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APUNTES DE FUNDAMENTOS DE QUÍMICA 
 
1er Curso de Ciencias del Mar 
 
PARTE II: ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA 
MATERIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
JOSÉ MIGUEL A. HERRERA MELIÁN 
 
 
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Estados de agregación de la materia. 
1. Introducción. 
En la Naturaleza, la materia suele encontrarse bajo los tres estados de agregación: sólido, 
líquido y gaseoso, cuyas características generales son las siguientes: 
- Los sólidos tienen forma y volumen propios. Las partículas que los componen están muy 
ordenadas y las fuerzas de atracción entre ellas son muy grandes, por lo que no fluyen y son muy 
rígidos. 
- Los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene, aunque tienen volumen fijo. Las 
fuerzas atractivas son aún muy grandes, pero menores que en el caso de los sólidos, lo cual justifica que 
fluyan y que no tengan forma fija. 
- Los gases no tienen ni forma ni volumen propios, ajustándose al recipiente que los contiene. 
Aquí las fuerzas atractivas son muy débiles y la ordenación casi nula, por lo que tienden a 
expansionarse, y son fácilmente compresibles. 
Como vemos, el estado de agregación de una sustancia es función de la magnitud de las fuerzas 
atractivas y repulsivas, sin embargo, las fuerzas repulsivas sólo actúan a distancias cortas. En ambos 
extremos se encuentran los sólidos y gases ideales. En los distintos estados de agregación tenemos: 
 
 Estado de agregación 
 
 Fuerzas atractivas 
 
 Ordenación 
 
 Gas ideal 
 
 nulas 
 
 caos 
 
 Gas real 
 
 débiles 
 
 baja 
 
 Líquido 
 
 medias 
 
 media 
 
 Sólido real 
 
 altas 
 
 media-alta 
 
 Sólido ideal 
 
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 perfecta 
 
2. Cambios de estado. 
Que una sustancia se presente en un estado de agregación u otro depende de la presión y de la 
temperatura, ya que si aumenta la presión dismuye la distancia entre partículas, y si aumenta la 
temperatura aumenta su agitación (agitación térmica), y por tanto su movilidad. 
Si dejamos un poco de agua en un recipiente, al cabo de cierto tiempo desaparece 
 
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completamente. Habrá pasado al estado vapor. Este fenómeno se denomina evaporación y se produce 
sólo en la superficie del líquido. Si se cierra herméticamente el recipiente y la temperatura es de 20ºC, 
la presión interior, debida a la evaporación, llega a aumentar en 17,5 mm de Hg. Esta es la presión de 
vapor del agua a 20ºC. La presión de vapor depende de la temperatura y aumenta rápidamente con ella. 
Esto sucede con cualquier líquido. 
Si ahora calentamos agua en un recipiente sin cubrir, la presión de vapor irá aumentando con la 
temperatura, ya que la evaporación será cada vez más intensa. Cuando la presión de vapor llegue a 
igualar la presión atmosférica ocurre un nuevo fenómeno: el vapor comienza a originarse no sólo en la 
superficie, sino en cualquier punto interior del líquido y escapa formando burbujas. Es la ebullición. 
Cuando la presión en el interior del líquido se iguala a la presión atmosférica pueden formarse las 
burbujas y el líquido ebulle. La temperatura de ebullición es característica para cada sustancia y 
depende de la presión exterior o ambiente. Cuanto mayor sea la presión exterior mayor será la 
temperatura de ebullición. La cantidad de calor absorbida por 1 g de la sustancia mientras dura la 
ebullición, a presión constante, se denomina calor latente de ebullición. Si es por 1 mol se denomina 
calor molar de ebullición. 
El cambio de estado de sólido a líquido también puede estudiarse de forma semejante y, 
asimismo definir el punto de fusión, para el cual también se define el calor de fusión (por g ó por mol). 
En algunas sustancias (CO2, I2, etc.) se observa el paso directo de sólido a vapor. A este proceso 
se le denomina sublimación, y al calor asociado calor de sublimación. 
Las unidades de los calores de las transformaciones físicas y químicas son calorías, y en el 
Sistema Internacional los julios. Más usual es emplear múltiplos de estas cantidades, Kilojulios y 
Kilocalorías. Una caloría equivale a 4,18 julios. 
Los cambios de estado de vapor a líquido (licuación) o a sólido (sublimación regresiva), o de 
líquido a sólido (solidificación), son cambios que implican un desprendimiento de energía, igual y de 
signo contrario al producido en el proceso inverso. 
Los cambios de estado pueden estudiarse mediante los diagramas de fases o diagramas P-T, en 
los que se representan los distintos estados de agregación en función de la temperatura y la presión, así 
como los puntos de fusión, ebullición, etc. 
 
