1. INTRODUCCIÓN
La naturaleza y estructura de la materia ha sido tema de estudio desde tiempos remotos. Sin embargo, las primeras hipótesis sobre su carácter discontinuo, así como el establecimiento de cuatro elementos básicos que formarían parte de la misma, había que enmascararlas dentro del campo de la especulación más que en del conocimiento científico.
Solo el análisis rigurosos durante siglos, la clasificación de los distintos sistemas de materiales y el estudio de sus propiedades, especialmente en lo referente a los sistemas gaseosos, permitió establecer teorías como la atómico-molecular o la teoría cinética, cuya capacidad de explicar fenómenos conocidos y de predecir otros nuevos las convierten en instrumentos imprescindibles de carácter científico, aplicables además al estudio de otros sistemas no gaseosos.
En el presente tema nos ocuparemos de los postulados básicos de ambas teorías y de su aplicación a la explicación de distintas propiedades de los sistemas materiales, ya sean estos líquidos, sólidos, gaseosos, homogéneos, heterogéneos…
2. EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LAS CONCEPCIONES SOBRE LA NATURALEZA DE LA MATERIA
En la antigua Grecia clásica se pensaba como propuso Empedocles, que la materia estaba constituida por cuatro elementos básicos: tierra, agua, aire y fuego, a los cuales le asignaban un lugar en el universo. Posteriormente en el siglo IV a.C. se comenzó a pensar que la materia podía estar formada por partículas indivisibles llamadas átomos, ideas defendidas por Demócrito y Aristóteles.
El tema quedó así durante la Edad Media y el renacimiento por el estancamiento general que sufrieron las ciencias. Por ese entonces la alquimia se ocupaba de las transformaciones a las que se sometería la materia para convertirla en oro.
En el siglo XVII Boyle propuso que los elementos eran cuerpos primitivos y simples que no se encontraban formados por otros cuerpo, y que podían se combinados para originar otros compuestos.
En el siglo XVIII, con la aparición de la Ilustración francesa y por el trabajo llevado a cabo por diferentes químicos, se acaba con la primitiva teoría griega de los cuatro elementos. Así pues, Lavoisier estableció definitivamente el concepto de elemento químico a partir de las ideas de Boyle, publicó una lista de 33 sustancias que é consideraba, de acuerdo con el criterio de Boyle, como elementos químicos, incluyó como algunos como la luz y el calórico o la cal y magnesia que no son verdaderos elementos sino compuestos. A finales del siglo XVIII, Dalton postuló la teoría atómico-molecular que supuso la base de la química moderna al explicar la constitución de la materia a pesar de que sus ideas no eran totalmente correctas.
Hasta esa época se consideraban a los átomos como partículas indivisibles. A partir de los estudios realizados por Thomson se llegó a la conclusión de que eran divisibles, con el descubrimiento de partículas ligeras con carga eléctrica negativa, conocidas actualmente como electrones. Su modelo atómico describía el átomo como una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas cargas negativas.
Rutherford al bombardear una lámina de oro con rayos alfa, modificaron el anterior modelo de Thomson. Incluía a los electrones, pero se encontraban en una corteza girando alrededor de un núcleo con cargas positivas y toda la masa, existiendo un espacio vacío entre ellos.
El modelo posterior fue el de Bohr, se incorporó el modelo planetario de Rutherford y a la vez la teoría cuántica de Planck.
El más reciente modelo es el de Schrödinger donde se aplica el principio de incertidumbre de Heisenberg, para asignarle a cada electrón un estado energético, que se describe geométricamente como un orbital atómico.
3. SISTEMAS MATERIALES
3.1. Concepto
La materia es todo aquello que compone los cuerpos, que está constituido por partículas. La materia ocupa un lugar en el espacio al que llamamos volumen. La cantidad de materia que posee un cuerpo la definimos como su masa. No debemos confundir la masa con el peso de un cuerpo. El peso es la fuerza con que la Tierra atrae a un cuerpo, siguiendo la ley de gravitación universal de Newton. La masa, en cambio, es la cantidad de materia que posee un cuerpo y para determinarla lo hacemos a través de la 2º ley de la dinámica o de Newton, que nos indica que la fuerza aplicada en un cuerpo es proporcional a la aceleración que produce. La constante de proporcionalidad es lo que definimos como masa.
