y presión) en que pueden
coexistir en equilibrio las tres fases. Para el agua este punto se encuentra a
0,01°C y 0,006 atm.
Los diagramas de fases permiten predecir los cambios que experimentan el punto
de fusión y el de ebullición cuando la presión varía. Para el agua a una presión de
1 atm el punto de fusión es 0°C y el de ebullición es de 100°C. Si la presión
externa disminuye por debajo de 1 atm, el punto de fusión aumenta (ligeramente)
y el de ebullición disminuye. Por ejemplo, en una montaña donde la presión
atmosférica sea 0,54 atm, el punto de ebullición será 83°C y el punto de fusión
tendrá un valor entre 0°C − 0,01°C.
Temperatura y Presión Críticas
Si se coloca agua en un recipiente completamente sellado y se aumenta
lentamente la temperatura, la presión de vapor va aumentando. Si observamos el
menisco que separa la fase líquida de la fase de vapor, al alcanzar
determinada temperatura (374°C en el caso del agua) el menisco comienza a
hacerse indefinido hasta que desaparece. Bajo estas condiciones, las propiedades
del líquido y del vapor se hacen idénticas y no hay distinción entre ambas fases.
Un líquido en esta condición se encuentra en su punto crítico.
La Temperatura Crítica es la temperatura más alta a la cual una sustancia
puede existir como líquido, a una determinada presión o es la temperatura a la
cual un gas se transforma en líquido a una determinada presión. Es característica

12. para cada sustancia. Por encima de esta temperatura, ningún gas se puede licuar,
no importa cuál sea el valor de la presión que se aplique.
La Presión Crítica es la presión necesaria para que un gas pase a líquido, en
su temperatura crítica. Es una característica de cualquier sustancia, que define el
campo en el que ésta puede transformarse en vapor en presencia del líquido
correspondiente.
La figura siguiente se muestra el diagrama de fases del CO2 .El punto triple se
encuentra a 5,2 atm y -57°C. Se observa que la línea de equilibrio sólido – líquido
se encuentra inclinada hacia la derecha, a diferencia de la del agua que se inclina
hacia la izquierda. Esto se debe a las propiedades del agua, fundamentalmente al
hecho de que el hielo es menos denso que el agua líquida, mientras que en las
demás sustancias el sólido es más denso que el líquido. La fase líquida del CO2 se
encuentra a presiones mayores de 5,2 atm. Por lo tanto, a la presión de 1 atm o
menos, el CO2 no puede existir en forma líquida. El “hielo seco” es CO2 sólido,
cambia directamente de sólido a gas sin pasar por el estado líquido (sublimación),
por eso “no moja”.

13. Calor, Calor Latente y Calor Molar
El Calor, representado por la letra Q, es la energía que se manifiesta por un
aumento de temperatura y procede de la transformación de otras energías; es
originada por los movimientos vibratorios de los átomos y las moléculas que
forman los cuerpos. Por otra parte se denomina Calor a la energía en tránsito que
se reconoce solo cuando se cruza la frontera de un sistema. El término calor, por
tanto, se debe de entender como Transferencia de Calor y solo ocurre cuando
hay diferencia de temperatura y en dirección de mayor a menor. De ello se deduce
que no hay transferencia de calor entre dos sistemas que se encuentran a la
misma temperatura.
El Calor Específico (J/g°C) es un parámetro que depende del material y relaciona
el calor que se proporciona a una masa determinada de una sustancia con el
incremento de temperatura. El calor específico de un material depende de
su temperatura; no obstante, en muchos procesos termodinámicos su variación es
tan pequeña que puede considerarse que el calor específico es constante.
Durante el calentamiento de una sustancia, el calor suministrado se puede
calcular por la siguiente ecuación:

