Este documento describe los diferentes estados de agregación de la materia (sólido, líquido y gaseoso), los cambios de fase, la ecuación de estado de los gases ideales, las disoluciones y sus propiedades. Explica que la materia puede encontrarse en tres estados dependiendo de la presión y temperatura, y que durante los cambios de fase la temperatura se mantiene constante. También resume la ecuación de estado de los gases ideales y la ley de Dalton sobre presiones parciales en mezclas de gases.

1. UD 3. ESTADOS DE
AGREGACIÓN DE LA
MATERIA

2. 1. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
1.1. Estados de agregación
1.2. Cambios de fase
2. LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES
2.1. La ecuación de estado
2.2. Deducción de las leyes de los gases ideales
2.3. La ley de Dalton de las presiones parciales
3. DISOLUCIONES
3.1. Definición y componentes
3.2. Unidades de concentración de las disoluciones
3.3. Solubilidad
3.4. Preparación de disoluciones

3. 5. PROPIEDADES COLIGATIVAS
5.1. Presión de vapor
5.2. Temperaturas de ebullición y solidificación
5.3. Presión osmótica

4. MATERIA es todo aquello que posee masa y volumen, además de tener
propiedades que se pueden medir (ver página 33 del libro)

5. 1.1. Estados de agregación
Dependiendo de la presión y temperatura la materia se puede encontrar
en tres estados (ver página 64 del libro):
SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO
Volumen y forma
fijos
Volumen fijo y
forma variable
Volumen y forma
variables

6. 1.2. Cambios de fase

7. 1.2. Cambios de fase
• Cada cambio de estado y su opuesto tienen lugar a la misma
temperatura (T)
• Durante el cambio de estado, T es constante

8. 2.1. La ecuación de estado
p V = n R T
• p es PRESIÓN (atmósferas, atm)
• V es VOLUMEN (litros, l)
• n es CANTIDAD DE SUSTANCIA (mol)
• R es la CONSTANTE DE LOS GASES: 0,082 atm . l . mol-1 . K-1
• T es la TEMPERATURA (kelvin, K)

9. 2.2. Deducción de las leyes de los gases ideales

10. 2.3. Ley de Dalton de las presiones parciales
En una mezcla de gases no reactivos, la presión total (p) que
ejerce la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales
(pi) que ejercerían cada uno si estuviera él sólo ocupando
todo el volumen del recipiente.
• La presión parcial de cada gas está relacionada con la
fracción molar (Xi):
pi = Xi . p

11. 3.1. Definición y componentes (pág. 72 del libro)
3.2. Unidades de concentración de las
disoluciones (pág. 73-74 del libro)

12. • Es la máxima cantidad de soluto que admite un disolvente
(es la concentración de la disolución saturada)
• En general, la solubilidad de los compuestos sólidos en un
líquido aumenta con la temperatura
• La solubilidad de un gas en un líquido siempre disminuye
con la temperatura y es directamente proporcional a la
presión del gas sobre el líquido (ley de Henry)
3.3. Solubilidad

13. • Queremos preparar 0,5 L de una disolución 1,0 M a partir
de ácido clorhídrico comercial de 30 % en masa y densidad
1,15 g/mL. ¿Qué volumen de HCl concentrado necesitamos?
1. Se calcula la cantidad de soluto necesaria para la
disolución a preparar
2. Calculamos la masa de disolución comercial que
necesitamos (recordemos que tenemos que tomar 0,5
mol de HCl puro)
3. A continuación, como conocemos la densidad, podemos
obtener el volumen de HCl concentrado que vamos a
diluir en agua
3.4. Preparación de disoluciones

14. Son aquellas propiedades físicas de las disoluciones que
dependen más bien de la cantidad de soluto que de su
naturaleza
1. Disminución de la presión de vapor
2. Disminución del punto de congelación (descenso
crioscópico)
3. Aumento del punto de ebullición (aumento ebulloscópico)
4. Presión osmótica

15. La presión de vapor de un líquido es la presión que ejerce la
fase gaseosa cuando ambos, líquido y vapor, están en
equilibrio
4.1. Disminución de la presión de vapor

16. La ley de Raoult afirma que la disminución de la presión de
vapor de la disolución, p, es directamente proporcional a la
fracción molar del soluto, Xs
p = pº - p = pº . Xs
pº es la presión de vapor del disolvente puro
p es la presión de vapor de la disolución
Xs es la fracción molar del soluto
4.1. Disminución de la presión de vapor

17. • Cuando se agrega un soluto no volátil a un disolvente puro,
la temperatura de congelación de éste disminuye (descenso
crioscópico):
Tc (disolución) < Tc (disolvente)
Tc = Tc (disolvente) – Tc (disolución) = Kc . m
Kc es la constante crioscópica
m es la molalidad
4.2. Descenso crioscópico y aumento
ebulloscópico

18. • Cuando se agrega un soluto no volátil a un disolvente puro,
la temperatura de ebullición de éste aumenta (aumento
ebulloscópico):
Te (disolución) > Te (disolvente)
Te = Te (disolución) – Te (disolvente) = Ke . m
Ke es la constante ebulloscópica
m es la molalidad
4.2. Descenso crioscópico y aumento
ebulloscópico

19. 4.3. Presión osmótica
 . V = n . R. T
 es la presión osmótica

 = M . R . T
M es la molaridad