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1. Estados de la materia
Profesor Jorge Garcia
Química General e Inorgánica
UNNOBA
Estados de la materia 1

2. Estados de la materia
SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO
Poco desorden Moderado Gran desorden
desorden
Moléculas en Moléculas sin
contacto Moléculas en contacto
contacto
Estados de la materia 2

3. Comparación de los estados
Propiedad Sólido Líquido gas
Densidad Alta Alta Baja
Expansión
Pequeña Pequeña Alta
térmica
Cohesión Grande Pequeña nula
Tensión
Muy grande Intermedia nula
superficial
Viscosidad Muy grande Media Pequeña
E. Cinética
Baja Media Muy alta
molecular
Estados de la materia 3

4. Agua Líquida e Hielo
AGUA
HIELO
LÍQUIDA
Estados de la materia 4

5. SÓLIDOS
 Sólidos cristalinos  Sólidos amorfos
Tienen rigidez y órden de Carecen de distribución
largo alcance. regular de sus átomos.
Estados de la materia 5

6. Sólidos Cristalinos
 Sus átomos, iones o
moléculas ocupan
posiciones específicas.
Punto Reticular.
 El orden geométrico de
estos puntos se llama
Estructura Cristalina
 La unidad básica repetitiva
de la disposición de átomos
o moléculas se llama Celda
Unitaria.
Estados de la materia 6

7. Tipos de redes cristalinas
Estados de la materia 7

8. Tipos de cristales
 Cristal Iónico: Unidades en
los puntos reticulares:
iones.
Fuerzas de atracción:
electrostáticas
Propiedades: duros,
quebradizos, altos puntos
de fusión
Ejemplos: NaCl, LiF, K2O.
Estados de la materia 8

9. Tipos de cristales
 Cristal Covalente:
Unidades en los puntos
reticulares: átomos.
Fuerzas de atracción:
unión covalente
Propiedades: duros, altos
puntos de fusión
Ejemplos: Diamante, SiO2
Estados de la materia 9

10. Tipos de cristales
 Cristal Molecular:
Unidades en los puntos
reticulares: moléculas.
Fuerzas de atracción:
London, interdipolos,
puente de hidrógeno
Propiedades: suaves, bajos
puntos de fusión
Ejemplos: hielo, Ar, I2,
Estados de la materia 10

11. Tipos de cristales
 Cristal Metálico: Unidades
en los puntos reticulares:
átomos.
Fuerzas de atracción:
Unión metálica
Propiedades: suaves o
duros, buenos conductores
de la electricidad.
Ejemplos: Mg, Fe, Ni
Estados de la materia 11

12. Gases
 Los gases son más simples que líquidos y
sólidos, debido a que sus moléculas no
interactúan entre sí.
 Responden a leyes descriptas en forma
experimental durante el s XVII y permitieron el
establecimiento de la teoría atómico molecular.
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13. Las leyes de los gases
 Ley de Boyle Mariotte: Trabajando a T constante la P que ejerce una masa
gaseosa es inversamente proporcional al V ocupado.
P . V = KT
 Leyes de Charles Gay Lussac:
 Trabajando a P constante, el V de una masa es directamente
proporcional a su Temperatura Absoluta.
V/T = Kp
 Trabajando a V constante, la P de una masa gaseosa es directamente
proporcional a su temperatura absoluta.
P/T = Kv
 Ley de Avogadro: En iguales condiciones de P y T, el Volumen de un gas
es proporcional al número de moléculas.
V=K.n
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14. Ecuación general del estado gaseoso
Partiendo de las leyes anteriores donde el V es
directamente proporcional al número de moles
del gas (Avogadro), a la temperatura absoluta
(Charles Gay Lussac) e inversamente
proporcional a la P (Boyle Mariotte) surge:
P. V = nRT
R= constante de los gases = 0,082 L.Atm/K/mol
Estados de la materia 14

15. Ley de Dalton de las presiones
parciales
 En una mezcla gaseosa, cada uno de los gases se
comporta como si estuviera sólo ocupando todo
el volumen del recipiente. La presión total
ejercida por la mezcla gaseosa es la suma de las
presiones parciales de c/u de los gases.
Pi = ni R. T/V
Pi = Xi . Pt
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16. Teoría cinético molecular de los
gases
 Desarrollada por Maxwell y Boltzman
 Parte de considerar el comportamiento macroscópico
del gas a partir del comportamiento molecular.
 Un gas está compuesto de un gran número de partículas
pequeñas (moléculas) de tamaño despreciable frente al
volumen total del gas.
 Las moléculas se mueven en movimiento aleatorio, rectilíneo
y rápido con choques elásticos entre sí y con la pared del
recipiente
 La energía cinética promedio de todas las moléculas es
proporcional a la temperatura absoluta.
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17. Distribución de energía cinética
A medida que la
Temperatura
aumenta, aumenta
la fracción de
moléculas con alta
energía cinética.
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18. Difusión y efusión
 Difusión: Fenómeno por el cual las moléculas de
un gas se mezclan con las de otro. Es un
fenómeno gradual, que se debe al movimiento
aleatorio de las moléculas.
 Efusión: Fenómeno por el cual las moléculas de
un gas bajo presión escapa por orificios
pequeños en la pared del recipiente.
 Ley de Graham de la difusión y efusión:
v1/v2 = √Mr2 /√ Mr1
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19. Explicación de las leyes de los gases
 Ley de Boyle: (P.V=k) Al disminuir el V, aumenta el número de
choques de moléculas contra la pared (i.e la presión), porque hay
más moléculas en menos espacio.
 Ley de Charles: (P=kT y V=kT) Al aumentar la T, aumenta la Ec
(i.e. la velocidad) de las moléculas y por lo tanto el número de
moléculas que chocan contra la pared (p) o el volumen aumenta
si se pretende balancear contra una presión externa constante.
 Ley de Avogadro: (V=kn) Al aumentar el número de moléculas,
para mantener el número de choques constante, el gas debe
expandirse.
 Ley de Dalton: Si las moléculas no se atraen ni se repelen, la
Presión que ejerce c/u no debe ser influenciada por el otro.
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20. Desviaciones del comportamiento
ideal
Estados de la materia 20

21. Equilibrio líquido-gas
A cualquier T, hay
moléculas con
suficiente energía
cinética para escapar
de la fase líquida y
pasar a fase gaseosa.
PRESION DE VAPOR: Presión que ejerce un
vapor en equilibrio con el líquido.
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22. Un líquido entra en ebullición
cuando su presión de vapor iguala la
presión atmosférica.
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23. Diagrama de fases
Existe una
temperatura llamada
crítica, por encima de
la cual un gas no
puede licuarse por
compresión.
Por encima de dicha
temperatura y presión,
no se diferencian el
estado líquido y
gaseoso: fluído
supercrítico.
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24. Diagrama de fases para el agua
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