14. donde, Q es el calor o energía suministrada o retirada para el cambio
de temperatura, m la masa de la sustancia, Ce el calor específico y ∆T la variación
o cambio de temperatura. Con frecuencia es muy útil hablar de Calor Específico
Molar denotado por Cmol , y definido como la cantidad de energía necesaria para
elevar la temperatura de un mol de una sustancia en 1 °C, y está representada por
la siguiente ecuación:
donde; n indica la cantidad de moles en la sustancia presente.
Cuando una sustancia se le suministra o retira calor, esta sufre
calentamiento, enfriamiento o cambio de fase dependiendo sea el caso. Si
realizamos el siguiente experimento, por ejemplo, tomando un trozo de hielo y
suministrándole calor, lentamente, en forma constante, y a su vez midiendo
su temperatura, al principio el hielo comienza a aumentar su temperatura hasta
que llega a 0 °C (temperatura o punto de fusión). En ese momento comienza a
fundirse, pero la temperatura no cambia hasta que todo el hielo se ha fundido.
Luego el agua comienza a aumentar su temperatura hasta que alcanza 100
°C (temperatura o punto de ebullición) y comienza a hervir; esa temperatura se
mantiene constante hasta que toda el agua ha pasado a la fase de vapor. Luego
el vapor aumenta su temperatura. Si se elabora un gráfico del experimento se
obtendrá algo similar a lo que se muestra en
la siguiente figura.

15. Durante la fusión todo el calor suministrado se utiliza para vencer las
fuerzas intermoleculares del sólido y pasar al estado líquido, por eso no aumenta
la temperatura hasta que todo el hielo se ha derretido. Durante la ebullición ocurre
algo similar, no hay aumento de temperatura hasta que toda el agua ha logrado
vencer las fuerzas intermoleculares que las mantienen en estado líquido, para
pasar a la fase de vapor.
En el mismo orden de ideas, cada cambio de fase va acompañado de un cambio
de energía. El cambio de energía (entalpía) asociado a la fusión de un sólido se
denomina “Calor de Fusión” o “Entalpía de Fusión” (∆Hfus). El calor necesario
para evaporar un líquido a determinada temperatura, se denomina “Calor de
Vaporización” o “Entalpía de Vaporización” (∆Hvap).
Según lo anteriormente expuesto, el Calor Latente es la energía requerida por
una cantidad de sustancia para cambiar de fase, de sólido a líquido (calor de
fusión) o de líquido a gas (calor de vaporización). Se debe tener en cuenta que
esta energía en forma de calor se invierte para el cambio de fase y no para un
aumento de la temperatura. Durante un cambio de fase, el calor suministrado se
puede calcular por la ecuación:
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16. 1. Presión de Vapor
Es Presión de Vapor es la presión que ejerce el vapor del líquido, sobre su
superficie, a una determinada temperatura, esto debido al equilibrio dinámico que
se forma entre la evaporación y condensación. Mientras, mayor número de
moléculas se encuentran en la fase de vapor, mayor es la presión de vapor del
líquido. Al ascender la temperatura disminuyen las fuerzas de atracción
intermoleculares en el líquido, incrementando su volatilidad, en consecuencia
aumenta su presión de vapor.
La Volatilidad es la rapidez de evaporación de un líquido. A mayor fuerza de
atracción intermoleculares, menos volatilidad. Al aumentar
la temperatura disminuyen las fuerzas de atracción intermoleculares, en
consecuencia, aumenta la volatilidad del líquido.
Si se coloca un líquido dentro de un recipiente vacío, y se tapa
herméticamente manteniendo constante la temperatura, algunas moléculas de la
superficie del líquido pueden vencer las fuerzas intermoleculares y “saltar” a la
fase de vapor. Luego de un cierto tiempo, algunas de las moléculas que están en
fase de vapor pueden condensarse y pasar al estado líquido. De esta forma se
establece un equilibrio cuando la cantidad de moléculas en fase de vapor
permanezca invariable, ya que por cada molécula que se evapora, una molécula
se condensa.
Las moléculas en fase de vapor ejercen presión dentro del recipiente,
denominada presión de vapor. Esta presión es constante siempre que
la temperatura permanezca constante. Si la temperatura aumenta, la cantidad de
moléculas que se evaporan será mayor que las que se condensan, por lo tanto la
presión de vapor aumentará.
Existen líquidos que se evaporan muy fácilmente, que se denominan Líquidos
Volátiles (acetona, alcohol, gasolina, colonia). Tienen una presión de vapor alta,
al contrario de los Líquidos No Volátiles cuyos valores de presión de vapor son
bajos. La figura muestra la variación de la presión de vapor en función de
la temperatura para varios líquidos.