3.2.Clasificación de la materia
Según el tipo de enlace:
– Compuestos moleculares: constituidos por pequeñas partículas, formadas por unos pocos átomos fuertemente unidas mediante enlaces covalentes. Las fuerzas de unión entre las moléculas son relativamente débiles
– Compuestos atómicos: macromoléculas, dado que todos los átomos que forman el compuesto se mantienen unidos mediante enlaces covalentes, no pudiendo identificarse moléculas discretas.
– Compuestos iónicos: formados por iones que se mantienen unidos mediante enlaces iónicos, fuerzas intensas de naturaleza electrostáticas.
Según la uniformidad de las propiedades
– Sustancias puras: materia que tiene propiedades fijas y determinadas.
o Compuesto químico: sustancias cuyas moléculas están formadas por más de un elemento en proporción fija
o Elemento químico: sustancias que no se pueden separar en otras más simples. Están formando la tabla periódica
– Mezclas:
o Mezcla heterogénea: materia constituida por u conjunto de componentes cuya composición y propiedades cambian de una parte a otra del sistema. Sus componentes se pueden separar por procedimientos físicos sencillos-
o Mezcla homogénea. Materia que posee idénticas propiedades en toda su extensión, no se distinguen fases, no se separan por métodos físicos sencillos. Sus componentes se pueden separar mediante procedimientos químicos sencillos.
4. PROPIEDADES GENERALES Y ESPECÍFICAS
Dentro de las propiedades de la materia podemos hacer una clasificación precia en:
– Generales: son las propiedades que posee todo tipo de materia y no nos dan información particular sobre cómo distinguirla de otra materia, entre ellas tenemos: volumen, peso, masa, carga eléctrica…
– Propiedades específicas: son propiedades que permiten distinguir diferencias entre uno y otro tipo de materia, entre ellas tenemos: dureza, fragilidad, solubilidad, sabor, punto de fusión, tensión superficial…
4.1.Propiedades de los sistemas homogéneos
Punto de fusión: los elementos de una red cristalina vibran alrededor de sus posiciones de equilibrio, determinadas por el balance entre las fuerzas de cohesión, entre los elementos del cristal y la energía cinética de los mismos que depende de la tª. Al aumentar la tª aumenta la energía cinética tendiendo a separarlos de sus constantes de equilibrio. La energía reticular se opondrá a la alteración de los elementos de la red cristalina. Si la tª aumenta tanto que supera la energía reticular, el cristal dejará de ser cristal al abandonar sus elementos los puntos de equilibrio.
Cuanto mayor energía reticular, mayor será su punto de fusión. El tipo de enlace definirá la energía reticular, así, los enlaces iónicos, tienen elevada energía reticular, sin embargo los compuesto moleculares, tienen puntos de fusión muy bajos, salvo que se trate de compuestos polares, o que presenten enlaces fuertes.
Conductividad eléctrica: capacidad de una sustancia para conducir la corriente eléctrica.
Metales con redes cristalinas con electrones deslocalizados, actuando como portadores de carga, los cationes que constituyen los nudos de la red impedirán el movimiento de los electrones, lo que origina la resistencia eléctrica del metal. En los compuestos covalente como el grafito, queda un electrón libre en orbital pz. Constituyen una nube electrónica deslocalizada que permite la conducción eléctrica en la dirección de las láminas del grafito. Los compuestos iónicos, son de segunda especie, porque para poder conducir la electricidad deben encontrarse en estado líquido. Por último los compuestos moleculares, no polares, son malos conductores, porque no existen cargas.
