Estados de la Materia. Generalidades. FÍS.

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Física

1. Estados de agregación. El problema de la discontinuidad o continuidad de la materia ha sido discutido hasta una época relativamente cercana. Fueron los trabajos de Lavoisier (1783) y Proust (1815) los que pusieron en evidencia que la materia tiene una estructura discontinua, idea que ya había sido preconizada por Demócrito de Abdera, filósofo griego del s. v a. C.

Las porciones más pequeñas, con cuyo conjunto puede formarse un cuerpo, se llaman moléculas (v.), las que, a su vez, están constituidas por partículas que reciben el nombre de átomos (v.), palabra que en griego quiere decir indivisible. Los griegos atribuían a los átomos una forma, un peso, un color y otras cualidades. Es la Física de las cualidades que impera hasta el s. xvii. Descartes y Leibniz atribuyen a los átomos solamente propiedades geométricas y mecánicas, y conciben a la energía como formando parte del átomo. Piensan que la materia está siempre ligada a la energía: "no se puede concebir la materia separada de la energía".

El número de moléculas que existen (distintas en cuanto a composición o en cuanto a estructura) es extraordinariamente elevado, casi podría decirse que infinito. El número de átomos distintos, por el contrario, es muy reducido: sólo 104, los correspondientes a los 104 elementos químicos (v.) conocidos, los cuales, parece ser, son los únicos que integran la totalidad de la materia que existe en el Universo. Entre las moléculas que forman un determinado material existen fuerzas que, incluso para un mismo compuesto, el agua, p. ej., toman diferentes valores según las condiciones exteriores a que se encuentra sometido. Por ello las moléculas se comportan de manera diferente, pudiendo presentarse los cuerpos en tres estados de agregación.

En los cuerpos sólidos, las moléculas están rígidamente unidas unas con otras, por lo que hay dificultad para romperlos o deformarlos. Los átomos que integran aquellas moléculas se limitan a realizar pequeñas vibraciones alrededor de su posición de equilibrio; es la llamada agitación térmica. Su nombre proviene de que la violencia de las vibraciones aumenta con la temperatura. Las moléculas que integran los cuerpos líquidos, tienen mayor libertad de movimiento y pueden, con facilidad, resbalar las unas sobre las otras. Sin embargo, cuando se comprime un líquido, se ve que hacen falta fuerzas muy intensas para conseguir disminuciones prácticamente insignificantes de volumen. La explicación es que las fuerzas intermoleculares (v) se hacen repulsivas cuando las distancias entre las moléculas son muy pequeñas. Las moléculas que forman los cuerpos gaseosos tienen una gran libertad de movimiento, debido a que las fuerzas intermoleculares son prácticamente nulas. Solamente en el caso fortuito de un choque entre moléculas hay que tenerlas en consideración. Las moléculas se mueven con grandes velocidades y en todas direcciones dentro del recinto que contiene un gas. El desorden en que se mueven origina lo que se llama el caos molecular.

Actualmente se considera un cuarto e. de agregación, que recibe el nombre de plasma (v.). Los átomos, en esencia, se pueden considerar constituidos por un núcleo (v.) central pesado, cargado positivamente, y una envoltura exterior, formada por electrones (v.), cargada negativamente. El conjunto es eléctricamente neutro. Pues bien, el llamado plasma está formado por átomos que han perdido totalmente su carga negativa. Sus propiedades son tan importantes que su estudio constituye lo que ha dado en llamarse Física del plasma.

En lo referente al e. sólido (v. u), los físicos consideran solamente como cuerpos sólidos aquellos que tienen una estructura cristalina; es decir, aquellos cuyas moléculas se repiten periódicamente a lo largo de tres dimensiones. Por ello algunos autores sólo consideran dos e. de agregación, el sólido y el amorfo. En este último se incluyen también los líquidos y los gases.

Además de los e. de agregación definidos, aún pueden considerarse otros, que representan, o bien casos particulares, o casos de transición entre unos y otros.