17. La evaporación de un líquido a temperatura ambiente no es visible. Sin embargo,
sí se puede ver cuando un líquido hierve. La evaporación no es lo mismo que la
ebullición. La evaporación ocurre en un amplio rango de temperatura (entre el
punto de fusión y el de ebullición), mientras la ebullición ocurre sólo cuando se
alcanza el punto de ebullición.
2. Presión de Vapor y Temperatura
La relación matemática entre los valores de presión de vapor de un líquido y
la temperatura está dada por la Ecuación de Clausius-Clapeyron, que es una
forma de caracterizar el cambio de fases entre dos estados. La presión de vapor
de un líquido aumenta con la temperatura y disminuye con la entalpía de
vaporización. En un Diagrama P−T (presión-temperatura), la línea que separa
ambos estados se conoce como curva de coexistencia. La relación de Clausius-
Clapeyron da la pendiente de dicha curva. Matemáticamente se puede expresar
como:
donde; P es la presión de vapor del líquido, T la temperatura de vapor
absoluta, ∆Hvap es el calor molar de vaporización, y R es la constante de los gases
en unidades de energía (8,314 J/mol K). Al medir la presión de vapor de un líquido
a diferentes temperaturas y trazando una gráfica de lnP frente a 1/T, se determina
la pendiente de la recta ∆Hvap/R. Este es el método que se utiliza para para
determinar los calores de vaporización. Por otra parte, para determinar la presión
de vapor de un líquido, la ecuación de Clausius-Clapeyron se expresa de la
siguiente manera:
1. Mezclas
Antes de iniciar el estudio de las soluciones químicas, es importante definir
las mezclas. Desde el punto de vista químico, una mezcla presenta las
siguientes características:
 Es un sistema formado por dos o más sustancias puras.

18.  Las sustancias que forman una mezcla no reaccionan entre sí y mantienen
su identidad y sus características químicas.
 Las sustancias que conforman una mezcla pueden ser separadas por
medios físicos y mecánicos.
 Entre los ejemplos de mezclas podemos citar al aire, constituido por los
gases Nitrógeno, Oxígeno, Argón, Vapor de agua y Dióxido de carbono
entre otros. El bronce que es una mezcla de cobre y estaño, y cuando
unimos alcohol y agua también obtenemos una mezcla.
2. Clasificación de las Mezclas
Mezclas Homogéneas
Son aquellas donde no pueden identificarse a simple vista, ni con la ayuda
del microscopio, los componentes que la forman. Cuando se habla de
homogeneidad se refiere a que sus propiedades físicas y químicas son iguales en
todas las partes de la mezcla. Entre los ejemplos de mezclas homogéneas
podemos citar: Agua con sal, alcohol con agua y café con leche. En los ejemplos
señalados, se aprecia que una vez que unimos los componentes ya no los
podemos identificar a simple vista y que si tomamos una parte de ella,
ésta presentará la misma composición química que la mezcla original. Entre las
mezclas homogéneas pueden señalarse:
Coloides: Las partículas que lo forman son tan finas que dan apariencia de
homogeneidad, impidiendo que puedan visualizarse sus componentes por
separados. La gelatina y la cerveza son algunos ejemplos de coloides.
Soluciones: también denominadas soluciones verdaderas. Los componentes no
pueden separarse mediante procedimientos mecánicos y todas sus partes son
idénticas. Ejemplos de soluciones son: el agua salada y el aire.
Mezclas Heterogéneas
Son aquellas donde podemos diferenciar a simple vista cada uno de los
componentes que la constituyen. Entre ellas podemos citar:
Mezclas Groseras: Son aquellas donde podemos observar claramente cada uno
de los componentes, los cuales pueden separarse mediante procedimientos
mecánicos. Ejemplo de ello es una ensalada, una mezcla de diferentes semillas,
una mezcla de arena con piedra.

