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Universidad Complutense de Madrid
Facultad de Educación - Dpto. Didáctica de las Ciencias Experimentales
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Cambios de Estado

Estados de la Materia y Cambios de Estado

ver animación correspondiente a la página
(Fuente: http://mutuslab.cs.uwindsor.ca/schurko/animations/waterphases/status_water.htm)

Para un nivel elemental los estados de la materia son tres: sólido, líquido y gaseoso, y se diferencian únicamente en la energía cinética de sus moléculas que es función de su temperatura.

En el estado sólido las moléculas únicamente tienen movimiento de vibración y ocupan siempre el mismo lugar, siendo la forma y el volumen constantes.

Si se suministra energía a las moléculas, calentando la materia, llega un momento en que la energía es tan grande que salen de esa estructura tan rígida y se mueven de un lado para otro. Tendremos entonces el estado líquido, cuya forma depende del recipiente que lo contenga.

En el estado líquido las moléculas chocan unas con otras porque están constantemente en movimiento, y en esos choques algunas de ellas pueden llegar a la superficie teniendo la energía suficiente como para pasar al estado gaseoso. Ese cambio de estado se produce a cualquier temperatura, solo en la superficie del líquido y se llama EVAPORACIÓN. Si calentamos el líquido cada vez habrá más moléculas que tengan energía suficiente como para pasar al estado gaseoso, y a una temperatura determinada, que depende del líquido y de la presión a que esté sometido, las moléculas salen de toda la masa del líquido de forma tumultuosa: a ese cambio de estado se le conoce como ebullición. Las moléculas del vapor ejercen una presión que se llama tensión o presión de vapor, y el líquido hierve cuando esa tensión de vapor equilibra a la presión exterior.

La tensión de vapor del agua líquida a 100ºC es de una atmósfera. Por eso la temperatura de ebullición del agua líquida en un recipiente abierto será 100ºC, en un lugar donde la presión atmosférica sea de 1 atmósfera (o 1013 milibares), lo que solo ocurrirá al nivel del mar y en un día despejado. En Madrid el agua en un recipiente abierto hervirá siempre a menos de 100ºC, ya que Madrid se encuentra en una meseta, por lo que tendrá menos cantidad de aire encima. Si el día es despejado, el agua podrá hervir a 98ºC, pero si sobre Madrid hay una borrasca (bajas presiones) entonces la temperatura de ebullición del agua será aún más baja, pudiendo llegar a hervir a sólo 96ºC.

Una comprobación de que la temperatura de ebullición del agua depende de la presión a que está sometida, se puede hacer fácilmente con una jeringuilla a la que se haya provisto de un tapón. Se introduce en ella un poco de agua caliente, se coloca el tapón y se tira del émbolo hacia fuera. Al no haber aire en el interior, la presión sobre el agua es prácticamente nula y comenzará a hervir (ver Fig. 1). El tapón se puede hacer fácilmente con el adaptador de plástico que tiene la aguja para colocarla sobre la jeringuilla, cogiendo la aguja y calentando el plástico con una cerilla (ver Fig. 2). Se tira de la aguja hacia fuera para que se desprenda, y se sigue calentando para que se funda el plástico y se cierre el orificio (ver Fig. 3). Se deja enfriar el plástico, y se comprueba que funciona como un cierre hermético introduciendo aire en la jeringuilla, colocando el tapón, comprimiendo con el émbolo y viendo que no se va el aire (ver video correspondiente al ejemplo).

cambios_Estado cambio_estado cambio_estado
Fig. 1 (Comprobando el ajuste del capuchón fabricado)
Fig. 2 (Calentando el plástico y extrayendo la aguja)
Fig. 3 (Ebullición a presión reducida)

Por el contrario si aumenta la presión aumenta la temperatura de ebullición. Este el fundamento de la olla a presión: al calentarse y estar herméticamente cerrada, el vapor se va acumulando en ella, aumentando progresivamente la presión en su interior. La válvula de seguridad impide que la presión aumente indefinidamente dejando salir vapor cuando se ha alcanzado una presión determinada. La presión a la que se abre la válvula debe ser menor que la presión que es capaz de aguantar el material de la olla y el cierre (en caso contrario explotaría). De esta forma se consigue que la temperatura de ebullición sea mucho más alta, y así las proteínas se coagulan antes y los alimentos se cuecen más deprisa.

Otra forma de aumentar la temperatura de ebullición de un líquido es disolviendo en él una sustancia que no sea volátil. Veámoslo mediante un ejemplo: supongamos que tenemos azúcar disuelto en agua en una proporción de que por cada 10 moléculas, 8 son de agua y 2 son de azúcar. En el caso del agua pura de cada 10 moléculas que lleguen a la superficie, las 10 tendrán la misma probabilidad de convertirse en gas. Sin embargo en la disolución del ejemplo de cada 10 solo 8 pasarán a vapor. Es decir, la tensión de vapor de la disolución es más pequeña por lo que necesitará una temperatura mayor para equilibrar la presión exterior. Resumiendo, al disolver una sustancia en un líquido aumenta la temperatura de ebullición, aumento que se conoce con el nombre de ebulloscopía. Este fenómeno tiene aplicaciones prácticas, algunas incluso de carácter doméstico: para cocer huevos y pelarlos más fácilmente se debe añadir un puñado de sal al agua de cocción. En las cocinas de restaurantes y hospitales etc. conocen y utilizan este truco que facilita el trabajo.

