El documento describe los diferentes estados de agregación de la materia, incluyendo sólido, líquido, gaseoso, plasmático, condensado de Bose-Einstein y condensado de Fermi. Explica las propiedades características de cada estado y cómo las partículas se mueven y interactúan. También describe los cambios de estado de la materia como fusión, vaporización y ebullición, y las leyes que rigen el comportamiento de los gases.

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Seminario Nº 5 – Estado Gaseoso
Estados de Agregación de la Materia
La materia se presenta en diferentes estados o formas de agregación:
sólido, líquido, gaseoso, plasmático, Condensado de Bose-Einstein y Condensado
de Fermi
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:
El Estado Sólido
Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se
debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de
atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.
En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u
oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose
libremente a lo largo del sólido.
Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma
ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas
estructuras cristalinas.
Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas.

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El Estado Líquido
Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos
las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en
los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con
libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello
son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.
Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del
recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez
(capacidad de los líquidos y los gases para moverse progresivamente hacia un
lugar o pasar a través de orificios pequeños, debida a la capacidad de las
partículas para desplazarse) o la viscosidad (propiedad de los líquidos que
indica la dificultad con que éstos fluyen. Un líquido es más viscoso cuanto menor
es su fluidez. La viscosidad es debida a fuerzas e interacciones entre las
partículas (rozamiento de las partículas) que limitan su movilidad).
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias
partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la
temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).
El Estado Gaseoso
Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de
éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.

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En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy
pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también
muy pequeño.
Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con
las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de
expansibilidad (Se llama expansión de un gas al aumento de la distancia entre
sus partículas para ocupar un volumen mayor) y compresibilidad (Se llama
compresión de un gas a la disminución de la distancia entre sus partículas para
ocupar un volumen menor) que presentan los gases: sus partículas se mueven
libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad
tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un
gas éste pasará a estado líquido.
GAS COMPRESIÓN EXPANSIÓN
Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan
con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión.
El Estado Plasmático
El plasma, por su parte, se produce a partir de un gas al que se calienta hasta
una temperatura tan elevada que, tanto sus átomos como sus moléculas, pierden
sus electrones y se convierten en iones. En el plasma, la concentración de
partículas positivas y negativas es casi idéntica y ello lo hace eléctricamente
neutro.

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Propiedades
1. Los tubos fluorescentes contienen plasma en su interior (vapor de
mercurio).
2. Al aumentar la distancia entre las partículas cargadas del plasma, las
fuerzas de Coulomb existentes disminuyen.
3. A medida que aumenta el grado de ionización del plasma, su
conductividad aumenta.
4. El plasma se encuentra en la ionósfera (100 a 300 Km sobre la superficie
de la Tierra). Aquí la radiación solar puede arrancar los electrones de los
átomos que forman al aire. A ese plasma se le debe la formación de auroras
boreales.
5. Es el estado que más abunda en el universo (99% es plasma). Así tenemos
el sol, cuya enorme bola turbulenta de plasma está formado en un 98% de
iones atómicos ligeros de hidrógeno y helio, y cuya temperatura varía
entre 15 x 106 K en el centro y 6 x 106 K en la zona externa (corona)
Aplicaciones
1. Se utiliza en láseres de gas o generadores cuánticos de luz
2. El plasmatrón permite obtener chorros potentes de plasma y nos facilita
en soldar, cortar metales, perforar pozos.
El Estado Condensado de Bose-Einstein
Es un estado de agregación de la materia que se consigue a temperaturas
cercanas al cero absoluto.
Fue predicha en 1924 por Satyendra Nath Bose y Albert Einstein, y fue obtenido
en 1995 por los físicos Eric Cornell, Carlo Wieman y Wolfgang Ketterle los que
compartieron el premio Nobel de física de 2001.
Características
1. Los átomos se encuentran todos en el mismo lugar, formando un
superátomo.
2. Este estado, se da en ciertos materiales a muy bajas temperaturas.
3. Propiedad que la caracteriza, es que una cantidad microscópica de las
partículas del material pasan al nivel de mínima energía, denominado
estado fundamental.
4. El condensado es una propiedad cuántica que no tiene análogo clásico.
5. Por el principio de exclusión de Pauli, sólo las partículas bosónicas pueden
tener este estado de agregación.