En 1888 Reinitzer descubrió sustancias que dentro de un intervalo de temperaturas son líquidos; es decir, apenas presentan resistencia a que unas partes resbalen sobre las otras. Recibieron el nombre de e. mesomórficos (mejor diríamos fases mesomórficas). Entre ellos se distinguen dos tipos característicos, el grupo de los esmécticos y el de los nemáticos. Los e. esmécticos se caracterizan porque las moléculas están dispuestas en capas sucesivas; es decir, se comportan como cuerpos solamente bidimensionales. Las cadenas moleculares se sitúan más o menos perpendicularmente a las "hojas" que constituyen el cuerpo. Cuando se observa una gota al microscopio, parece estar formada por una serie de gotitas, aunque en realidad es un volumen continuo de líquido. Ejemplos típicos son los jabones y los detergentes, en los que el agua se intercala entre las "hojas" moleculares. En el e. nemático las moléculas también se disponen paralelas unas a otras, pero no forman las hojas características del e. anteriormente definido. Con facilidad las moléculas resbalan a lo largo de la dirección prácticamente común para todas ellas.

2. Fuerzas intermoleculares. La existencia simultánea de fuerzas moleculares atractivas y repulsivas se puede explicar de la siguiente manera: admitamos que se tiene una molécula situada (fig. 1) en un punto 0, a la que quiere aproximarse otra molécula idéntica, situada, originariamente, en A. Consideremos una esfera con centro en O y radio r (la llamada esfera de acción molecular). Generalmente el valor de r es del orden de la millonésima parte de centímetro. Mientras la distancia OA es mayor que r, las moléculas "se ignoran"; es decir, no se ejercen fuerzas entre sí. Tan pronto como A alcanza la esfera de acción molecular, aparece una fuerza atractiva entre ambas moléculas que aumenta a medida que disminuye la distancia OA, hasta alcanzar un máximo para una cierta distancia crítica OB (diferente para cada clase de moléculas), a partir de la cual la intensidad de la fuerza disminuye hasta anularse (d stancia OC). Cuando sobrepasa esta última distancia el sentido de la fuerza cambia, transformándose en una fuerza repulsiva cuya intensidad aumenta rápidamer e para distancias aún menores que OC. La naturaleza d estas fuerzas es complicada, pues no es solamente d , tipo gravitatorio, sino también eléctrica y magnética.

El estudio de las interacciones que tienen lugar en el seno íntimo de la materia es una de las cuestiones que más atraen la atención de los físicos en el momento actual. El problema es muy difícil, y una de sus primeras conclusiones es tener que considerar las llamadas fuerzas de intercambio. Las fuerzas moleculares atractivas que existen en un material se llaman fuerzas de cohesión, para distinguirlas de las llamadas fuerzas de adhesión. La dificultad con que se tropieza para levantar una placa de vidrio húmeda de encima de una superficie plana pulida es debida, precisamente, a la presencia de las fuerzas de adhesión.

3. Homogeneidad e isotropía. Un cuerpo es homogéneo cuando todos los trozos que saquemos de él tienen las mismas propiedades. Se dice que un cuerpo es isótropo cuando, elegido un punto cualquiera en su interior, las propiedades físicas son siempre las mismas a lo largo de cualquier dirección que parta de aquel punto.

En condiciones normales son isótropos todos los líquidos y gases, pero no lo son, en general, los sólidos. Por ej., un cristal de calcita no se comporta frente a la luz del mismo modo a lo largo de la dirección de su eje óptico que a lo largo de otra cualquiera. En el primer caso, -a un rayo incidente le corresponde uno refractado, mientras que en el segundo al mismo rayo incidente le corresponden dos rayos refractados (fenómeno de la doble refracción). Algunos líquidos, p. ej., el nitrobenceno, dejan de ser isótropos si se establece en su interior un campo eléctrico (birrefringencia eléctrica). También las propiedades elásticas de algunos sólidos, son diferentes a lo largo de direcciones distintas. Los cuerpos que no son isótropos reciben el nombre de anisótropos. La homogeneidad y la isotropía son propiedades distintas, de forma que un cuerpo puede ser homogéneo y anisótropo.