3. Los gases ideales 
El estado de gas ideal es un comportamiento extremo al cual pueden acercarse más o menos los 
gases reales. Para alcanzar el estado de gas ideal o perfecto deben desparecer totalmente las fuerzas 
atractivas entre las partículas que lo constituyen. Gases como N2, H2, O2 y He se acercan al 
comportamiento ideal a altas temperaturas y muy bajas presiones, de manera que aumenta la distancia 
 
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entre las partículas y disminuyen las fuerzas de atracción. 
 
3.1. Leyes de los gases ideales. 
Todos los gases, independientemente de su naturaleza química o del tamaño de sus moléculas 
responden a unas leyes muy sencillas: 
 
- Ley de Avogadro. Volúmenes iguales de dos gases distintos (medidos a las mismas presión y 
temperatura) contienen el mismo número de moléculas. Por tanto podemos decir el número de 
moléculas y también el de moles es proporcional al volumen que ocupa el gas. Matemáticamente: V= k 
n, a P y T ctes. 
 
Ejercicio nº 1. Cuando se quema un litro de un hidrocarburo gaseoso con exceso de oxígeno, se 
obtienen 2 litros de CO2 y 1 litro de vapor de agua, todos los gases medidos en las mismas condiciones 
de P y T, ¿cuál será la fórmula del hidrocarburo? 
 Solución: En primer lugar, al tratarse de un hidrocarburo (CxHy) suponemos que el compuesto 
sólo contiene C e H. Si suponemos comportamiento ideal para todos los gases podemos aplicar la Ley 
de Avogadro y considerar que 1 litro de cada uno de los distintos gases contiene el mismo número de 
moléculas. Supongamos que una molécula ocupa 1 litro (¡desde luego que sería un “pedazo de 
molécula”!). Si establecemos ese paralelismo 1 litro = 1 molécula resolvemos el problema fácilmente. 
Si prescindimos del oxígeno consumido en la reacción tenemos: 
1 litro de CxHy → 2 litros de CO2 + 1 litro de H2O 
1 molécula de CxHy → 2 moléculas CO2 + 1 molécula H2O 
CxHy → 2 CO2 + H2O 
Como tiene que cumplirse la ley de conservación de la masa, si aparecen 2 átomos de C (2 CO2), y 
como todo el C del CO2 viene del hidrocarburo, está claro que el hidrocarburo tiene 2 C, luego x= 2. 
Respecto al H ocurre lo mismo: todo el H viene del hidrocarburo y hay 1 molécula de agua, es decir 2 
átomos de H, luego el hidrocarburo tiene 2 átomos de H, es decir, y= 2. Luego la solución es C2H2. 
 
Ejercicio nº 2. En estado gaseoso, 45 ml de un elemento A reaccionan con 15 ml de un 
elemento B para producir 45 ml de un compuesto gaseoso de A y B. Los volúmenes se midieron a la 
misma presión y temperatura. Cuál de las siguientes ecuaciones corresponde a esta reacción? a) 3A + 
3B → 3 AB. b) A3 + 3 B→ 3 AB. c) 3A + B3 → 3 AB. d) 3A + B3 → A3B3. 
 Solución: Siguiendo el método anterior establecemos el paralelismo 1 volumen (en ml) = 1 
molécula, luego: 
 
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45 ml A + 15 ml de B → 45 ml de AB 
45 moléculas de A + 15 moléculas de B → 45 moléculas de AB 
si dividimos por 15 nos queda: 
3 A + B¿? → 3 AB 
Según esta expresión está claro que el compuesto B tiene que ser una molécula triple B3, para que se 
cumpla la ley de conservación de la masa. 
 