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Aplicaciones
1. Aplicaciones en la electrónica y en el desarrollo de relojes atómicos
preciosos (chips atómicos)
2. Algunas aplicaciones de los chips atómicos lo encontramos en dispositivos
portátiles de precisión atómica para comunicaciones inalámbricas
seguras, navegación GPS precisa, etc.
El Estado Condensado de Fermi
Este es el más nuevo de los estados de agregación, ya que la materia se encuentra
a =° K o "cero absoluto", esto solo se ha podido originar en laboratorios, ya que
en el universo aún no se sabe a ciencia cierta si se encuentran en este estado o
en el de Cubo Cuántico.
Propiedades
1. Partículas sin energía
2. Completa súper fluidez y superconductividad
3. Adquiere propiedades onda-partícula
4. Hasta ahora solo es posible en los laboratorios
Cambios de Estado
Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío pasa de un estado a otro, decimos
que ha cambiado de estado. En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se
derrite y si calentamos agua líquida vemos que se evapora. El resto de las
sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en
que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye en el
estado en que se encuentran las sustancias.
Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este
proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que
debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse. Cada sustancia posee un punto
de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a
la presión atmosférica normal.
Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de
vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido,
formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. También
la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina

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punto de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión
atmosférica normal.
 En el estado sólido las partículas están ordenadas y se mueven oscilando
alrededor de sus posiciones. A medida que calentamos el agua, las partículas
ganan energía y se mueven más deprisa, pero conservan sus posiciones.
 Cuando la temperatura alcanza el punto de fusión (0ºC) la velocidad de las
partículas es lo suficientemente alta para que algunas de ellas puedan vencer
las fuerzas de atracción del estado sólido y abandonan las posiciones fijas que
ocupan. La estructura cristalina se va desmoronando poco a poco. Durante
todo el proceso de fusión del hielo la temperatura se mantiene constante.
 En el estado líquido las partículas están muy próximas, moviéndose con
libertad y de forma desordenada. A medida que calentamos el líquido, las
partículas se mueven más rápido y la temperatura aumenta. En la superficie
del líquido se da el proceso de vaporización, algunas partículas tienen la
suficiente energía para escapar. Si la temperatura aumenta, el número de
partículas que se escapan es mayor, es decir, el líquido se evapora más
rápidamente.
 Cuando la temperatura del líquido alcanza el punto de ebullición, la
velocidad con que se mueven las partículas es tan alta que el proceso de
vaporización, además de darse en la superficie, se produce en cualquier punto
del interior, formándose las típicas burbujas de vapor de agua, que suben a la
superficie. En este punto la energía comunicada por la llama se invierte en
lanzar a las partículas al estado gaseoso, y la temperatura del líquido no
cambia (100ºC).
 En el estado de vapor, las partículas de agua se mueven libremente,
ocupando mucho más espacio que en estado líquido. Si calentamos el vapor de
agua, la energía la absorben las partículas y ganan velocidad, por lo tanto la
temperatura sube.

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Leyes de los Gases
Las variaciones que pueden experimentar el volumen (V) de una muestra de aire,
por efecto de los cambios de presión (P) y temperatura (T), siguen el mismo
patrón de comportamiento que todos los demás gases. Estos comportamientos
se describen a través de las Leyes de los Gases.
Variables de Estado
Temperatura
Según la teoría cinética molecular, la temperatura es una medida de la energía
cinética media de las moléculas que constituyen un sistema. Hay varias escalas
para medir la temperatura, las más conocidas son las escalas: Celcius (°C),
Kelvin (K) y Fahrenheit (°F)
En los cálculos que vamos a realizar de leyes de los gases, expresaremos la
temperatura en K
Presión
En física se le llama presión a una fuerza que se ejerce sobre una superficie.
Según la teoría cinética la presión de un gas está relacionada con el número de
choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del
recipiente. Cuando la presión aumenta quiere decir que el número de choques
por unidad de tiempo es mayor.
Existen distintas unidades para medir presión como: atmósferas (atm),
milímetros de mercurio (mmHg), pascal (Pa), kilo pascal (Kpa), bar, Torriceli
(Torr). Durante nuestro curso usaremos la presión en atmósferas (atm) y
milímetros de mercurio (mmHg).
T (K) = T (°C) + 273
T (°F) = T (°C) x 1.8 + 32
1 atm = 760 mmHg
1 atm = 101325 Pa
1 atm = 101.325 Kpa

