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Tema 2: Sistemas Materiales
1) Teoría Cinético- molecular
La teoría cinético-molecular es una teoría basada en las propiedades de los gases que se usa para tratar de
explicar fenómenos macroscópicos a través de la estructura interna microscópica de los mismos.
La materia está formada por átomos y moléculas. Los átomos se unen entre sí mediante unas fuerzas muy grandes
y difíciles de romper, llamadas enlace químico. Pero las moléculas también se unen entre sí mediante unas fuerzas,
más débiles, que se llaman fuerzas intermoleculares.
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Animación /Unidad 2
Interactivo 31/ Teoría
cinética

2) Estados de agregación de la materia: cambios de estado
Toda los sistemas materiales se pueden presentar en los 3 posibles estados de agregación: sólido, líquido y
gaseoso según las condiciones externas a las que se encuentre (sobre todo la temperatura y la presión como se
podrá ver más adelante). La intensidad de sus fuerzas intermoleculares determinará en que estado de agregación
se presente un determinado sistema material.
Cuando un sistema material cambia de estado la masa del sistema permanece constante pero el volumen varía
con lo que variará su densidad.
A nivel macroscópico las propiedades de los sistemas materiales son:

Modificando las condiciones externas, es decir la presión y la temperatura, la materia pasa de un estado a otro,
produciéndose los siguientes cambios de estado de la materia:

A continuación, trataremos de explicar las propiedades de los estados de agregación según la teoría cinética
molecular, es decir, considerando las moléculas y átomos que componen la materia y las fuerzas intermoleculares
que las mantienen unidas.
2.1) Sólido
Los átomos y moléculas que forman los sólidos están ordenadas en
el espacio, formando lo que se llama estructura cristalina. Esa
estructura cristalina se manifiesta en el sólido haciendo que éste
tenga una forma geométrica. Así, por ejemplo, los granos de sal son
pequeños cubos y los minerales tienen formas regulares. Pero la
mayoría de las veces esta forma geométrica es tan pequeña que se
precisa el empleo de un microscopio para poder verla.
Esto no significa que las moléculas y átomos que forman los sólidos
estén en reposo. Debido a la temperatura, se están moviendo
continuamente (como todos los átomos y moléculas). Pero los átomos
están enlazados por unas fuerzas que impiden que se muevan
libremente y sólo pueden vibrar, pero sin separarse demasiado de
su posición, como si estuvieran unidas mediante un muelle que se
encoje y expande continuamente.

2.2) Líquido
Un líquido, como un sólido, es incompresible, de forma que su volumen no cambia. Pero al contrario que el sólido,
el líquido no tiene una forma fija, sino que se adapta al recipiente que lo contiene.
En el líquido, los átomos y moléculas no están unidos tan fuertemente
como en el sólido. Por eso tienen más libertad de movimiento y, en lugar
de vibrar en un sitio fijo, se pueden desplazar y moverse, pero siempre
se desplazan y mueven una molécula junto a otra, sin separarse
demasiado. Es como si estuvieran bailando, de forma que se pueden
mover, pero siempre cerca una de otra.
En la superficie del líquido, las moléculas que lo forman se escapan al
aire, el líquido se evapora. Si el recipiente que contiene el líquido
está cerrado, las moléculas que se han evaporado pueden volver al
líquido, y se establece así un equilibrio, de forma que el líquido no se
pierde. Si el recipiente está abierto, las moléculas que escapan del
líquido al aire son arrastradas por éste y no retornan al líquido, así
que la masa líquida acaba por desaparecer. Es por esto que las ropas
se secan y más rápidamente cuanto más viento haya, ya que el viento
ayuda a arrastrar las moléculas que se han evaporado.