Dilatación térmica: incremento del volumen de los cuerpos por efecto del calor. Alejamiento de los elemento de una sustancia. Cuanto mayor sea la energía reticular, mayor temperatura hará falta para que aumente el volumen con lo cual el coeficiente de dilatación será menor. En los gases el coeficiente de dilatación será común a todos. En sólidos y líquidos dependerá de la cohesión de las moléculas.
Solubilidad: cantidad de masa con un volumen determinado que puede disolverse por unidad de volumen del disolvente. La disolución consiste en la separación de los iones, átomos o moléculas que separan el cristal. Se requiere energía que contrarreste la energía reticular, en este caso se denomina a esa energía, energía de hidratación o de solvatación.
Viscosidad: resistencia a fluir debido al rozamiento de las moléculas unas con otras. Es común a todos los sistemas, ya sean sólidos, líquidos o gaseosos, lo que ocurre que en los sólidos tiende a ser infinita. La viscosidad disminuye al aumentar la tª.
Tensión superficial: sistemas líquidos. Toda molécula se encuentra en un estado nulo por la atracción de las moléculas de alrededor, ahora bien, una molécula de líquido en una superficie es atraída hacia dentro por las moléculas que se encuentran en el interior, con lo cual tienden a adoptar una conformación lo más reducida posible, de ahí que se formen gotas. La tensión superficial disminuye al aumentar la tª, ya que disminuye las fuerzas de cohesión entre las moléculas.
Evaporación, presión de vapor y ebullición: la evaporación es el paso de la fase líquida a la fase gaseosa. La fracción de moléculas en condiciones de superar la tensión superficial tienen más posibilidades de entrar en estado gaseoso.
Si la evaporación se produce en un recipiente cerrado, las gotas de gas se irán condensando a la vez que se evaporan, la presión de vapor saturado así obtenido, a una tª dada, se denomina presión de vapor del líquido a dicha temperatura. Al aumentar la tª aumentará la presión de vapor. Cuando la presión de vapor se iguala a la presión externa sobre el líquido, se produce el fenómeno de la ebullición, que conduce finalmente a la existencia de la forma gaseosa-
4.2.Propiedades de los sistemas heterogéneos
Ostwald, estableció una clasificación de los sistemas dispersos en 9 tipos, atendiendo a las posibles combinaciones de sistemas en diferentes estados de agregación. Los sistemas líquido/líquido se denominan emulsiones, y los sólido/líquido soluciones coloidales o suspensiones.
Movimiento browniano: El movimiento Browniano es el movimiento aleatorio de partículas pequeñas, como las del humo o el polen. Los movimientos se transmiten de una partícula a otra debido a los choques que se producen entre ellas.
Difusión: La difusión es la mezcla de dos o más líquidos o gases debida a los movimientos al azar de sus moléculas. Las moléculas menos densas como las del Hidrógeno, se mueven más rápido que las más densas, como las de dióxido de Carbono, y por lo tanto se difunden con más lentitud. Las leyes de la difusión son también aplicables a los sistemas dispersos, siempre que el tamaño de las partículas sea suficientemente pequeño como para mostrar movimiento browniano.