Ejercicio nº 3. 40,4 g de un gas noble ocupan el mismo volumen que 8 g de He en las mismas 
condiciones de P y T. ¿De qué gas noble se trata? 
Solución: Si ocupan el mismo volumen (a P y T iguales) tienen el mismo número de moles de 
moléculas: nº de moles de He = nº demoles de gas desconocido 
40,4/PM = 8 / 4 
de donde: Ne (P.A.= 20,2). 
 
Ejercicio nº 4. Un recipiente A contiene una mezcla de gases de composición en volumen 75 % 
de H2 y 25 % de N2; en otro recipiente B hay sólo NH3(g). La masa de gas en B es doble que en A, a 
iguales P y T. Todas las especies son inertes. Indicar V ó F: a) La densidad en ambos recipientes es la 
misma. b) N de moles en A= igual que en B. c) N de moles de NH3(g) en B es 4 veces el de N2(g) en 
A. d) Volumen gases en A=Volumen gases en B. 
 Solución: En las mismas condiciones de P y T, composición volumétrica equivale a 
composición en moles. Supongamos que en A hay 1 mol: 
 A: 0,75 moles de H2 masa en A: 0,75x2 + 0,25x28= 8,5 g. 
 0,25 moles de N2 moles totales en A: 1 mol. 
 
 B: NH3(g) masa en B= 2xMasa en A= 17 g. 
 PM= 17 moles en B= 17g/17= 1 mol. 
 Luego igual número de moles en A y B, y las mismas condiciones de P y T quiere decir igual 
volumen, pero al ser la masa distinta en A y en B, también deben serlo las densidades. Sol: a) falsa, el 
resto verdaderas. 
 
Ejercicio nº 5. Cuando un volumen del gas A reacciona con tres volúmenes de H2, se 
forman dos volúmenes del gas H3A (todos los gases medidos en condiciones normales de P y T). 
¿Cuál es el número de átomos que forman la molécula del gas A? Solución: 2. 
 
 
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- Ley de Boyle-Mariotte. Si a temperatura constante, aumentamos la presión que soporta un 
gas, éste se contrae, por lo que podemos decir que “a temperatura constante, el volumen que ocupa una 
masa de gas es inversamente proporcional a la presión a la que se le somete”. Es decir: P1 V1= P2 V2= 
k’ (una constante, un número) a T cte. 
 
Ejercicio nº 6. Un tanque de 100 l contiene nitrógeno a 25ºC y 1 atm de presión. Se conecta 
el tanque a otro, en el que previamente se ha hecho el vacío, y cuya capacidad es de 250 l. ¿Cuál 
será la presión que ejercerá el gas una vez que se haya repartido entre los dos recintos si al finalizar 
el proceso la temperatura no ha variado? 
Solución: Se trata de una transformación a temperatura constante (isotérmica), por lo que 
podemos aplicar la expresión: Pinicial Vinicial = PfinalVfinal
1 atm x 100 l = Pfinal x 350 l 
de donde Pfinal= 0.286 atm. 
 
- Ley de Gay Lussac-Charles. Si calentamos un gas a presión constante, éste aumenta su 
volumen, por lo que podemos decir que “a presión constante, el volumen ocupado por una masa fija de 
gas es inversamente proporcional a la temperatura”. Es decir: V1/T1= V2/T2= k’’. 
Además, si calentamos el gas a volumen constante la presión aumentará, por lo que tenemos que 
la presión y la temperatura de un gas a volumen constante, son inversamente proporcionales: P/T = 
P’/T’ = cte. 
Estudiando el efecto de la temperatura sobre el volumen de los gases, los investigadores 
observaron que para diferentes gases la expansión que experimentaban al ser calentados era 
aproximadamente igual para todos, y obtenían un coeficiente de dilatación α= 1/273.16. Los datos 
experimentales se podían expresar según la relación V= VT=0 (1 + αt), en la que se indica que la 
variación del volumen de un gas con la temperatura es lineal y su pendiente es α, el coeficiente de 
dilatación. 
De aquí surge la escala de temperaturas o escala Kelvin, cuyo valor mínimo es -273.16 oC, el 
cero absoluto, temperatura que corresponde al volumen nulo del gas. Este temperatura es una barrera 
física a la que no se puede acceder. 
 
