En física y química se observa que, para cualquier sustancia o elemento material, modificando sus condiciones de temperatura o presión, pueden obtenerse distintos estados o fases, denominados estados de agregación de la materia, en relación con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que la constituyen. Todos los estados de agregación poseen propiedades y características diferentes, los más conocidos y observables cotidianamente son cuatro, las llamadas fases sólida, líquida, gaseosa, plasmática. Otros estados son posibles, pero no se produce de forma natural en nuestro entorno por ejemplo: condensado de Bose-Einstein, condensado fermiónico y las estrellas de neutrones . Otros estados,como plasmas de quark-gluón , se cree que son posibles.
los estados de agregación de la materia
todo universo esta formado por materia. la materia se puede encontrar en 3 estados de agregación o estados físicos:Sólidos ,líquidos y gaseosos. 
Las fuerzas intermoleculares son el conjunto de fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las moléculas como consecuencia de la polaridad que poseen las moléculas. Aunque son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Las principales fuerzas intermoleculares son:
El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno)
Las fuerzas de Van der Waals, que podemos clasificar a su vez en:
-Dipolo - Dipolo.
-Dipolo - Dipolo inducido.
-Fuerzas de dispersión de London.
EL ENLACE DE HIDRÓGENO
ELenlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es
enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno,
el oxígeno o el flúor. El átomo de hidrógeno posee una carga positiva parcial y
puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula
(nuevamente, con N, O o F). Así mismo, se produce un cierto solapamiento
entre el H y el átomo con que se enlaza (N, O o F) dado el pequeño tamaño de
estas especies. Por otra parte, cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividad entre el H y el átomo interactuante, más fuerte será el
enlace. Fruto de estos presupuestos obtenemos un orden creciente de
intensidad del enlace de hidrógeno: el formado con el F será de mayor
intensidad que el formado con el O, y éste a su vez será más intenso que el
formado con el N. Estos fenómenos resultan en una interacción
estabilizante que mantiene ambas moléculas unidas. Un ejemplo claro del enlace
de hidrógeno.
FUERZAS DE VAN DER WAALS
También
conocidas como fuerzas de dispersión, de London o fuerzas dipolo-transitivas,
corresponden a las interacciones entre moléculas con enlaces covalentes
apolares debido a fenómenos de polarización temporal. Estas fuerzas se explican
de la siguiente forma: como las moléculas no tienen carga eléctrica
neta, en ciertos momentos, se puede producir una distribución en la que hay
mayor densidad de electrones en una región que en otra, por lo que aparece un
dipolo momentáneo.
ATRACCIONES DIPOLO-DIPOLO.
Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no
covalente entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula
si esta es grande. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la
región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra.
Las atracciones
dipolo-dipolo, también conocidas como Keeson, por Willem Hendrik Keesom, quien produjo su primera
descripción matemática en 1921, son las fuerzas que
ocurren entre dos moléculas con dipolos permanentes. Estas funcionan de forma
similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen
solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico:
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.
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 y compresibilidad 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.
CARACTERÍSTICAS DE ESTADO GASEOSO.
El estado gaseoso es aquel estado de la materia
en el cual las sustancias presentan volumen y forma indefinidos y muestran poca
respuesta a la gravedad. Si una sustancia gaseosa se introduce en una vasija,
ella llena completamente, pero si hay alguna apertura, se escapará de la vasija.
En una sustancia gaseosa sus partículas no se
atraen, y si en algunas condiciones muy drásticas de temperatura y presión
hubiese fuerza de atracción entre ellas, tales fuerzas serían mucho menores que
las existentes en las fases sólida y líquida.
TEORIA CINETICA DE LOS GASES.
La teoría cinética de los gases explica las
características y propiedades de la materia en general, y establece que el
calor y el movimiento están relacionados, que las partículas de toda materia
están en movimiento hasta cierto punto y que el calor es una señal de este
movimiento.