Presión osmótica: presión necesaria para evitar la osmosis. Se calcula en osmoles, se puede encontrar una equivalencia para calcular la osmolaridad como el cociente entre el peso molecular de la sustancia/elemento en los que se disocia. Dado que éste depende de la concentración molecular de soluto, esto es, del número de partículas por unidad de volumen, es evidente que para una misma masa de soluto, al ser las partículas coloidales más masivas que las moléculas de una disolución, su número será menor, y la presión osmótica que ejercen será también menor. En general, a no ser que el tamaño de las partículas coloidales sea muy pequeño, los métodos clásicos de estudio de la presión osmótica de disoluciones no son aplicables a los sistemas dispersos. La presión osmótica es muy importante en biología, ya que las células están rodeadas de una membrana semipermeable, la cual presenta fenómenos osmóticos entorno a ella, regulando el paso de sustancias. También se presentan fenómenos relacionados con las ósmosis en venas y arterias, mecanismos de conservación con adición de azúcar o sal…
Otras propiedades: sedimentación (tendencia del soluto a agruparse en el fondo del recipiente por efecto de la gravedad), viscosidad, electroforesis, electroósmosis…
5. APLICACIONES DE LAS PROPIEDADES
Las propiedades características de la materia sirven para distinguir unas sustancias de otras, el estado de agregación, color, transparencia, dureza, punto de fusión y de ebullición, solubilidad en agua, densidad…
La materia dúctil puede ser convertida en cables, la maleable ser moldeada, estirarse, encogerse, conducir la corriente o poder ser aislante…
En ocasiones es necesario separar los componentes de las mezclas, para lo que se aprovechan las diferentes propiedades de cada uno de los componentes presentes en ellas. Los métodos que se aplican dependen del tipo de mezclas.
5.1.Mezclas heterogéneas
Cuando poseen distinta densidad
– Sedimentación: el más denso cae al fondo y el menos denso queda en la superficie. La separación física se lleva a cabo por decantación, introduciendo la mezcla en una ampolla de decantación y separando las fases con la apertura de la válvula
– Flotación: separación de sólidos, basándose en la distinta flotabilidad de los sólidos en distintos líquidos, se usa en tratamiento de aguas residuales. Donde se inyecta aire y burbujas.
– Centrifugación: separación de las fases líquida y sólida mediante la fuerza centrífuga. Las partículas de la fase más pesada se irán al fondo. Las más ligeras flotan.
Cuando los componentes de la mezcla de un sólido y líquido tienen distinto tamaño
– Filtración: separación de sólido y líquido en mezclas heterogéneas haciendo pasar el líquido por un filtro que impide pasar el sólido por tener las partículas mayor tamaño que el poro del filtro
Métodos basados en diversas propiedades
– Imantación: aprovechando sus propiedades magnéticas
– Sublimación: pasando de forma directa a una determinada temperatura, el componente sólido a gas.
5.2.Mezclas homogéneas
Formadas por una sola fase
Separación de sólidos disueltos en líquidos
– Evaporación: paso de líquido a gas. Esto ocurre cuando la presión de vapor de la sustancia es mayor que la presión parcial de las sustancias en la dase de vapor. Es posible separar sustancias que se evaporen con facilidad de otras que lo hagan con dificultad.
– Cristalización: se calienta la disolución hasta que se satura y se deja reposar, comienzan a aparecer pequeños cristales de sólido, se coloca la mezcla en un cristalizador, se deja evaporar el líquido al cabo de cierto tiempo, aparecen los cristales del sólido.
Separación de disoluciones formadas por varios líquidos.
– Destilación: diferencia de puntos de ebullición de su componente. Se calienta la solución y se concentran los vapores, la sustancia que tiene menor punto de ebullición se convierte en vapor antes que la otra, ésta primera sustancia se hace pasar al condensador o refrigerante donde se enfría para llevarla a estado líquido, de esta manera se pueden destilar las bebidas alcohólicas. Para separar lo componentes del petróleo se realiza destilación fraccionada, en la cual el proceso se realiza en multi-etapas por medio de una columna de destilación en la cual, se llevan a cabo continuamente numerosas evaporaciones y condensaciones. Al ir avanzando a lo largo de la columna, la composición del vapor es más concentrada en el componente más volátil y la concentración del líquido que condensa es más rica en el componente menos volátil. Primero se destilan el gasoil y las gasolinas que son las fracciones más volátiles y después lo aceites lubricantes, quedando al final un residuo sólido, el asfalto.
– Cromatografía: separación de sustancias basada en las distintas propiedades de los componentes de una mezcla, usada en los laboratorio de investigación para separar los componentes que presentan propiedades muy similares, se utiliza con diversos fines como puede ser el análisis de los alimentos, medicamentos…
Mezcla de gases
– Licuación: por comprensión de gases se licuan a determinadas temperaturas.