 Ejercicio nº 7. Una botella de acero cerrada contiene 16 Kg de O2 a 25
oC y 10 atm de presión. 
Si la temperatura se eleva a 50oC, calcular la nueva presión. 
Solución: El volumen permanece constante, y la presión depende sólo de la temperatura, luego: 
P/T= P’/T’, es decir: 10/298 = P’/323, de donde P’= 10,84 atm. 
 
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Ejercicionº 8. Una masa de un gas a 18ºC ocupa un volumen de 500 cc en el interior de un 
émbolo. Si calentamos el gas hasta 50ºC, ¿qué volumen ocupará si la presión se mantiene constante? 
Solución: Dado que la presión permanece constante, el volumen sólo depende de la 
temperatura, luego: V/T = V’/T’ 
 500/(18+273) = V’/(50+273) 
de donde V’= 555 cc. 
 
4. Ecuación de estado de los gases ideales. 
Se pueden combinar estas leyes para obtener una sola expresión que relacione las tres variables: 
V= k n 
V= k’ 1/P → P V= n R T, donde R es una constante que engloba a k, k’ y k’’. 
V= k’’ T 
 El valor de R (0.0825 atm l/K mol) puede calcularse sabiendo que 1 mol de gas ocupa 22,414 
litros a 0ºC y 1 atm de presión (condiciones normales). 
 
 Ejercicio nº 9. Una masa de 625 g de gas ocupa 175 dc en condiciones normales. ¿Cuál es el 
peso molecular de dicho gas? 
Solución: En condiciones normales 1 mol de gas ocupa 22,4 litros, luego podemos establecer la 
relación: 1 mol → 22,4 l 
 625/PM → 0,175 l 
de donde resulta PM= 80. 
 
 Ejercicio nº 10. Hallar el peso molecular del anhídrido carbónico sabiendo que 20 litros del 
mismo medidos a 276oK y 0,28 atm. pesan 11,2 gramos. 
Solución: Podemos aplicar la ley general de gases ideales considerando que el gas tiene 
comportamiento ideal (PV = nRT): 0,28 atm x 20 litros = (11,2/PM) x 0,0825 x 276 ºK, de donde PM 
= 44,8 g. 
 
5. Otras leyes de los gases ideales. 
- Ley de Dalton. 
Dalton estudió el comportamiento de las mezclas de gases, llegando a enunciar la siguiente ley 
que lleva su nombre: "en una mezcla de gases, que no reaccione entre sí, cada uno de ellos se comporta 
como si estuviese solo, de modo que la presión total PT, ejercida por la mezcla, es igual a la suma de las 
 
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presiones parciales Pi, de todos los gases que la componen". 
 Matemáticamente: PT = P1 + P2 + P3 + ... 
La presión parcial de un gas cualquiera i, resulta igual a la fracción molar de ese gas, 
multiplicada por la presión total de la mezcla: Pi = Xi PT. (La fracción molar es el número de moles del 
gas i, dividido por la suma de los moles de todos los gases de la mezcla, o sea, Xi= ni/nT) 
La ley de Dalton tiene una aplicación muy importante en el cálculo del volumen de un gas 
recogido sobre agua. La presión medida corresponde a la presión parcial del gas y la del vapor de agua 
a la temperatura de trabajo. 
 
 Ejercicio nº 11. Una botella de acero contiene 11,2 Kg de N2 a 25
oC a una presión de 2 atm. Se 
inyectan con un compresor 6,4 Kg de O2. Calcular la nueva presión. Sol.: 3 atm. 
 Solución: la presión total será la suma de las presiones parciales de cada uno de los gases como 
si cada uno de ellos estuviera solo en el recipiente. Se trata, pues de calcular la presión que ejerce el 
oxígeno y sumarla a la presión inicial del nitrógeno. 
 En primer lugar calculamos el volumen del recipiente con los datos del nitrógeno: 
 V= nRT/P = (11,2x103/28) x 0.0825 x 298/2 = 4917 litros. 
 Ahora con los datos del oxígeno calculamos la presión que ejerce éste: P= nRT/V = (6,4x103/32) 
x 0.0825 x 298/4917 = 1 atm 
 La presión total será la suma de ambas presiones: PT = PO2 + PN2 = 2 + 1 = 3 atm. 
 