2.3) Gases
Si los sólidos tienen una forma y un volumen fijos y los líquidos un volumen fijo y una forma variable, los gases
no tienen ni una forma fija ni un volumen fijo. Se adaptan al recipiente que los contiene y, además, lo ocupan
completamente. Si el recipiente que ocupa el gas es flexible o tiene una parte móvil, resulta fácil modificar su
forma y su volumen, alterando la forma y volumen del gas que hay en su interior.
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

3) Temperatura y presión según la teoría cinético molecular
En la primera parte del tema ya definimos varias magnitudes importantes a la hora de definir la materia (masa,
volumen y densidad). En este apartado definiremos otras dos magnitudes muy importantes a la hora de conocer
cómo se presentan los sistemas materiales que son la temperatura y la presión
3.1) Temperatura
La Temperatura es una propiedad de la materia que está relacionada con la sensación de calor o frío que se
siente en contacto con ella. Cuando tocamos un cuerpo que está a menos temperatura que el nuestro sentimos
una sensación de frío, y al revés de calor. Sin embargo, aunque tengan una estrecha relación, no debemos
confundir la temperatura con el calor.
Cuando dos cuerpos, que se encuentran a distinta temperatura, se ponen en contacto, se produce una
transferencia de energía, en forma de calor, desde el cuerpo caliente al frío, esto ocurre hasta que las
temperaturas de ambos cuerpos se igualan. En este sentido, la temperatura es un indicador de la dirección que
toma la energía en su tránsito de unos cuerpos a otros.
Actualmente se utilizan tres escalas para medir al temperatura, la escala Celsius es la que todos estamos
acostumbrados a usar, la Fahrenheit se usa en los países anglosajones y la escala Kelvin de uso científico.

3.1) Temperatura
Visto desde el punto de vista de la teoría cinético molecular la temperatura de un
cuerpo es una magnitud relacionada con la velocidad o agitación (energía cinética) a
la que se mueven las moléculas que lo constituyen. Cuanto mayor es la temperatura,
con mayor velocidad se mueven las moléculas y, a menor temperatura, menor es la
velocidad. Cuando las moléculas no se mueven, se ha alcanzado la temperatura más
baja posible, que es -273 ºC (0 grados kelvin denominado cero absoluto)
Sólido
Líquido Gas

3.2) Presión
Las partículas de los gases colisionan en su movimiento caótico contra las paredes del recipiente. La presión es una
magnitud física que es explicada como el resultado macroscópico de las fuerzas implicadas por las colisiones de las
moléculas del gas con las paredes del contenedor.
A mayor número de choques y mayor energía de estos contra las paredes del recipiente mayor en la presión de un material.
Meteorología sencilla
Animación /32a/ Presión y
teoría cinética

4) Cambios de estado según la teoría cinético molecular
4.1) Influencia de la temperatura
Los estados de agregación no son fijos e inmutables. Dependen de la temperatura. Si sacamos hielo del congelador, estará a
-10 ó -20ºC. Empieza a calentarse, pero seguirá siendo hielo. Cuando la temperatura alcance los 0 ºC empezará a fundirse,
ya que 0 ºC es la temperatura de fusión del hielo, es el punto de fusión. Tendremos entonces hielo y agua a 0 ºC. Mientras
haya hielo y agua, la temperatura será de 0 ºC, por mucho que lo calentemos, porque mientras se produce el cambio de
estado la temperatura permanece fija.
Una vez que se ha fundido todo el hielo, el agua, que estaba a 0 ºC empezará a subir de temperatura otra vez y cuando
llegue a 100 ºC empezará a hervir, ya que 100 ºC es la temperatura de ebullición del agua, es su punto de ebullición. Puesto
que se está produciendo un cambio de estado, la temperatura no variará y mientras el agua hierva, permanecerá constante
a 100 ºC. Cuando todo el agua haya hervido y sólo tengamos vapor de agua, volverá a subir la temperatura por encima de los
100 ºC.
Lo mismo ocurrirá a la inversa. Si enfriamos el vapor de agua,
cuando su temperatura alcance los 100 ºC empezará a formar
agua líquida y su temperatura no cambiará. Cuando todo el vapor
se haya convertido en agua, volverá a bajar la temperatura
hasta llegar a 0 ºC, a la que empezará a aparecer hielo y que
quedará fija. Cuando toda el agua se haya convertido en hielo,
volverá a bajar la temperatura. Es decir, mientras se produce
un cambio de estado la temperatura permanece fija y
constante, siendo la misma tanto cuando enfriamos como cuando
calentamos, aunque cada sustancia cambiará de estado a una
temperatura propia.