6. COMPORTAMIENTO DE LOS GASES
Los gases tienen la capacidad de expandirse a todo el espacio útil, no conservando ni la forma ni el volumen propios. Cambian acusadamente ante modificaciones de las condiciones exteriores. Un aumento de tª a volumen constante provoca un aumento de presión, y si es la presión la que se mantiene constante, será el volumen que ocupa el que se verá incrementado.
Puede postulase que la materia en estado gaseoso está compuesta por moléculas separadas entre sí por distancias relativamente grandes, siendo las fuerzas intermoleculares muy débiles. Esta situación justificaría tanto su capacidad de expansión como su comprensibilidad.
6.1.Leyes de los gases
Son sensibles a los cambios de las condiciones externas. Las leyes principales son:
Ley de Boyle-Mariotte siglo XVII por los autores antes mencionada. A tª constante, el producto de la presión de una determinada masa de gas por el volumen que ocupa es constante. P1.V1=P2.V2.
Ley de Charles: estudió el comportamiento de los gases frente a la tª. Utilizó un recipiente de volumen constante, por lo que ésta no varía si variará la presión en la realización de otros experimentos. Obtuvo una gráfica en la que se puso de manifiesto una relación lineal entre p y t. extrapolando los resultados, por debajo de la tª a la que el gas se licua, se comprobó que existe una tª en la que el gas deja de ejercer presión, que es conocida como cero absoluto de tª -273ºC. Si trasladamos el origen de tª a este punto, los resultados de la gráfica siguen la recta P=cte.t
Ley de Gay-Lussac: define la ley del comportamiento del volumen de un gas cuando mantenemos constante la presión y aumentamos la tª, llegando a medir lo que hoy se conoce como coeficiente de dilatación de un gas a P cte. 
dilatación
incremento de temperatura. Llegó a la conclusión de que el volumen varía con la tª.
Ecuación de los gases ideales: las leyes anteriores permiten definir el concepto de has ideal, que es aquél que se comporta de acuerdo con estas leyes. Mediante combinación de las expresiones matemáticas de las leyes anteriores, es posible obtener otra expresión que se conoce como la ecuación de los gases ideales, y nos indica que, en cualquier transformación de un gas ideal, la relación PV/T es constante-. Si consideramos 1 mol de gas en condiciones normales de P y T, el volumen que ocupa es de 22,4 l, y la expresión PV/T alcanza un valor constante que se denomina R cuyo valor es 0,082 atm.l/K.mol. Podemos por tanto, obtener una expresión de validez general para una masa cualquiera de gas, que nos relacione su P, V y T que será: P.V=nRT. Los gases reales se desvían de su comportamiento de las leyes de los gases ideales aunque, a altas tª, dichas leyes son razonablemente aproximadas. Se han hecho múltiples intentos para encontrar una ecuación que se ajuste mejor al comportamiento de los gases reales, las ecuaciones que se apoyan en la teoría atómico molecular introduciendo factores que reflejan el volumen de las moléculas de un gas, o la cohesión entre las mismas, dos aspectos irrelevantes en el caso de los gases ideales.
7. ESTRUCTURA DE LA MATERIA
7.1. Partículas fundamentales constituyentes del átomo.
La materia se divide en moléculas, las cuales a su vez se dividen en átomos. Para comprender la estructura de la materia es fundamental conocer cuáles son las partículas fundamentales constituyentes del átomo así como la forma en que funcionan y sus interacciones químicas.
Las partículas fundamentales de un átomo sin principalmente tres, en el núcleo atómico se encuentran los protones y neutrones y en la periferia están los electrones.
Electrón: pequeña partícula atómica portadora de carga negativa. En un átomo estable los electrones están en órbita alrededor del núcleo y su número es igual al de los protones contenidos en el propio núcleo. La masa de un electrón es 1/1840 con respecto a la de un protón. Su carga negativa, que es la más pequeña jamás determinada en la naturaleza, es tomada, por convención, igual a la unidad. Un átomo posee carga negativa si tiene más cantidad de electrones y positiva si tiene déficit de los mismos. La conducción del calor también se debe a la actividad electrónica.