 Ejercicio nº 12. La electrólisis del agua se realiza en un aparato llamado voltámetro recogiendo 
los gases H2 y O2 en tubos calibrados invertidos sobre el agua. En un experimento de electrólisis se 
recogieron 350cc de oxígeno a una presión de 708 mm y 26oC. Hallar el volumen de oxígeno seco en 
condiciones normales, sabiendo que la presión del agua es de 25,2 mm a 26oC. 
Solución: Siempre que se recoge un gas sobre agua, la presión total se debe a la presión del gas 
más la del vapor de agua. En este caso, la presión del oxígeno seco será: Ptotal = PO2 + PH2O luego: PO2 = 
708 – 25,2 = 682,8 mm Hg. Ahora sólo hay que calcular qué volumen ocupará este oxígeno si está en 
condiciones normales (0ºC y 1 atm). Para esto planteamos: P V/T = P’ V’ / T’, que sustituyendo resulta: 
(682,8/760) x 350x10-3 / 299 = 760/760 V / 273, de donde V= 287cc de oxígeno seco. 
 
Ejercicio nº 13. Cuál es la presión parcial de cada uno de los componentesen una mezcla que a 
750 mm, contiene un 77% de N2, un 20% de O2 y un 3% de CO2, todos ellos expresados en volumen? 
Solución: Considerar que según la ley de Avogadro, volúmenes iguales de gases diferentes 
contienen el mismo número de moléculas, y por tanto de moles de gas. Por tanto en una mezcla de 
 
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gases el porcentaje en volumen equivale al porcentaje en moles, y estos porcentajes, llevados a tanto 
por uno (dividiendo por 100) son también fracciones molares. Luego, la presión parcial de cada gas 
puede calcularse multiplicando la presión total por el tanto por uno en volumen de cada gas: 
P(N2) = 750 mm Hg x 0.77 = 577,5 mm Hg 
P(O2) = 750 mm Hg x 0.20 = 150 mm Hg. 
P(CO2) = 750 mm Hg x 0.03 = 22,5 mm de Hg. 
 
 Ejercicio nº 14. En un recipiente de 1000 cc se introducen 10 g de yodo sólido. Se llena luego 
con N2 hasta una presión de 750 mm a 20
oC y se cierra. Después se calienta a 300oC, con lo que el yodo 
se vaporiza a I2. Calcular la presión total (en atm) que existe en el recipiente. Solución: 3,78 atm. 
 
 Ejercicio nº 15. Cierta cantidad de metano seco ocupa un volumen de 368 cc a 21oC y 752 torr. 
Supongamos que este gas se burbujea a través de agua a 21oC hasta que se satura de vapor de agua. Si 
la presión total continúa siendo de 752 torr, ¿qué volumen ocupará el gas húmedo? Dato: a 21oC la 
presión de vapor del agua es 18,6 torr. Solución: 0,377 litros. 
 
- Ley de Graham. 
Se aplica a fenómenos de difusión de gases o efusión, que es la facilidad de salida de un gas a 
través de un orificio pequeño. La ley de Graham indica que “a presión y temperatura constantes las 
velocidades de difusión o efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas 
de sus densidades, o de sus masas moleculares”. Matemáticamente: 
Velocidad del gas 1/ Velocidad del gas 2 = (PM del gas 2)1/2 / (PM del gas 1) 1/2
 
 Ejercicio nº 16. El peso molecular de un gas desconocido se calcula midiendo el tiempo que 
necesita un volumen dado del gas para difundir a través de un orificio estrecho a presión constante. Se 
encuentra que para O2 un tiempo de 60 s y para el gas desconocido 120 s. Calcular el PM del gas 
desconocido. 
Solución: La velocidad de efusión del gas es inversamente proporcional al tiempo que tarda en 
atravesar el orificio, luego podemos escribir: V= 1/tiempo. Si aplicamos la ley de Graham tenemos: 
(1/60) / (1/120) = 321/2 / PM1/2 , de donde resulta que el PM del gas desconocido es 128. 
 
Ejercicio nº 17. Un fluoruro gaseoso, FM, contiene 26,92% de M. 0,15 dm3 de este gas tardan 
en atravesar un peque o orificio 25s, mientras que 0,3 dm3 de oxígeno tardan en difundirse 27,7 s, cuál 
es el peso atómico probable del elemento M?. Solución: 28,07 g/mol. 
 