En las zonas elevadas los huevos pueden no llegar a cocerse en agua pura, ya que al ser menor la presión atmosférica es también es menor la temperatura de ebullición.

Hay sustancias en las que las moléculas pueden pasar directamente del estado sólido al estado gaseoso, este cambio se llama sublimación. El hielo y la nieve pueden pasar, en determinadas circunstancias, a gas. Este fenómeno lo podemos comprobar en la vida cotidiana, cuando después de una nevada los restos finales de nieve desaparecen sin que mojar el terreno, esto se debe a la nieve se ha sublimado.

Si disminuye la energía de las moléculas de un gas enfriándolo, este pasará al estado líquido. Los gases y los líquidos se diferencian en que, por una parte, las moléculas de los gases se mueven más deprisa que las de los líquidos y, por otra parte, en que están más separadas. Que se muevan más despacio se consigue enfriando y que disminuya la separación entre ellas se consigue comprimiendo. Cada sustancia tiene una temperatura llamada temperatura crítica, por encima de la cuál por mucho que se comprima dicha sustancia, no pasará del estado gaseoso al estado líquido. Si la temperatura crítica es mayor que la temperatura ordinaria, a esa sustancia cuando está en estado gaseoso se le llama vapor, un ejemplo es el agua. Sin embargo, si la temperatura crítica es mucho más baja que la temperatura ordinaria, como sucede con el oxígeno, esa sustancia se dice que es un gas.

El agua, por ser un vapor, puede pasar a líquido por enfriamiento o compresión, siempre que su temperatura esté por debajo de 374,0ºC, que es la temperatura crítica del agua. El paso del estado gaseoso al estado líquido se llama licuación.

Si cuando está en estado líquido se sigue enfriando, puede pasar al estado sólido a una temperatura que es característica de cada sustancia, a este paso se llama solidificación.

También puede ocurrir que pase directamente de estado gaseoso a sólido, y se sigue llamando sublimación, al igual que en el caso del cambio de estado sólido a gaseoso. Muchos libros de texto sobre todo de niveles elementales, llaman a ese cambio cristalización, y aunque es normal que en esas condiciones la sustancia cristalice hay muchos otros tipos de procesos en los cuales también se produce cristalización.

La palabra condensación significa agrupar, reunir, por lo que se la puede emplear para hablar de la licuación. Pero también es condensación la sublimación regresiva.

En relación con la solidificación y la fusión es conveniente hacer una referencia al comportamiento de las disoluciones. Mientras que la temperatura de ebullición de una disolución es mayor que la temperatura de ebullición del disolvente puro, las temperaturas de fusión y solidificación descienden en relación a las de dicho disolvente, descenso se conoce con el nombre de crioscopía. En la vida cotidiana tenemos ejemplos de este fenómeno: para que se funda la nieve en las calles por debajo de los 0ºC se añade sal. Para que no se congele el agua del radiador del coche al llegar a 0ºC se le añade anticongelante.

El agua puede coexistir en los tres estados a 0,007ºC y 4,6 milibares de presión como puede comprobarse el diagrama presión-temperatura adjunto. En él puede observarse que las tres curvas sólido, líquido y vapor coinciden en un punto que se conoce como punto triple, y cómo la línea que separa el estado líquido del sólido tiene pendiente negativa, lo que significa que el volumen aumenta al disminuir la temperatura.

estado_agua
Calor específico y Calor del Cambio de Estado
Se define como CALOR ESPECÍFICO la cantidad de calor necesaria para que aumente la unidad de masa de esa sustancia un grado su temperatura.
calor_específico

La cantidad de calor en el sistema internacional se mide en julios, la masa en kilogramos y la temperatura en grados Kelvin o en grados centígrados, ya que al tratarse de un incremento el valor es el mismo.

El calor específico del agua es muy grande, y toma el valor de 4180 julios / Kg ºC expresado en el Sistema Internacional de Unidades (expresado en unidades prácticas es 1 cal/g ºC). Esto quiere decir que el agua es capaz de absorber mucho calor por unidad de masa para aumentar un grado su temperatura y, por tanto también es capaz de ceder mucho calor cuando baja su temperatura. Este es el motivo por el cual el agua se utiliza como transportador de calor (por ej. en las calefacciones), o para enfriar en los circuitos de refrigeración. También es la causa por la que el clima de las ciudades costeras es mucho más benigno: el agua capta calor del sol durante el día, y lo cede durante la noche.

Cuando una sustancia pasa de un estado a otro la temperatura se mantiene constante, pero tiene que seguir absorbiendo o cediendo calor que es utilizado para cambiar la energía cinética de las moléculas que están pasando de un estado a otro. El calor que absorbe o cede la unidad de masa para cambiar de estado, se llama CALOR LATENTE DE CAMBIO DE ESTADO y se representa por una L.

L= Q / m

Los calores latentes del agua son muy elevados, sobre todo el de vaporización porque para pasar las moléculas de líquido a vapor se tienen que romper los enlaces de hidrógeno.

Calor latente de fusión = 80 calorías / gramo

Calor latente de vaporización = 540 calorías / gramo

En el sistema internacional serían el de fusión, 334400 julios / Kg y el de vaporización 2257200 julios / Kg.