Mantenimiento del estado físico por fuerzas moleculares – Química

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El número de átomos naturales que componen el universo accesible es de 92, noventa y dos partículas distintas, los átomos, que, según su configuración y capacidad de combinación, forman toda la materia que conocemos. Matemáticamente, este número de partículas puede tomar diferentes formas de combinación tendiendo al infinito. Ya se han desarrollado varios conceptos para esta unidad mínima de materia, y hoy el átomo se considera como la unidad más pequeña de materia que conserva sus propiedades químicas y físicas.

Hoy sabemos que todos los objetos que nos rodean están formados por átomos, iguales o diferentes. La materia es una combinación de algunas de estas 92 partículas. Estos átomos, cuando se combinan, forman moléculas, que pueden ser de forma iónica, covalente o metálica. En otras palabras, los electrones periféricos, llamados por la química de los electrones de valencia, que en un momento anterior estaban en orbitales atómicos, comienzan a constituir orbitales moleculares.

Las moléculas tienen una constitución definida. En el caso de la molécula de agua, por ejemplo, hay tres átomos que constituyen un conjunto ordenado, lo que le confiere propiedades y características específicas. En este caso, se trata de dos átomos de hidrógeno unidos covalentemente a un átomo de oxígeno, en una geometría angular, geometría que garantiza aspectos bien conocidos, como su alto punto de ebullición (100 ° C) y su expansión (aumento de volumen) cuando pasando a estado sólido.

El enlace covalente citado es de naturaleza intramolecular; sólo constituye la molécula por la unión de sus unidades, los átomos. Sin embargo, lo que mantiene adheridas a las moléculas son las fuerzas intermoleculares, porque, por ejemplo, al calentar una muestra de agua a estado de vapor, estas moléculas de agua se desprenden entre sí, pero no se descomponen. Su naturaleza química se mantiene, incluso si se encuentra en otro estado físico de la materia.

Esta muestra de agua, cuando está en estado de vapor, se rige por leyes definidas que predicen su comportamiento futuro. «Hemos aprendido desde la escuela secundaria cómo describir un gas mediante la ecuación PV = nRT. Sin embargo, esta es una ecuación que funciona bien solo para gases ideales, gases idealizados, que en realidad no existen, y se ajustan a todos los postulados de la teoría cinética molecular para gases ideales. Gases formados por partículas sin tamaño y sin atracción ni repulsión entre sí. Un gas ideal nunca se licua. Sin embargo, es suficiente bajar la temperatura y / o aumentar la presión en un gas real que pronto cambia a estado líquido. El físico alemán van der Waals corrigió esta ecuación en 1881, incorporando dos parámetros: uno que trata precisamente de las interacciones intermoleculares.«1.

Referencias:
1. http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/artigos/forcas_intermoleculares.html
ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Principios de la química: cuestionando la vida moderna y el medio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001.

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