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 6. Teoría cinética de los gases. 
 La teoría cinética de los gases da cuenta del comportamiento de los gases partiendo de unos 
postulados que hacen referencia a aspectos microscópicos de los mismos. Los postulados son los 
siguientes: 
- La totalidad de la masa de un as está constituida por moléculas iguales entre sí, esféricas, 
rígidas y en movimiento caótico. 
- La distancia de las moléculas, al igual que la dirección de traslación, está distribuida al azar. 
- Entre las moléculas de gas no existe más interacción que el choque. Entre dos choques 
consecutivos las moléculas del gas se desplazan en línea recta. 
- Se considera que las moléculas del gas no tienen masa (masas puntuales), que no poseen 
energías de rotación ni de vibración, sino solamente de traslación. La energía cinética media 
molecular es directamente proporcional a la temperatura absoluta (ºK), y la constante de 
proporcionalidad es la misma para todos los gases. 
- La presión que ejerce un gas es consecuencia del choque de sus moléculas con las paredes 
del recipiente que lo contiene. 
 
Como consencuencia de la aplicación de estos postulados llegamos a una expresión que resulta 
ser muy útil y que liga la presión que ejerce el gas con la masa de una molécula (m), la densidad 
molecular (n) y la velocidad cuadrática media (v2): P = 1/3 n m v2. 
Puede también deducirse la relación entre la velocidad de las moléculas del gas (tomada como la 
raíz cuadrada de la velocidad cuadrática media, u, y no como la media de las velocidades moleculares) 
y la temperatura absoluta, que viene dada por: u = (3 RT/M)1/2 donde M es la masa molecular del gas. 
 En definitiva, la velocidad de las moléculas de un gas aumenta con la temperatura, y a 
temperaturas iguales, los gases más livianos son más veloces, tal como indica la ley de Graham. 
 Las velocidades medias de algunos gases a 20 C son: 
Gas H2 H2O N2 O2 CO2
Velocidad (m/s) 1930 640 515 480 410 
 
La teoría cinético-molecular se puede aplicar también a sólidos y líquidos. 
En el caso de los sólidos, sus partículas se encuentran oscilando alrededor de posiciones "fijas" 
de máxima estabilidad. Estas posiciones, o distancias entre átomos, de máxima estabilidad son las que 
presentan las máximas fuerzas atractivas y las mínimas fuerzas repulsivas. 
Las fuerzas entre las partículas de un sólido son lo suficientemente altas para que se mantenga la 
 
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cohesión del cristal. Pero si aumentamos progresivamente la temperatura del sólido, las partículas 
oscilarán cada vez de forma más violenta. Como las fuerzas atractivas entre partículas disminuyen al 
aumentar las distancias entre ellas, llegará un momento en el que el edificio cristalino empezaría a 
desmoronarse, es decir el sólido funde. 
En el caso de los líquidos, la agitación térmica es mayor que en los sólidos y las partículas 
tienen mayor libertad de movimiento. Al aumentar la temperatura de un líquido, aquellas partículas con 
mayor Ec, pueden llegar a vencer las fuerzas atractivas que las mantienen en la superficie del líquido, 
abandonándolo a través de la superficie del mismo. Como son aquellas partículas con mayor Ec las que 
abandonan el líquido, su temperatura disminuye, quedando aquellas moléculas con menor Ec y 
temperatura. 
Si calentamos un líquido en un recipiente cerrado, llegará un momento en el que se llegue a una 
situación de equilibrio: la velocidad de evaporación se igualará a la de licuación o de retorno de 
moléculas de vapor a la fase gaseosa. La presión del gas se conoce como "presión de vapor" del líquido, 
y depende sólo de la temperatura. 
Como la evaporación supone una ruptura prácticamente total de las fuerzas intermoleculares, el 
calor de vaporización sirve como medida de la intensidad de dichas fuerzas. 
Cuestiones: a) )Cómo es más eficiente calentar un líquido, en un recipiente tapado o abierto? b) 
)Por qué no se calienta el agua de un botijo y sí el agua de una botella de plástico? c) )Por qué se 
calienta el aire del interior de un globo para que éste ascienda? 
 