19. Suspensiones: Son aquellas donde sólo cuando estas partículas se depositan
con el tiempo, se observa la heterogeneidad de la mezcla. Los jugos de frutas, las
pinturas, la penicilina en suspensión y muchos otros medicamentos.
1. Soluciones
Una Solución es una mezcla de dos o más sustancias,
perfectamente homogénea, ya que cada sustancia se mezcla íntimamente con la
otra, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa
que los constituyentes de la solución son indistinguibles y el conjunto se presenta
en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. En general una solución está
formada por un soluto y un solvente, y es el solvente quien determina el estado
físico de la solución, dependiendo del estado en que se encuentra este. Tanto el
soluto como el solvente pueden existir en cualquiera de los tres estados: sólido,
líquido y gas. La tabla siguiente se muestra diferentes tipos de soluciones.
* Se pueden considerar coloides
Las soluciones son representan por las siglas sol y se clasifican de forma general
en soluciones electrolíticas que son aquellas que conducen la corriente eléctrica y
las soluciones no electrolíticas las cuales no conducen electricidad. Sus
características principales son:
 Material ópticamente homogéneo.
 Consta de dos o más componentes, en proporciones variables dentro de
ciertos límites.
 No existe evidencia de sedimentación.
 Sus componentes se pueden separar mediante procedimientos físicos
como: evaporación, destilación, cristalización, cromatografía, etc.
 Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples
como decantación, filtración, centrifugación, etc.
 Su composición química es variable.

20.  Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente
puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición,
disminuye su punto de congelación y disminuye la presión de vapor de éste.
1.1. Componentes de una Solución
Para preparar una solución se necesita al menos dos componentes: la sustancia
que se disuelve a la cual se le denomina Soluto (sto) y la sustancia que actúa
como medio de dispersión, es decir, la sustancia en la cual se disuelve el soluto la
que denominamos Solvente (svte).
Soluto: el o los solutos son los componentes que se encuentran en menor
cantidad o menor proporción dentro de la solución, y se disuelven en el solvente.
Solvente: es el componente que se encuentra en mayor cantidad y conserva su
fase cuando se forma la solución. En una solución el agua se considera como el
solvente universal. Una solución que contiene agua como solvente se llama
solución acuosa.
En química el solvente universal es el agua. Una solución que contiene agua
como solvente se llama solución acuosa. Para poder determinar la masa y el
volumen de una solución se pueden utilizar las siguientes fórmulas:
De acuerdo con la cantidad relativa de soluto, las soluciones se pueden clasificar
en diluidas y concentradas. Esta clasificación es ambigua pues sólo sirve para
comparar dos soluciones.
Diluidas: son aquellas que contienen solamente una pequeña cantidad de soluto
(o solutos) con relación a la cantidad de solvente.
Concentradas: es la que tiene una cantidad considerable de soluto en un
volumen determinado. Las soluciones saturadas y sobresaturadas son altamente
concentradas.
1.2. Concentración de una Solución
La concentración de una solución es la cantidad de soluto disuelto, en una
cantidad determinada de solvente o de solución. Las propiedades de una concentración
dependen de las cantidades relativas de soluto y solvente existentes en la solución. De
acuerdo a la solubilidad del soluto en el solvente y a la cantidad de soluto, las soluciones

21. pueden clasificarse en: insaturadas, saturadas y sobresaturadas.
Insaturadas: es la solución que tiene una menor cantidad de soluto que el máximo
que pudiera contener a una temperatura y presión determinadas. En otras palabras son
aquéllas que pueden disolver más cantidad de soluto, es decir si se les agrega más soluto y
se agita, se disuelve.
Saturadas: es la que tiene la máxima cantidad de soluto que puede contener a
una temperatura y presión determinadas. Una vez que la solución está saturada ésta no
disuelve más soluto. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente. Las saturadas
son aquellas que no pueden disolver más cantidad de soluto; si se agrega más soluto, no
se disuelve, se deposita en el fondo del recipiente.
Sobresaturadas: es la que contiene un exceso de soluto a una temperatura y
presión determinadas (tiene más soluto que el máximo permitido en una solución saturada).
Cuando se calienta una solución saturada, se le puede disolver una mayor cantidad de
soluto. Si esta solución se enfría lentamente, puede mantener disuelto este soluto en exceso
si no se le perturba. Sin embargo, la solución sobresaturada es inestable, con cualquier
perturbación, como por ejemplo, un movimiento brusco, o golpes suaves en el recipiente
que la contiene, el soluto en exceso inmediatamente se precipitará, quedando entonces
como una solución saturada.
2. Solubilidad
La solubilidad es una medida de la cantidad máxima de soluto que puede
disolverse en una cierta cantidad de solvente a una temperatura dada.
Normalmente la solubilidad se expresa en gramos (o moles) de soluto que pueden
disolverse en 100 mL de agua.
La solubilidad no es un fenómeno sencillo, por lo cual no es posible establecer
unas reglas simples que funcionen para todos los casos. Sin embargo, es posible
establecer algunas reglas generales de solubilidad en agua para los solutos que
se utilizan con mayor frecuencia en Química General (ácidos, bases y sales).
Para predecir la solubilidad de una sustancia en otra, resulta útil la frase “lo
semejante disuelve a lo semejante”, es decir, las sustancias iónicas se
disuelven en agua, las sustancias orgánicas se disuelven en otras sustancias
orgánicas. Es probable que las sustancias orgánicas no se disuelvan en agua,
como ocurre con el aceite y el agua, sin embargo algunas sustancias orgánicas sí
se disuelven en agua, como por ejemplo algunos ácidos orgánicos de baja Masa
molar, o sustancias como la glucosa y la sacarosa (azúcar de mesa).