La teoría cinética de los gases considera que los
gases están compustos por las moléculas, partículas discretas, individuales y
separadas. La distancia que existe entre estas partículas es muy grande
comparada con su propio tamaño, y el volumen total ocupado por tales
corpúsculos es sólo una fracción pequeña del volumen ocupado por todo el gas.
por tanto, al considerar el volumen de un gas debe tenerse en cuenta en primer
lugar un espacio vacío en ese volumen.
El líquido es un estado de agregación de la materia en forma de fluido altamente incompresible (lo que significa que su volumen es, muy aproximadamente,
constante en un rango grande de presión).
DESCRIPCIÓN DE LOS LÍQUIDOS.
El estado líquido es un estado de agregación de
la materia intermedio entre el estado sólido y el estado gaseoso.
Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de los
sólidos, pero están menos separadas que las de los gases. Las moléculas en el
estado líquido 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 (propiedades, como el índice de refracción, que varían según la
dirección dentro del material).
Los líquidos presentan tensión superficial y capilaridad,
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 lo que
sucede con otros fluidos como los gases. Los objetos inmersos en algún líquido
están sujetos a un fenómeno conocido como flotabilidad.
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS.
Los líquidos se caracterizan porque las fuerzas
internas en un líquido no dependen de la deformación total, aunque
usual sí dependen de la velocidad de deformación, esto es lo que diferencia a los sólidos deformables de los líquidos.
Los fluidos reales se caracterizan por poseer una resistencia a fluir llamada viscosidad (que también está presente en los sólidos visco elásticos). Eso significa que en la práctica para mantener la
velocidad en un líquido es necesario aplicar una fuerza o presión, y si dicha
fuerza cesa el movimiento del fluido cesa eventualmente tras un tiempo finito.
Un cuerpo sólido es uno de los cuatro estados de agregación de la materia (siendo
los otros gas, líquido, Plasma y el Bose-Einstein), se caracteriza porque
opone resistencia a cambios de forma y
de volumen. Sus partículas se encuentran juntas y correctamente ordenadas. Las
moléculas de un sólido tienen una gran cohesión y adoptan formas bien
definidas. Existen varias disciplinas que estudian los sólidos:
La física del estado sólido estudia de manera
experimental y teórica la materia condensada, es decir, de líquidos y
sólidos que contengan más de 1019 átomos en contacto entre sí1
La mecánica de sólidos deformables estudia
propiedades microscópicas desde la perspectiva de la mecánica de medios continuos (tensión, deformación,
magnitudes termodinámicas, &c.) e ignora la estructura atómica interna
porque para cierto tipo de problemas esta no es relevante.
La ciencia de los materiales se ocupa
principalmente de propiedades de los sólidos como estructura y transformaciones
de fase.
La química del estado sólido se
especializa en la síntesis de nuevos materiales.
CLASES BÁSICAS DE LOS SÓLIDOS
SÓLIDOS DE RED COVALENTE.
Un sólido de red covalente consiste en un
conjunto de átomos mantenidos juntos por una red de enlaces covalentes (pares de
electrones compartidos entre átomos de similar electronegativo), y de ahí que puedan ser considerados como una sola gran
molécula.2 El ejemplo clásico
es el diamante; otros ejemplos incluyen el silicio, el cuarzo y el grafito.
SÓLIDOS IONICOS
Un sólido iónico estándar consiste de átomos
que se mantienen juntos por enlaces iónicos, esto es, por la atracción electrostática de
cargas opuestas (el resultado de la transferencia de electrones del átomo de
menor electronegatividad al de mayor electronegatividad). Entre los sólidos
iónicos están los compuestos formados por metales alcalinos y metales alcalino térreos, en combinación con halógenos; un ejemplo clásico es la sal
de mesa, cloruro de sodio.
SÓLIDOS METÁLICOS.
Los sólidos metálicos se mantienen unidos por una alta densidad de electrones des
localizados, compartidos, lo que resulta en un "enlace metálico". Los ejemplos
clásicos son los metales tales como el cobre y el aluminio,
pero algunos materiales son metales en un sentido electrónico, pero tienen un
enlace metálico despreciable en un sentido mecánico o termodinámico (ver formas intermedias).