7. Gases reales. 
La ecuación general PV= nRT es de aplicación restringida ya que sólo la cumplen con exactitud 
los gases ideales. Los gases ordinarios o reales, se aproximan al comportamiento ideal a bajas presiones 
(no muy superiores a 1 atm) y altas temperaturas (muy por encima de su punto de condensación). 
Las principales diferencias de los gases reales respecto a los ideales son: 
10. Están constituídos por partículas no puntuales, por lo que el volumen molecular es distinto 
de cero. 
20. Existen interacciones entre las moléculas que aumentan al disminuir la temperatura. 
30. Las moléculas de todos los gases no son iguales. 
40. Los choques de las moléculas entre sí y con las paredes del recipiente no son perfectamente 
elásticos. 
Existen muchas ecuaciones de estado propuestas para los gases reales. La más utilizada y 
sencilla es la ecuación de van der Waals: 
 (P + n2 a / V2) (V- n b) = n R T 
 
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donde a y b son constantes positivas características de cada gas. 
 
 Ejercicio 18. Se ha determinado experimentalmente que cuando 1 mol de CO2 ocupa un 
volumen de 0,381 l a 40 C, la presióna la que se encuentra sometido es de 50 atm. Calcular dicha 
presión de forma teórica: a) aplicando la ecuación de los gases perfectos. Solución: 67,36 atm. b) 
Mediante la ecuación de van der Waals. Solución: 51,15 atm. Datos: para el CO2: a= 3,592 atm l
2 mol-2, 
b= 0,0428 l/mol. 
 
8. El estado sólido. Propiedades macroscópicas. 
Tal como hemos comentado anteriormente, el estado sólido se caracteriza porque existen 
fuerzas atractivas intensas entre las partículas que los constituyen. Estas partículas (moléculas, átomos 
o iones) poseen movimientos restringidos, limitados a las vbraciones en torno a la posición de 
equilibrio correspondiente al mínimo de energía potencial, lo que determina que los sólidos posean 
estructuras rígidas. 
Consecuencia de estas características son las propiedades macroscópicas, así como las 
propiedades específicas de los distintos tipos de sólidos. Nos referimos a continuación a las primeras. 
a) Forma fija. Debida las intensas fuerzas de interacción y a los movimientos restringidos que 
impiden el desplazamiento de partículas. 
b) Incompresibilidad. Al igual que los líquidos, los sólidos son muy poco compresibles, 
también debido al gran empaquetamiento de partículas. Las fuerzas de repulsión entre las 
partículas que forman el sólido son más potentes cuanto más se acercan éstas, por lo que un 
acercamiento mayor es muy difícil. Como consecuencia los sólidos presentan muy poca 
variabilidad de volumen. 
c) Propiedades mecánicas. Cuando los sólidos son sometidos a fuerzas exteriores 
suficientemente intensas, se deforman. Si cesan esas fuerzas, y su intensidad no ha superado 
un cierto límite, el sólido recupera su forma primitiva, propiedad que se conoce como 
elasticidad de forma. Si la intensidad de las fuerzas deformantes supera un determinado 
límite, el sólido no recupera su forma primitiva, una vez cesan dichas fuerzas. Este valor 
límite se denomina límite de elasticidad. Si las tensiones son suficientemente intensas se 
puede alcanzar el límite de ruptura. Otras propiedades de algunos sólidos son la 
maleabilidad o posibilidad de ser trabajados en láminas delgadas y la ductilidad o 
posibilidad de ser estirados en hilos. 
d) Difusión. Es muy débil, debido a la dificultad de desplazamientos moleculares. 
e) Adsorción. Es un fenómeno muy característico del estado sólido, que consiste en la 
 
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retención de gases y líquidos sobre la superficie del sólido. 
f) Presión de vapor. Debido a las intensas fuerzas de cohesión, en general, la presión de 
vapor de los sólidos a la temperatura ambiente es relativamente pequeña. Al igual que en los 
líquidos, la presión de vapor de los sólidos aumenta con la temperatura. 
 