22. Los factores que afectan la solubilidad son:
Superficie de contacto: la interacción soluto-solvente aumenta cuando hay
mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez
(pulverizando el soluto).
Agitación: al agitar la solución se van separando las capas de solución que se
forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la solución.
Temperatura: al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las
moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan
abandonar su superficie disolviéndose.
Presión: esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional.
2.1. Reglas de Solubilidad
Las soluciones que más comúnmente se utilizan en Química, son aquellas en las que el
solvente es agua, por tanto es importante conocer las reglas de rigen la solubilidad de los
diferentes tipos de solutos en agua. Es importante conocer estas reglas para predecir que tan
soluble será un determinado compuesto, antes de preparar una solución.
 Se consideran insolubles aquellas sustancias cuya solubilidad en agua es menor a 0,02 mol
por litro.Los ácidos inorgánicos comunes son solubles en agua. Por ejemplo: ácido
clorhidrico, ácido sulfúrico o ácido nítrico. Los ácidos orgánicos de baja Masa Molar son
solubles, como por ejemplo el ácido acético.
 Las sales de los metales del grupo 1A de la tabla periódica y las sales del ion amonio (NH4
+)
son solubles.
 Las sales de los aniones siguientes: nitratos (NO3
−), acetatos (CH3COO−), cloratos (ClO3
−) y
percloratos (ClO4
−) son solubles.
 Los cloruros son solubles en agua excepto AgCl, Hg2Cl2, y PbCl2. Los bromuros (Br−) y
yoduros (I−) muestran una solubilidad similar a los cloruros. (Cloro, Bromo y Yodo están en
el mismo grupo de la tabla periódica, por tanto tienen propiedades similares)
 Los sulfatos son solubles en agua excepto PbSO4 y HgSO4, en cambio para el CaSO4 y
Ag2SO4 son moderadamente solubles.
 Los hidróxidos de los metales son insolubles en agua excepto los del grupo 1A y elementos
con mayor Masa Molar del grupo 2A como el. Ca(OH)2.
 Los carbonatos (CO3
2−), fosfatos (PO4
3−) y arsenatos (AsO4
3−) son insolubles en agua excepto
los de los metales del grupo 1A y el (NH4
+). El MgCO3 es moderadamente soluble.
 Los sulfuros son insolubles en agua excepto los de los metales de los grupos 1A y 2A.y el
amonio (NH4
+).

23. 1. Unidades de Concentración
La concentración de una solución es la forma de expresar la cantidad de soluto
que está presente en una determinada cantidad de solución (o de solvente en
algunas unidades de concentración).
Existen varios tipos de unidades de concentración: las unidades físicas y las
unidades químicas. En las unidades físicas sólo se relacionan cantidades de masa
y volumen, generalmente gramos y mililitros. En las unidades químicas, es
necesario determinar la cantidad de sustancia en moles.
2. Unidades de Concentración Físicas
Las unidades que se usan comúnmente son: % masa/masa (también llamada % en peso),
%masa/volumen, %volumen/volumen, ppm (partes por millón) y ppb (partes por billón). A
continuación se presentan las fórmulas que permiten calcular la concentración de una
solución en estas unidades.
2. Unidades de Concentración Físicas
2.1. Porcentaje en masa (% m ⁄ m )
También llamado porcentaje en peso o peso porcentual. Definida como la relación
de la masa de un soluto en la masa de la solución, multiplicado por el 100 %. El
porcentaje en masa no tiene unidades, ya que es una relación de cantidades
semejantes.
2.2. Porcentaje en volumen (% V ⁄ V )
Esta forma de expresar la concentración resulta de mucha utilidad
en soluciones donde el soluto y el solvente son líquidos, y se define a la cantidad
en mililitros de un soluto contenidos en 100 mililitros de solución.