4.1) Influencia de la temperatura
- En el estado sólido las partículas están ordenadas y se mueven oscilando alrededor de sus posiciones. A medida que
calentamos el sólido (aumentamos su temperatura), las partículas aumentan su velocidad aumentando su energía cinética
pero conservan sus posiciones. Cuando la temperatura alcanza el punto de fusión (0ºC en caso del agua) 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.
Lo mismo ocurrirá a la inversa si la temperatura desciende en
vez de aumentar

4.1) Influencia de la presión
Cuando sobre un gas se aumenta la presión se disminuye la distancia que hay entre las partículas y , por tanto, aumenta
la fuerza de atracción entre ellas. Puede ocurrir que tanto aumentar la presión del gas se produzca un cambio de estado a
líquido. Si continua el proceso en el caso del líquido podríamos provocar el cambio de estado a sólido (este proceso también
es aplicable si se disminuye la presión provocándose el cambio de manera inversa sólido-líquido-gas).
Animación /33/ Presión y
temperatura en los cambios de
estado

5) Leyes de los gases
En esta parte del tema trataremos de analizar qué relación existe entre la presión, volumen y temperatura de un material
de acuerdo a tres leyes fundamentales de la materia: la ley de Boyle-Mariotte, la ley de Charles y de ley de Gay-Lussac.
5.1) Ley de Boyle-Mariotte
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus
trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y
Mariotte.
En un proceso a temperatura constante (proceso isotermo) Al aumentar el volumen de un
gas, las moléculas que lo componen se separarán entre sí y de las paredes del recipiente
que lo contiene. Al estar más lejos, chocarán menos veces y, por lo tanto, ejercerán una
presión menor. Es decir, la presión disminuirá. Por el contrario, si disminuye el volumen de
un gas las moléculas se acercarán y chocarán más veces con el recipiente, por lo que la
presión será mayor. La presión aumentará.
Es una ley que analiza la variación de la presión y el volumen cuando la temperatura
permanece constante (proceso isotermo)

5.2) Ley de Charles
Fue descubierta en 1787 por Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra
de gas a presión constante (proceso isóbaro) y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también
aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía
Si el recipiente puede agrandarse o encogerse (variar su volumen), al aumentar la
temperatura y producirse más choques, estos harán que el recipiente se expanda, por lo
que el volumen de gas aumentará. Y por el contrario, si la temperatura disminuye, el
volumen también disminuirá. Siempre que la presión no cambie.
Es una ley que analiza la variación de la temperatura y el volumen cuando la presión
permanece constante (proceso isóbaro)

5.3) Ley de Gay-Lussac
Fue descubierta en 1800 por Joseph Louis Gay-Lussac quien estudió por primera vez la relación entre la presión y la
temperatura de una muestra de gas a volumen constante (proceso isócoro, isocórico o isométrico) y observó que cuando se
aumentaba la temperatura la presión del gas también aumentaba y que al enfriar la presión disminuía
Al aumentar la temperatura de un gas, sus moléculas se moverán más rápidas y no sólo
chocarán más veces, sino que esos choques serán más fuertes. Si el volumen no cambia, la
presión aumentará. Si la temperatura disminuye las moléculas se moverán más lentas, los
choques serán menos numerosos y menos fuertes por lo que la presión será más pequeña.
Es una ley que analiza la variación de la temperatura y el presión cuando el volumen
permanece constante (proceso isócoro, isocórico o isométrico)

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