4. Leyes fundamentales. La Química descubrió muy pronto que cada compuesto tiene una composición elemental fija y determinada. Así, cuando se descompone el agua en sus dos elementos, oxígeno e hidrógeno, aparecen 8 g. del primero por cada gramo del segundo. Cuando, por el contrario, quiere sintetizarse el agua a partir de sus elementos, es necesario conservar aquella proporción, de manera que no es posible conseguirlo si las proporciones de oxígeno e hidrógeno no están en la relación 8/1. Lo mismo sucede con cualquier otro compuesto.

La explicación del hecho anterior no ha podido darse hasta que se desarrolló la teoría atómica. Sin embargo, los químicos fueron ya capaces de enunciar la ley de las proporciones definidas en esta forma: En la formación de un compuesto, la cantidad de un elemento que se combina con un peso fijo de otro es siempre la misma. La ley fue enunciada por Proust a comienzos del s. xix. Dalton, a su vez, enunció la ley de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos A y B se unen para formar más de un compuesto, los pesos de B que se unen con un determinado peso de A se encuentran entre sí en la relación de los números enteros más pequeños. Un ejemplo típico lo constituyen los distintos óxidos de nitrógeno:

Nitrógeno Oxígeno

N20 óxido nitroso ... ... ...44,01 g. 28,01 g. 16,00 g.

NO óxido nítrico ... ... ...60,01 g. 28,01 g. 32,00 g.

N203 Trióxido de nitrógeno ...76,01 g.28,01 g.48,00 g. N204 Tetróxido de nitrógeno.92,01 g. 28,01 g. 64,00 g. N205 Pentóxido de nitrógeno. 108,01 g. 28,01 g. 80,00 g. Como se ve, el contenido en gramos de oxígeno que se combinan, en cada caso, con los 28,01 gramos de nitrógeno, están en la relación 1:2:3:4:5.

Una ley análoga puede enunciarse para los volúmenes de los gases que entran en una combinación química. Así, en el fenómeno de la electrólisis (v.) del agua, el volumen del hidrógeno que aparece es siempre doble que el correspondiente volumen de oxígeno. Gay-Lussac en 1808 y Avogadro en 1811 enunciaron, respectivamente, como consecuencia de aquel hecho y de otros que no mencionamos, que: 1) Cuando dos o más gases reaccionan para formar una sustancia gaseosa, los volúmenes correspondientes, medidos en las mismas condiciones, se encuentran en la relación de números enteros pequeños. 2) Bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases (sea cualquiera su naturaleza) contienen el mismo número de moléculas.

Cuando la presión que actúa sobre el gas es de una atmósfera (1,013x105 N/m2) y la temperatura es de cero grados centígrados, el número de moléculas de cualquier gas contenidas en un volumen de 22,4 1. es 6,02 X 1023. Este número es una constante universal conocida con el nombre de número de Avogadro.

En la fig. 2 se representa esquemáticamente la descomposición electrolítica del agua y la citada ley de Avogadro. En efecto, cada una de las moléculas del hidrógeno y del oxígeno están formadas por dos átomos, y la molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. En a) se representan dos moléculas de agua; en b) dos volúmenes de hidrógeno, y en c) un volumen de oxígeno; cada volumen contiene el mismo número de moléculas. Nosotros sólo hemos representado una molécula en cada volumen, pero el número de moléculas contenidas en dos gramos de hidrógeno ó 32 de oxígeno es el mismo, 6,02X1023.

5. Cristales. a) Cristales fónicos. Están formados por iones (v. IONIZACIÓN) positivos y negativos. Las fuerzas que mantienen unidos estos iones son exclusivamente de tipo eléctrico. Un ejemplo clásico de esta clase de cristales lo constituye el cloruro sódico. Los átomos de cloro y de sodio están situados alternadamente a lo largo de tres direcciones perpendiculares, siendo la longitud de la arista del cubo 5,627.10-8 cm. Como se ve en la fig. 3, los átomos de Cl ocupan los vértices y los centros de las aristas y el centro del cubo. A lo largo de las tres direcciones perpendiculares encontramos, a la distancia de 2,89.10-8 cm., alternativamente, átomos de Cl y de Na. Cada átomo de Cl está rodeado por seis de Na, de la misma manera que cada átomo de Na está rodeado por seis de Cl. Es decir, el índice de coordinación es seis. El concepto químico de molécula NaCI pierde consistencia, toda vez que en la malla cristalina del compuesto no es posible aislar una molécula, ya que cada uno de los átomos que podrían integrarla puede pertenecer simultáneamente a seis moléculas. Además, como las fuerzas que se desarrollan se extienden por todo el cristal, de unidad en unidad, es legítimo considerar el cristal completo como una sola molécula. Como propiedades generales de este tipo de cristales pueden citarse el que son duros, fácilmente solubles en el agua, en la que se ionizan, su punto de fusión está comprendido entre 7000C y 1.000° C y son conductores de la electricidad.