24. 2.3. Porcentaje masa-volumen (% m ⁄ V )
Esta unidad expresa la cantidad en gramos de soluto que están contenidos en 100
mililitros de solución. Las unidades del porcentaje masa-volumen son g/mL, kg/L ,
lbm/ft3
.
2.4. Partes por Millón y Partes por Billón
Para soluciones muy diluídas, las unidades anteriores (%m/m , %V(V ; %m/V) no
son muy útiles, pues se obtendrían valores muy pequeños, por lo cual se pueden
utilizar las unidades ppm (partes por millón) y ppb (partes por billón).
La unidad ppm (partes por millón) es la medida de concentración de una solución
que contiene “una parte de soluto en un millón de partes de la solución”. Para
las soluciones en las cuales se conoce la masa de soluto y la masa de solución, la
fórmula para calcular la concentración en ppm sería:
3. Unidades de Concentración Químicas
Las unidades de concentración más utilizadas en Química son las siguientes:
Molaridad, Molalidad, Fracción Molar y Normalidad.

25. 3.1. Molaridad
La Molaridad recibe el nombre de “Concentración de cantidad de sustancia” y
en los textos actualizados se le representa con la letra C mayúscula. Sin embargo,
está muy difundido el término Molaridad y se representa con la
letra M (mayúscula). Se define como el número de moles de soluto que hay en un
litro de solución. Las unidades de molaridad son mol/L.
3.2. Molalidad
La molalidad es la única unidad de concentración que hace referencia a
la cantidad de solvente. Se representa con la letra m (minúscula), Se define como
el número de moles de soluto disueltos en 1kg (1000gr) de solvente. Las unidades
de molalidad son mol/kg.
3.3. Fracción Molar
Es una cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles de
soluto (o solvente) con el número de moles totales presentes en la solución. Su
valor siempre es menor que1, excepto cuando existe un único componente. Se
representa con la letra X (mayúscula)
3.4. Normalidad
Esta unidad de concentración merece una explicación aparte debido a que
actualmente tiende a desaparecer del lenguaje químico. Desde 1970
la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) decidió dejar de
utilizarla. Esta unidad de concentración depende de la reacción en la cual va a
intervenir la sustancia, así una misma solución puede tener varios valores de
normalidad. Sin embargo, muchos textos de Ingeniería hacen referencia a la
normalidad y la utilizan comúnmente, por lo tanto es importante que el ingeniero
sepa utilizarla.

26. La Normalidad expresa la relación entre la cantidad de equivalentes del soluto y el
volumen de solución. Se representa con la letra N (mayúscula).
*Hay un simulador de preparación de soluciones*
¿Qué son Propiedades Coligativas?
MARCAR COMO HECHA
Cada uno de los componentes de una solución tiene propiedades físicas que le
son características pero, al mezclarlos se logra un material homogéneo (solución),
con propiedades físicas diferentes a las de sus componentes. Las propiedades
físicas que prevalecen son las del solvente, con variaciones que se hacen más
pronunciadas si el soluto disperso, es no volátil. Esto se debe a que un soluto no
volátil presenta una fuerte oposición a pasar al estado gaseoso, y su interacción
con el solvente se vuelve un inconveniente para el proceso de evaporación,
superable con el suministro de mayor cantidad de energía.
Las diferencias encontradas en las propiedades físicas de una solución, con
respecto al solvente puro, se hacen más grandes en la medida que la cantidad de
soluto no volátil disuelto en el solvente, es mayor; y no de la naturaleza de las