SÓLIDOS MOLECULARES.
Un sólido molecular clásico consiste
de pequeñas moléculas covalentes no polares, y es mantenido junto por fuerzas de dispersión de London; un ejemplo clásico es la cera de parafina. Estas
fuerzas son débiles, y resultan en unas energías de enlace entre pares en el
orden de 1/100 de los enlaces covalentes, iónicos, y metálicos. Las energías de
enlace tienden a incrementarse con el incremento del tamaño molecular y la
polaridad (ver formas intermedias).
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Teóricamente, todas las sustancias pueden existir
en tres estados: como sólidos, como líquidos y como gases, dependiendo de la presión y de
la temperatura a que se encuentre. Estos es bastante conocido
en el caso del sistema hielo-agua-valor.
Precisamente por eso, no podemos decir que el
agua es un líquido, que el aire es un gas o que el cobre es un sólido, sin
especificar a qué condiciones detemperatura y presión están sometidas. En efectos, cuando utilizamos la
palabra “Gas” (o, análogamente, líquido o solido) , queremos referirnos a una
sustancia que en determinadas circunstancias o condiciones se encuentra en
estado gaseoso. Estas condiciones son generalmente las del medio ambiente.
LAS PROPIEDADES MAS IMPORTANTES DE LOS GASES SON:
1. LOS GASES QUE SE ADAPTAN EN FORMA DE VOLUMEN A CADA RECIPIENTE:
Esto
se debe precisamente a la Independencia de movimiento molecular que caracteriza
a los gases. En efecto, al cambiar de recipiente un gas, se expande (o se
comprime, según el caso), hasta ocupar todo su volumen, adoptando de este modo
su forma.
2.LOS GASES SON MUY COMPRENSIBLES:
Como el espacio intermolecular es tan grande en
los gases, su compresión será muy fácil, ya que este proceso se reducirá a una
disminución en tales espacios, lo cual no demanda mucho trabajo.
3.LOS GASES SE DIFUNDEN CON FACILIDAD:
Se denomina difusión el espaciamiento espontáneo
de una sustancia a través de un medio. Los gases se difunden fácilmente, ya que
entre sus moléculas no existe atracción.
4.LOS GASES SE DILATAN FÁCILMENTE:
Un gas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta. Por lo tanto, al aumentar ésta, se incrementa el
movimiento molecular, dando como resultado que el gas ocupe un mayor volumen o sea que se dilate.
Las primeras leyes de los gases fueron
desarrollados desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a
darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la
temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida
para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia
variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas
que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas
ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como
casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables
mantenidas constantes.
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LEY BOYLE.
La ley de Boyle Mariotte muestra que, a
temperatura constante, el producto entre la presión y el volumen de un gas ideal es siempre constante. Fue publicado en 1662. Se puede
determinar experimentalmente con un manómetro y un recipiente de volumen
variable. También se pueden encontrar a través del uso de la lógica, si un
contenedor, con una cantidad fija de moléculas en el interior, se reduce en
volumen, más moléculas impactan en los lados del recipiente por unidad de
tiempo, provocando una mayor presión.
LEY DE CHARLES.-
La ley de Charles, o ley de los volúmenes, fue
descubierta en 1778. Se dice que, para un gas ideal a presión constante, el volumen
es directamente proporcional a la temperatura absoluta (en grados Kelvin).
Esto se puede encontrar
utilizando la teoría cinética de los gases o un recipiente con calentamiento o enfriamiento [sin
congelar <0] con un volumen variable (por ejemplo, un frasco cónico con un
globo).
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LEY DE GAY - LUSSAC
Postula que si se mantiene constante el volumen
de un gas y se aumenta su temperatura, la presión del mismo aumenta
proporcionalmente.
P=K 3T
Combinación y leyes de los gases ideales.
.jpg)
LEYES DE 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). La energía cinética
es directamente proporcional a la temperatura en un gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicosen condiciones de baja presión y alta
temperatura.
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