b) Cristales atómicos. Las unidades que constituyen la red cristalina son átomos, y las fuerzas que los mantienen unidos son fuerzas de valencia; es decir, están originadas por aquellos electrones de la capa externa de los átomos que se comparten entre dos átomos contiguos (enlace covalente o polar). Como estos enlaces se extienden de átomo en átomo, a través de todo el cristal, puede también considerarse al cristal como una molécula única. El ejemplo característico de esta clase de cristales es el diamante (fig. 4). Cada átomo de carbono está rodeado por otros cuatro, formando un tetraedro, perteneciendo cada átomo a dos tetraedros. Esquemáticamente podemos representar este tipo de enlace tal y como se indica a continuación. Los ocho puntos que rodean al carbono central representan los ocho electrones que componen su órbita exterior saturada. Cada carbono comparte un electrón con uno de los contiguos.

C C:.C:C C

Otros cristales de este tipo son Si, SiC, Be0, etc. Suelen ser muy duros, muy poco volátiles y su volumen molecular es muy pequeño.

c) Cristales moleculares. En este tipo de cristales, a diferencia de lo que ocurre en los anteriores, las moléculas conservan su identidad dentro del cristal. Las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas son del tipo de las llamadas de van der Waals. Son fuerzas muy débiles, que se originan por la mutua interacción entre las capas electrónicas que rodean a las moléculas. A veces, las fuerzas que se desarrollan en este tipo de cristales pueden tener un origen eléctrico, motivado por la disimetría eléctrica de alguna clase de moléculas (llamadas entonces dipolos). Esta clase de fuerzas imperan, cuando existen, sobre las fuerzas de van der Waals.

En la fig. 5 se representa una estructura cristalina muy típica de un compuesto orgánico, la hexametilenotetramina (C6Ht2N4), urotropina, cuya estructura es cúbica, de cubos centrados; pero lo que ocupa los vértices y centros del cubo es, tal y como habíamos indicado, una molécula completa del compuesto.

d) Cristales metálicos. Los elementos que componen las redes de este tipo de cristales son iones positivos. Rodeando a ellos existen electrones "sueltos" que no pertenecen a ningún átomo determinado. Las fuerzas que mantienen unidos a los iones son de tipo eléctrico, y están originadas por las acciones entre los iones positivos y los electrones sueltos. Como propiedades generales de esta clase de cristales pueden citarse que son duros en general, conducen bien la electricidad y son poco volátiles.

La inmensa mayoría de estos cristales tienen una malla cúbica de caras centradas. Esto quiere decir que los átomos se agrupan según un motivo, constituido por un cubo, que se repite por todo el espacio ocupado por el cristal, en cada uno de cuyos vértices y en el centro de cada una de cuyas caras se encuentra un átomo.

En la fig. 6 se representa la estructura cristalina del silicato magnésico (olivino) de fórmula Si04Mg2, Como en ella se ve, cada átomo de silicio forma con los cuatro de oxígeno un tetraedro (enlace apolar), y los átomos de magnesio se intercalan de forma que cada uno de ellos está rodeado de seis átomos de oxígeno. El enlace de cada tetraedro con el Mg es de tipo polar. Es decir, este tipo de compuesto puede considerarse, en parte, como una transición entre los cristales iónicos y los atómicos (v. II). V. t.: MATERIA 11, 1.

L. BRD VILLASECA.

BIBL.: L. BRD, Física, 11 ed. Madrid 1967; 1. SANCHO, Química, 2 ed. Madrid 1967; R. P. FEYNMAN, Lectures on Physics, Nueva York 1963.