Protón: partícula subatómica que forma parte del átomo, con carga positiva y 1840 veces mayor que el electrón. En un átomo estable los protones en el núcleo son iguales a los electrones en número. El átomo de H solo tiene un protón, cuya masa es de 1,6726.10-27 Kg. La masa de un átomo está concentrada por tanto en su núcleo. El protón tiene un momento angular intrínseco o espín, y por tanto un momento magnético. El número atómico de un elemento indica el número de protones de su núcleo y determina de qué elemento se trata
Neutrón: partícula fundamental sin carga eléctrica, que junto los protones, representa un componente fundamental de los núcleos del átomo. Tiene una masa muy poco superior a la del protón. En el interior del núcleo permanece en una configuración estable, aislado, el neutrón es inestable y después de 10 minutos decae en un protón y un electrón.
7.2.Leyes de las combinaciones químicas
Ley de conservación de la masa. Lavoisier, la masa ni se crea ni se destruye en una reacción química. No fue fácil de aceptar puesto que se sabía que los materiales al calentarse aumentaban de peso. Lavoisier demostró que tal aumento del peso se debía a la incorporación de oxígeno presente en la atmósfera, el cual se combinaba con el metal para dar un óxido.
Ley de las proporciones definidas: Proust. Un compuesto puro siempre contiene los mismos elementos combinados químicamente, y en la misma proporción en peso.
Ley de las proporciones múltiples: Dalton, las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro para formar en cada caso un compuesto distinto, están en la relación de números enteros sencillos
Ley de las proporciones recíprocas: Richter, los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso del elemento dado, son los pesos relaticos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.
7.3.Postulados de la teoría atómica
Dalton, en un esfuerzo por explicar las leyes fundamentales, amplió estos conceptos elaborando la moderna teoría atómica de la materia. Se puede resumir en los siguientes puntos:
– Los elementos están formados por partículas discretas diminutas, llamadas átomos
– Los átomos de un elementos determinado son todos iguales y poseen la misma masa
– Los átomos de elementos diferentes son distintos
– Las reacciones químicas implican la unión o separación de átomos indivisibles en una relación numérica sencilla.
– Dos o más átomos se pueden unir para formar átomos compuestos. Los átomos compuestos de cada sustancia son, a su vez, idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.
El término átomo compuesto es lo que hoy en día equivale a la molécula. Las moléculas por tanto serán las partículas más pequeñas de los compuestos, formadas por la unión de átomos de distintos elementos en una relación sencilla. En la actualidad la teoría de Dalton tiene algunos fallos como la relación de átomos 1.1 o como que el átomo es indivisible, pero sentó las bases y fue revolucionaria en su época.
7.4.Concepto de molécula de Avogadro y teoría atómico-molecular
Gay Lussac enunció la ley de los volúmenes de combinación, que ponía en entre dicho la teoría atómica, tal y como estaba formulada. Cuando reaccionan entre sí dos gases, lo hacen en volúmenes que presentan una relación sencilla unos con otros y con los volúmenes del producto gaseoso de la reacción, siempre que la Tª y la P permanezcan ctes. Dalton llegó a la conclusión de que la hipótesis de gay hacía suponer que volúmenes iguales de todos los gases, bajo condiciones iguales, contenían igual número de átomos.
Avogadro, aportó la modificación fundamental a la suposición de Dalton. Avogadro decía que el problema radicaba en cuáles eran las partículas más pequeñas de la materia, y concretamente de un gas. Avogadro postuló que la partícula más pequeña con existencia independiente, de un gas, era la molécula, la cual estaría formada por uno o más átomos idénticos. Por otro lado las moléculas de los compuestos consisten en agregados de diferentes átomos enlazados. La hipótesis de Avogadro se puede resumir así:
– Bajo las mismas condiciones de T y P, volúmenes iguales todos los gases contienen el mismo número de moléculas
– Una molécula es la partícula más pequeña de un elemento gaseoso o compuesto, que tiene existencia independiente
– Un átomo es la partícula indivisible más pequeña de un elemento, que puede tomar parte de un cambio químico.
7.5.El número de Avogadro
Una vez establecido el carácter corpuscular de la materia, y dado el pequeño tamaño de estos corpúsculos elementales, se hizo preciso determinar una unidad de sustancia que fuera de uso práctico en el trabajo cotidiano de los laboratorios. Para concretar dicha unidad no se especificó que numero de moléculas la compondrían, sino cual sería el peso el peso de dicha unidad. Así se denominó mol a un peso de cualquier sustancia equivalente a su peso molecular expresado en gramos. Dado que la escala de pesos moleculares es una escala relativa, resultaba imposible precisar el número de moléculas contenido en un mol. Sin embargo, lo que si quedaba explícito a partir de la propia definición de mol, era que un mol de cualquier sustancia, tendría siempre un número fijo de moléculas. A este número le denominado hoy en día, numero de Avogadro.
7.6.Teoría cinética
Las leyes de los gases y la ecuación de estado vistas hasta ahora se han obtenido a partir de la experimentación e independientemente de cualquier teoría sobre la naturaleza molecular de los gases. Sin embargo, la teoría cinética, partiendo de un modelo microscópico trata de deducir las ecuaciones matemáticas que reflejen el comportamiento macroscópico de los gases- la teoría fue propuesta por Bernouilli y posteriormente desarrollada por Clausius, Maxwell y Boltzman. En principio fue deducida para los gases, pero pronto se extendió al resto de estados de la materia, de esta forma acabó con la idea de que la materia era absolutamente inmóvil. La teoría cinética amplia la teoría atómica con dos nuevas ideas fundamentales:
– Las moléculas están en continuo movimiento
– La tª de los cuerpos es la manifestación macroscópica de este movimiento
Para cada estado físico de agregación de la materia se puede postular una explicación según la teoría cinética:
Estado gaseoso: modelo de gas perfecto:
– Un gas est compuesto por un número grande de partículas muy pequeñas llamadas moléculas
– Las moléculas no permanecen en reposo, sino que se mueven continuamente con movimientos rectilíneos
– En sus movimiento, las moléculas chocan entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene
– La presión del gas sobre las paredes del recipiente se debe al bombardeo de las moléculas sobre dichas paredes, realizando choques perfectamente elásticos
– Las moléculas no se atraen entre sí, ni con las paredes del recipiente, de lo que se desprende que los choques que tienen lugar son elástico, conservándose la energía cinética total de las moléculas después del choque, aun cuando varíe la de cada molécula.
– El volumen ocupado por las moléculas es despreciable frente al volumen total, esto es, las moléculas pueden considerarse puntiformes y, por tanto, no poseen energía de rotación, sino tan solo de traslación
– La energía cinética media de las moléculas es proporcional a la tª absoluta, y la constante de proporcionalidad es la misma para todas las sustancias, o lo que es lo mismo, a una tª dada todos los gases poseen la misma energía.
Teniendo en cuenta la ecuación general de los gases perfectos y considerando que la tª del gas depende de la rapidez con la que se mueven sus moléculas, llegamos a la siguiente relación entre la energía cinética media de las moléculas de un gas y la T absoluta: Ec= (3R/2NA) T R la constante universal de los gases perfectos y NA el número de Avogadro. Como consecuencia de los choques entre las moléculas, unas ganan velocidad y otras la pierden, existiendo moléculas de distinta velocidad. De esta forma se deduce que a la Tª de 0ºK el movimiento de las partículas es 0, por lo que la E cinética media adopta el valor de 0.
Estado sólido: las partículas se encuentran oscilando alrededor de posiciones fijas, donde la libertad de movimientos se reduce casi por completo. La tª es incapaz de vencer la fuerza de atracción que existe entre las moléculas que forman el sólido. Cuando se aumenta la tª se transmite la energía cinética a las partículas y aumenta la vibración, se llega a una dilatación del sólido, aumentando la distancia a nivel molecular. Si la tª sigue en aumento se llega al punto de fusión del sólido, la agitación es suficiente para que las partículas dejen sus posiciones fijas, rompiéndose la geometría del sólido y llegándose a una fluidificación
Estado líquido: las partículas poseen una mayor movilidad que en los sólidos. Con un aumento de la tª se llega a alcanzar un movimiento suficiente que vence las fuerzas atractivas entre las moléculas, esto hace que se pase de la fase líquida a la fase gaseosa. Las moléculas que abandonan el líquido son las que alcanzan una mayor energía y dejan la fase líquida con una energía menor, disminuyendo la tª del líquido.
8. PAPEL DE LOS MODELOS Y TEORÍAS EN EL CONCEPTO ACTUAL SOBRE LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
El desarrollo histórico de los conceptos sobre la estructura y comportamiento de los sistemas materiales es un magnífico ejemplo de cómo funciona el método científico. Como hemos visto, la observación aporta una serie de datos sobre las propiedades de la materia, datos que pueden sistematizarse para construir leyes. En el caso de los sistemas materiales gaseosos que hemos estudiado con mayor detalle, su estudio permitió obtener las leyes de Boyle-Mariotte y de Gay-Lussac, así como la ecuación de estado. No obstante, resulta evidente que no todos los gases en todas las condiciones se adaptaban a las citadas leyes, lo cual era difícil de explicar en ausencia de un marco teórico de referencia.
El desarrollo de la teoría atómico-molecular y de la teoría cinética aportó precisamente ese marco teórico que permitió la explicación de las propiedades conocidas. Pero una teoría además, ha de poseer capacidad predictiva, la cual ha de ser contrastada por la experimentación. En el caso que nos ocupa, la existencia del movimiento térmico postulado por la teoría cinética para el caso de los sistemas gaseosos, ha demostrado ser aplicable también a los sistemas dispersos, lo que ha confirmado la validez de la teoría. Un esquema del método científico sería:
Fenómeno observable—–hipótesis—-diseño y realización de experimentos—–estudio de resultados—-aceptación o rechazo de la hipótesis—–enunciado de leyes, teorías
Junto con las teorías, otra de las construcciones empírico racionales que ocupa un nivel superior en el método científico son los modelos, esto es, representaciones ideales, simplificadas, que relacionan lo abstracto de las teorías con lo concreto. En el caso que nos ocupa, la teoría cinética fue desarrollada primeramente utilizando los postulados que caracterizan a los gases ideales, es decir, a aquellos que satisfacían en determinadas condiciones las leyes de los gases antes mencionadas. A partir de este modelo, y mediante introducción sucesiva de nuevas complejidades se extendió el alcance de la teoría y su capacidad explicatoria. Algo similar podría decirse en relación a las disoluciones y a los sistemas dispersos: la disolución ideal no es más que un modelo simplificado que permite establecer las propiedades de las disoluciones. Sin embargo, introduciendo modificaciones en el modelo, como el aumento de concentración…la teoría nos permite el estudio de las disoluciones reales, y si aumentamos la complejidad considerando que las partículas de soluto son de un tamaño cada vez mayor, llegaremos a la situación propia de los sistemas coloidales, los cuales podrán ser estudiados en el marco de referencia que representa la teoría cinético-molecular-
Otros ejemplos serían los que relacionan la teoría atómica de Dalton con el modelo de gas estático o bien la teoría atómica de Rutherford con el modelo atómico planetario.
9. BIBLIOGRAFÍA
– Chang. Principios esenciales de química general. Ed mc graw hill. Madrid 2006
– Morcillo J. 2º bachillerato química. Ed Anaya, 2002