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Volumen
El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan
todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el
volumen de un recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir
que ha cambiado el volumen del gas. Hay varias unidades para medir el
volumen. Nosotros utilizaremos litros (L) y mililitros (mL).
1 L = 1000 mL
Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el
cm3 son unidades equivalentes.
Cantidad del Gas
La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se
encuentran en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad
de gas es el mol. Un mol es un número de moléculas igual al llamado número de
Avogadro:
1 mol = 6.022 x 1023 moléculas
Ahora procederemos a explicar cada una de las leyes de los gases
Ley de Avogadro
La Ley de Avogadro (a veces llamada Hipótesis de Avogadro o Principio
de Avogadro) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de
Amedeo Avogadro, quien en 1811 afirmó que: En iguales condiciones de presión
y temperatura las densidades relativas de los cuerpos gaseosos son
proporcionales a sus pesos atómicos.
Y sugirió la hipótesis:
Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas.
Matemáticamente la ley se expresa de la siguiente forma:

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Ley de Boyle
La Ley de Boyle-Mariotte, o Ley de Boyle, formulada independientemente
por el físico y químico irlandés Robert Boyle (1662) y el físico y botánico francés
Edme Mariotte (1676), es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen
y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante.
La ley dice que:
La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al
volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga
constante.
O en términos más sencillos:
A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente
proporcional a la presión que este ejerce.
Matemáticamente se puede expresar así:
Ley de Charles
La Ley de Charles, es una de las leyes de los gases. Relaciona el volumen y la
temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenida a una presión
constante, mediante una constante de proporcionalidad directa.
En esta ley, Jacques Charles dice que para una cierta cantidad de gas a una
presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al
disminuir la temperatura, el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que la
temperatura está directamente relacionada con la energía cinética (debido al
movimiento) de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una
presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen
del gas.
Esta ley puede expresarse como sigue:

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Ley de Gay-Lussac
Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es
constante
Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el
volumen es constante.
Para una cierta cantidad de gas, al aumentar la temperatura, las moléculas del
gas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el número de choques
contra las paredes por unidad de tiempo, es decir, aumenta la presión ya que el
recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Joseph Louis
Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento del proceso, el cociente entre
la presión y la temperatura absoluta tenía un valor constante.
Esta ley puede expresarse como sigue:
Ley de los Gases Ideales
La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético
formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos
choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía
cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal
son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen,
la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
Donde:
P = Presión V = Volumen n = Moles de Gas T= Temperatura absoluta
R= Constante universal de los gases ideales (tiene un valor de 0.082
atm∙L/K∙mol)
Ley Generalizada
Partiendo de la ecuación de estado:

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Si tenemos dos condiciones distintas tendremos entonces que:
y
Donde R es la constante universal de los gases ideales, luego para dos estados
del mismo gas, 1 y 2:
Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «n» es constante),
podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la
presión y volumen del gas, es inversamente proporcional a su temperatura.
Formas Alternativas para la Ecuación de los Gases
Como la cantidad de sustancia podría ser dada en masa en lugar de moles, a
veces es útil una forma alternativa de la ley del gas ideal. El número de moles
(n) es igual a la masa (m) dividido por la masa molar (M):
Y sustituyendo n en la ecuación de los gases ideales, obtenemos:
Donde:
Esta forma de la ley del gas ideal es muy útil porque se vincula la presión, la
densidad ρ = m/V, y la temperatura en una fórmula única, independiente de la
cantidad del gas considerado.