27. partículas. No importa que sea distinto soluto, la diferencia se produce de acuerdo
al número de partículas que se encuentran en la solución. Las propiedades físicas
de las soluciones que se ven afectadas por el número de partículas de soluto en la
solución disueltas en el solvente, son denominadas Propiedades Coligativas.
En la infinidad de compuestos que se pueden disolver unos en otros, se
encuentran solutos que en el proceso de dispersión generan una sola partícula por
cada molécula, denominados Solutos No Electrolíticos, y otros que generan el
número de partículas correspondientes al número de iones presentes en su
estructura molecular y reciben el nombre de Solutos Electrolíticos.
Soluto No Electrolítico y Soluto Electrolítico
1. Propiedades Coligativas de Soluciones con Soluto No
Electrolítico
Los solutos no electrolíticos logran su máximo grado de dispersión con la separación de sus
moléculas entre las del solvente, manteniendo cada una su propia identidad, esto significa
que el número de partículas que se encuentran disueltas corresponde al número de
moléculas agregadas. La presencia de este soluto genera una disminución de la presión de
vapor, un aumento del punto de ebullición, el descenso del punto de congelación y un
aumento de la presión osmótica.
1.1. Disminución de la Presión de Vapor
La presión de vapor se define como la fuerza ejercida por las moléculas gaseosas
de un material, sobre la superficie del líquido de ese mismo material. Si un soluto
es no volátil, la presión de vapor de la solución, siempre será menor que la presión
de vapor del solvente puro. Así, la relación de la presión de vapor de la solución y
la presión de vapor del solvente puro depende de la concentración del soluto en la
solución.

28. La razón de este fenómeno es simple; el solvente puro tiene una determinada área
de intercambio de moléculas gaseosas y líquidas con la atmósfera, y esta área
está formada solamente por moléculas del solvente. Cuando hay un soluto
disuelto en este solvente, el soluto se dispersa por todo el volumen del solvente,
incluido el área de contacto con la atmósfera, lo cual hará que menos partículas
del solvente estén expuestas a la zona de formación de vapor. Esto provocará que
menos partículas entren en estado gaseoso parcial que colabora con la presión de
vapor. Pero la presencia del soluto no dificulta el retorno al estado original de las
moléculas en estado gaseoso, por tanto, cuanto más soluto haya en la solución,
menos exposición del solvente a la atmósfera habrá, experimentando una
reducción de su presión de vapor a medida que aumente la concentración del
soluto.
El descenso de la presión de vapor que experimentan las soluciones, cuando se
agrega un soluto, se expresa según la Ley de Raoult de la siguiente manera: “la
presión de vapor de una solución será igual a la presión de vapor del solvente
puro, multiplicada por la fracción molar del soluto en la solución”, en otras palabras
la presión de vapor de la solución será proporcional a la fracción molar del
solvente. Matemáticamente se puede expresar:

29. 1.4. Aumento de la Presión Osmótica
Esta propiedad se encuentra relacionada con el fenómeno de Osmosis, el cual es
un proceso natural muy frecuente en la naturaleza, relacionado con los procesos
de nutrición de los seres vivos. La osmosis consiste en el paso de solvente de una
solución que contiene poca cantidad de soluto hacia otra con más cantidad, en
búsqueda de un equilibrio; es decir; igualar las concentraciones a través de una
membrana semipermeable.
La Presión Osmótica, representada por la letra π, se define como la fuerza que
debe aplicarse sobre la superficie de la solución que contiene mayor cantidad de
soluto para detener el paso del solvente hacia ella. Esta propiedad es proporcional
a la cantidad de soluto disuelto y a la temperatura en que se encuentran.
Según Van’t Hoff es comparable a la presión ejercida por un gas sobre las
paredes del recipiente que lo contiene y debido a este comportamiento se puede
utilizar la ecuación de estado ideal para gases. La expresión matemática para
calcular la presión osmótica es:

30. 2. Propiedades Coligativas de Soluciones con Soluto
Electrolítico
En el caso de la dispersión de un soluto electrolítico, el número de partículas
generadas resulta mayor que el número de moles disueltos, debido a la
separación de los iones que conforman su estructura molecular, por lo tanto el
efecto ocasionado en sus propiedades físicas es mayor al comparar el número de
moles idénticos de un soluto electrolítico con respecto a uno no electrolítico.
Grado de Disociación de un Soluto. Factor i de Van’t Hoff
Con el estudio de las propiedades coligativas se ha comprobado que la capacidad
de disociarse o generar iones, no es la misma para todos los solutos. Por ejemplo,
en el caso de disolver 1 mol de Cloruro de Sodio (NaCl), cada una de sus
moléculas se disocian según la siguiente ecuación: