ESCUELA POLITECNICA NACIONAL

Carrera: Ing. en Petróleos

Tema: Líquidos y Sólidos

Nombre: Raymi Campo

Fecha: 03/10/2012

Introducción

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 o la viscosidad.
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).

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.

Teoría cinética-molecular de líquidos y solidos

Según éste modelo de materia, todo lo que vemos está formado por unas partículas muy pequeñas, que
son invisibles aún a los mejores microscopios y que se llaman moléculas. Las moléculas están en
continuo movimiento y entre ellas existen fuerza atractivas, llamadas fuerzas de cohesión. Las moléculas
al estar en movimiento, se encuentran a una cierta distancia unas de otras. Entre las moléculas hay
espacio vacío.

En el ESTADO SOLIDO las moléculas están muy juntas y se mueven oscilando alrededor de unas
posiciones fijas; las fuerzas de cohesión son muy grandes. En el ESTADO LIQUIDO las moléculas están
más separadas y se mueven de manera que pueden cambiar sus posiciones, pero las fuerzas de
cohesión, aunque son manos intensas que en el estado sólido, impiden que las moléculas puedan
independizarse.

Sí aumentamos la temperatura de un sistema material sólido, sus moléculas se moverán más

rápidamente y aumentarán la distancia medía entre ellas, las fuerzas de cohesión disminuyen y llegará
un momento en que éstas fuerzas son incapaces de mantener las moléculas en posiciones fijas, las
moléculas pueden entonces desplazarse, el sistema material se ha convertido en líquido.

Si la temperatura del líquido continúa aumentando, las moléculas aumentarán aún más su rapidez, la
distancia media entre ellas irá aumentando y las fuerzas de cohesión van disminuyendo hasta que
finalmente las moléculas pueden liberarse unas de otras, ahora el sistema material o conjunto de
moléculas está en estado gaseoso.
Si disminuimos la temperatura de un sistema material en estado gaseoso, disminuye la rapidez media de
las moléculas y esto hace posible que al acercarse las moléculas casualmente, las fuerzas de cohesión,
que siempre aumentan al disminuir la distancia, puedan mantenerlas unidas, el sistema material pasará
al estado líquido.

Si disminuye aún más la temperatura, al moverse más lentamente las moléculas, la distancia media
entre ellas sigue disminuyendo, las fuerzas de cohesión aumentarán más y llegará un momento que son
lo suficientemente intensas como para impedir que las moléculas puedan desplazaras, obligándolas a
ocupar posiciones fijas, el sistema material se ha convertido en un sólido.

Propiedades de líquidos

Tensión superficial

La tensión superficial es la fuerza con que son atraídas las moléculas de la superficie de un líquido para
llevarlas al interior y así disminuir el área superficial.

Como se puede observar en la imagen del lado izquierdo, una molécula en la superficie de un líquido, es
atraída hacia el interior del mismo, debido a las fuerzas de atracción intermoleculares que ejercen sólo
las moléculas que la rodean por debajo de ella y las que se encuentran a su alrededor en el mismo
plano, por debajo de la superficie.

A diferencia de una molécula que se encuentra en el cuerpo del líquido, la cual es atraída por las fuerzas
intermoleculares que ejercen todas las moléculas que la rodean, en todos los sentidos.

A mayor fuerza intermolecular, mayor

tensión superficial

Viscosidad

Se define como la resistencia al flujo. La viscosidad de un líquido depende de las fuerzas

intermoleculares:

 Cuanto mayores son las fuerzas intermoleculares de un líquido, sus moléculas tienen mayor
dificultad de desplazarse entre sí, por lo tanto la sustancia es más viscosa.

 Los líquidos que están formados por moléculas largas y flexibles que pueden doblarse y
enredarse entre sí, son más viscosos.
La viscosidad aumenta a medida que aumentan las fuerzas intermoleculares.

Capilaridad

La capilaridad es una propiedad de los líquidos que depende de su tensión superficial. Las fuerzas entre
las moléculas de un líquido se llaman fuerzas de cohesión y, aquellas entre las moléculas del líquido y las
de la superficie de un sólido, se denominan fuerzas de adhesión, lo que les permite ascender por un
tubo capilar (de diámetro muy pequeño).

Cuando un líquido sube por un tubo capilar,

es debido a que la fuerza de cohesión es
menor a la adhesión del líquido con el
material del tubo. El líquido sigue subiendo
hasta que la tensión superficial es equilibrada
por el peso del líquido que llena el tubo. Éste
es el caso del agua y, ésta propiedad es la que
regula parcialmente su ascenso dentro de las
plantas, sin gastar energía para vencer la
gravedad.

Sin embargo, cuando la cohesión entre las

moléculas de un líquido es más potente que la
adhesión al capilar (como el caso del
mercurio), la tensión superficial hace que el
líquido descienda a un nivel inferior y su
superficie es convexa.

A continuación te presentamos las curvas de presión de vapor de algunas

sustancias
La presión de vapor depende de:

 las fuerzas intermoleculares en el líquido

 la temperatura

La presión de vapor es independiente de:

 el volumen del líquido o el vapor

 el área de la superficie del líquido

Presión de vapor

Sabemos que las moléculas pueden escapar de la superficie de un líquido, hacia la fase gaseosa, por
vaporización o evaporación y ademas, que hay sustancias que se evaporan más rápidamente que
otras, ¿de qué depende esta diferencia?

La explicación está en las fuerzas intermoleculares:

 si las moléculas del líquido poseen una mayor intensidad de fuerza intermolecular, entonces
quedarán atrapadas en el líquido y tendrán menor facilidad para pasar a la fase gaseosa.
 por el contrario a menor intensidad de fuerza intermolecular, entonces las moléculas podrán
escapar más fácilmente al estado gaseoso.

Este análisis nos permite definir:

volatilidad, una sustancia será más volátil cuando se evapore más fácilmente, es decir cuando posea
menores fuerzas intermoleculares.
 Cuando la velocidad de las moléculas que
abandonan la superficie del líquido (evaporación) es
igual a la velocidad de las moléculas que regresan al
líquido (condensación), se establece un equilibrio
dinámico. En este momento ya no se modifica la
cantidad de moléculas en el estado vapor.

El vapor ejerce entonces una presión constante

conocida como presión de vapor del líquido.

La presión de vapor de un líquido depende de la

temperatura: a mayor T, mayor es la Pvapor.

Punto de ebullición

El punto de ebullición es aquella temperatura en la cual la materia cambia de estado líquido a estado
gaseoso, es decir hierve. Expresado de otra manera, en un líquido, el punto de ebullición es la
temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión del medio que rodea al
líquido.1 En esas condiciones se puede formar vapor en cualquier punto del líquido.

La temperatura de una sustancia o cuerpo depende de la energía cinética media de las moléculas. A
temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la
superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar. Este incremento de
energía constituye un intercambio de calor que da lugar al aumento de la entropía del sistema
(tendencia al desorden de las partículas que lo componen).

El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las fuerzas
intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es covalente polar,
covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo permanente - dipolo inducido o puentes de
hidrógeno)

 Al aumentar la intensidad de las fuerzas intermoleculares, se necesita mucha energía para

liberar a las moléculas de la fase líquida, por consiguiente el líquido tendrá una presión de
vapor relativamente baja y un elevado calor de vaporización.
 Al disminuir la intensidad de las fuerzas intermoleculares, aumenta la presión de vapor de los
líquidos, disminuyendo el punto de ebullición y por lo tanto disminuye el calor de vaporización.

Calor de vaporización

La entalpía de vaporización o calor de vaporización es la cantidad de energía necesaria para que la

unidad de masa (kilogramo, mol, etc.) de una sustancia que se encuentre en equilibrio con su propio
vapor a una presión de una atmósfera pase completamente del estado líquido al estado gaseoso. Se
representa por , por ser una entalpía. El valor disminuye a temperaturas crecientes,
lentamente cuando se está lejos del punto crítico, más rápidamente al acercarse, y por encima de la
temperatura crítica las fases de líquido y vapor ya no coexisten. Generalmente se determina en el punto
de ebullición de la sustancia y se corrige para tabular el valor en condiciones normales.

Diagramas de fase

Los diagramas de fase son gráficos que proporcionan información acerca de las condiciones de P y T en
las cuales una sustancia puede existir en alguna(s) de sus tres fases, sólido, líquido o gas. Todo diagrama
de fases presenta las siguientes características:

 Es un diagrama presión versus temperatura.

 Presenta un punto triple, A, donde las tres fases sólido, líquido y gas se encuentran en
equilibrio.
 Presenta un punto crítico, B, que es el extremo de la curva de presión de vapor. La temperatura
en este punto se llama temperatura crítica y la presión se denomina presión crítica. A
temperaturas mayores a la temperatura crítica una sustancia no se puede licuar (pasar de gas a
líquido), independientemente de lo elevada que sea la presión.

El aspecto general del diagrama de fases es el siguiente:

Los diagramas de fase permiten predecir los cambios de punto de fusión, punto de ebullición y punto de
sublimación de una sustancia, debido a las variaciones de la presión externa.

Diagrama de fase de una sustancia pura

Los diagramas de fase más sencillos son los de presión - temperatura de una sustancia pura, como
puede ser el del agua. En el eje de ordenadas se coloca la presión y en el de abscisas la temperatura.
Generalmente, para una presión y temperatura dadas, el cuerpo presenta una única fase excepto en las
siguientes zonas:
  Punto triple: En este punto del diagrama coexisten los estados sólido, líquido y gaseoso. Estos
puntos tienen cierto interés, ya que representan un invariante y por lo tanto se pueden utilizar
para calibrar termómetros.
 Los pares (presión, temperatura) que corresponden a una transición de fase entre:
 Dos fases sólidas: Cambio alotrópico;
 Entre una fase sólida y una fase líquida: fusión - solidificación;
 Entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación - deposición (o sublimación inversa);
 Entre una fase líquida y una fase vapor: vaporización - condensación (o licuefacción).

Es importante señalar que la curva que separa las fases vapor-líquido se detiene en un punto llamado
punto crítico. Más allá de este punto, la materia se presenta como un fluido supercrítico que tiene
propiedades tanto de los líquidos como de los gases. Modificando la presión y temperatura en valores
alrededor del punto crítico se producen reacciones que pueden tener interés industrial, como por
ejemplo las utilizadas para obtener café descafeinado.

Es preciso anotar que, en el diagrama P-T del agua, la línea que separa los estados líquido y sólido tiene
pendiente negativa, lo cual es algo bastante inusual. Esto quiere decir que aumentando la presión el
hielo se funde, y también que la fase sólida tiene menor densidad que la fase líquida.

Clasificación del estado solido

Solidos Amorfos

El sólido amorfo es un estado sólido de la materia, en el que las partículas que conforman el sólido
carecen de una estructura ordenada. Estos sólidos carecen de formas y caras bien definidas. Esta
clasificación contrasta con la de sólidos cristalinos, cuyos átomos están dispuestos de manera regular y
ordenada formando redes cristalinas.

Muchos sólidos amorfos son mezclas de moléculas que no se pueden apilar bien. Casi todos los demás
se componen de moléculas grandes y complejas. Entre los sólidos amorfos más conocidos destaca el
vidrio.

Un mismo compuesto superdo, según el proceso de solidificación, puede formar una red cristalina o un
sólido amorfo.

Solidos cristalinos

Este tipo de sólidos presentan propiedades físicas y químicas definidas y están en función de la
constitución química. Sin embargo observamos que presentan puntos de fusión fijos y se rompen
siempre a lo largo de superficies definidas.

LASIFICACION DE LOS SOLIDOS POR EL TIPO DE ENLACE.

Sólidos Iónicos

En este tipo de compuestos la red cristalina se forma por iones que se mantienen unidos por marcadas
fuerzas electrostáticas. Estos iones tienen que ser positivos o negativos. La agrupación no se limita a dos
iones de signo opuesto, sino que en torno al ión negativo se crea un campo eléctrico que permite que
los iones positivos se sitúen rodeando al anión; lo mismo ocurre alrededor del catión, pero en sentido
inverso. El enlace iónico determina muchas de las propiedades de los sólidos iónicos. Presentan puntos
de fusión y de ebullición altos, son duros y frágiles, en su estado de fusión son buenos conductores de la
electricidad, si contienen cationes y aniones muy cargados son insolubles en agua
La forma de empaque de los iones depende de los tamaños relativos de las partículas positivas y
negativas. Si ambos iones son de aproximadamente el mismo tamaño, el empaque es de tipo cúbico
centrado en el cuerpo, por ejemplo, CsCl. Si la relación de radios de los iones positivos a los iones
negativos es inferior a la del CsCl, el ampaque es cúbico centrado en las caras, como en el caso del NaCl.

Sólidos Covalentes

Estos a su vez se dividen en atómicos y moleculares.

Atómicos.- Se unen entre sí a través de enlaces normalmente covalentes. El enlace covalente es muy
fuerte, poseen estructuras muy compactas, sus puntos de fusión y de ebullición son muy altos, son
malos conductores, frágiles duros e insolubles en todos los disolventes (Diamante, Grafito, Cuarzo, etc.).

Existe una red definida de átomos unidos entre sí mediante enlaces covalentes y es prácticamente
imposible señalar una molécula individual de la estructura.

En la estructura del Diamante, cada átomo de carbono está covalentemente enlazado a otros cuatro
átomos distribuidos tetraédricamente. En cada uno de los enlaces C-C, los electrones se encuentran
apareados y rígidamente localizados entre los dos átomos. La dureza del Diamante se debe a que cada
enlace C-C es una parte integral de una red gigantesca y para lograr una hendidura, esto es, la ruptura
de unos cuantos enlaces, es casi necesario romper la totalidad de la pieza.

Moleculares

Las fuerzas más pequeñas entre las partículas se encuentran en este tipo de sólidos. Están compuestas
de moléculas que son relativamente inertes entre sí. El acomodo de las moléculas en este tipo de
cristales esta determinado por sus formas, carácter dipolar y polarizabilidad. Como estas fuerzas son
pequeñas, estas sustancias exhiben puntos de fusión y de ebullición bajos, son suaves, frágiles, su
conductividad es muy pequeña, debido a que las moléculas mismas están enlazadas por covalencia y la
movilidad de electrones entre moléculas es extremadamente pequeña (alcanfor, naftaleno, yodo, etc.).

La más importante de éstas fuerzas es la atracción dipolo-dipolo , que es la que existe en los
compuestos covalentes constituidos por moléculas polares. Las moléculas de una gota de agua se atraen
entre sí de tal manera que los extremos del oxígeno, más densos en electrones, se orientan hacia los
extremos de hidrógeno de otras moléculas, esto es el átomo de hidrógeno de una molécula es atraído
hacia el átomo de oxígeno de otra (puente de hidrógeno). El empaque de las moléculas de un sólido es
menos compacto que en el estado líquido; por lo tanto, en el estado sólido existen más espacios vacíos
entre las moléculas. Por esta razón, el volumen del hielo es mayor que el volumen del mismo peso de
agua líquida.

La naturaleza de las propiedades de una sustancia depende de la naturaleza de las partículas unitarias
de que está compuesta. A su vez, la naturaleza de las partículas, en sus aspectos tales como la geometría
de las moléculas, etc. Depende las estructuras electrónicas de los átomos componentes.

Sólidos metálicos

Sus átomos tienen electrones de valencia fácilmente desligables (potencial de ionización bajo) y esto
hace que todos los átomos metálicos formen iones positivos. En un trozo de metal, los meollos atómicos
se mantienen unidos en un mar de electrones móviles. Por lo tanto, las partículas de un sólido metálico
son iones positivos atraídos por los electrones situados entre ellos. Un átomo metálico puede
considerarse como un núcleo cuya carga positiva está bien apantallada por los electrones internos, y
cuyos escasos electrones de los niveles de valencia, forman una nube móvil que rodea al conjunto.
Conclusiones:

Esta teoría se basa en dos postulados fundamentales.

La materia es discontinua, es decir, está formada por un gran nº de partículas separadas entre sí.

Estas partículas materiales se encuentran en constante movimiento debido a dos clases de fuerzas: de
cohesión y de repulsión

Las fuerzas de cohesión tienden a mantener las partículas materiales unidas entre sí.

Las fuerzas de repulsión tienden a dispersar las partículas y a alejarlas unas de otras.

Direcciones de Internet

http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/54-propiedades-de-los-liquidos

http://es.wikipedia.org/wiki/Diagrama_de_fase

http://ovillano.mayo.uson.mx/estados%C3%B3lido.htm

http://es.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3lido_amorfo