Aunque todos los sólidos se caracterizan por poseer estructuras rígidas, desde el punto de vista 
de la ordenación de su estructura debemos considerar dos tipos de sólidos: aquellos cuyas estructuras 
son ordenadas, en formas geométricas características, que se denominan sólidos cristalinos o cristales y 
los que tienen estructuras desordenadas, llamados sólidos amorfos. 
Los sólidos amorfos constituyen un estado intermedio entre los cristales y los líquidos, pues 
tienen la rigidez de un sólido cristalino y el desorden de un líquido. Por ello se les suele llamar también 
líquidos subenfriados. Ejemplos de sólidos amorfos son el vidrio, cauche y muchos plásticos. Una de 
las características más importantes de los sólidos amorfos es su isotropía, que consiste en el hecho de 
que sus propiedades, tales como densidad, índice de refracción, resistencia mecánica, conductividad, 
etc, son iguales en todas las direcciones del sólido. Además, los sólidos amorfos no tienen un punto de 
fusión definido, de forma que a medida que aumenta la temperatura se ablandan gradualmente hasta que 
comienza a fluir. 
Contrariamente a lo que ocurre con los sólidos amorfos, los cristales presentan anisotropía, o 
sea, que sus propiedades varían con la dirección del cristal según la cual se miden. Otra diferencia es 
que los cristales presentan un punto de fusión bien definido. 
 
9. El estado líquido. Propiedades. 
Puede decirse que el estado líquido es un estado intermedio entre el gaseoso y el sólido. Entre el 
caos de las partículas del estado gaseoso ideal y el orden perfecto del sólido ideal, tenemos cierto grado 
de ordenación entre las partículas del estado líquido. Existe un grado de ordenación corta, que se 
termina más allá de dos o tres diámetros moleculares, en contraposición a la ordenación lejana, presente 
en los cristales. Como consecuencia de esta irregularidad en el empaquetamiento de las moléculas de 
los líquidos, aparecen huecos moleculares, que pueden deformarse, desaparecer, o trasladarse de un 
lugar a otro. 
Como consecuencia de las características estructurales de los líquidos aparecen sus propiedades 
generales. Algunas de las más importantes son las siguientes: 
a) Imcompresibilidad. La compresión o disminución de volumen por aumento de la presión 
es una característica de los gases, debido a la existencia de grandes espacios vacíos entre las 
moléculas. En el estado líquido, las moléculas están densamente empaquetadas, por lo que 
 
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resulta muy difícil disminuir su volumen. Se puede decir que los líquidos son 
incompresibles. 
b) Difusión. Es menor que en los gases, debido a que las moléculas de los líquidos se 
encuentran en contacto entre sí. La difusión sólo puede producirse gracias a los huecos 
moleculares. 
c) Viscosidad. A la fluidez de los líquidos se opone la viscosidad, que se puede definir como 
la fuerza que se opone al deslizamiento entre las moléculas o partículas del fluido. La 
viscosidad de los líquidos es mucho mayor que la de los gases. 
d) Tensión superficial. Una partícula de líquido que esté en el seno de éste tiene todas las 
fuerzas atractivas compensadas, ya que está rodeada de otras partículas por todas partes. Sin 
embargo, esto no es así para las partículas que están en la superficie del líquido, o en 
contacto con el recipiente que lo contiene. La fuerza resultante hacia el interior de la masa 
líquida se denomina tensión superficial. La tensión superficial tiende a reducir al máximo la 
relación superficie/volumen del líquido. Esta tendencia es la causa de que pequeñas masas 
de líquidos adopten la forma esférica, que es la figura geométrica para la que dicha relación 
es mínima. Un fenómeno relacionado con la tensión superficial es la capilaridad, por el cual 
cuando se introduce agua en un tubo de vidrio muy estrecho, el líquido asciende por el 
interior del tubo, tanto más cuanto menor sea su diámetro. 
e) Presión de vapor. Es una de las propiedades más importantes de los líquidos. Si colocamos 
un líquido en un recipiente cerrado se evapora a una velocidad que depende de la 
temperatura. Pero las moléculas en fase vapor empezarán a ser cada vez más y a chocar más 
frecuentemente entre sí, de forma que algunas volverán al estado líquido. Si dejamos pasar 
tiempo suficiente y no se agota el líquido en el recipiente, se establecerá un equilibrio entre 
las moléculas que se evaporan y las moléculas que vuelven al estado líquido por 
condensación. Las velocidades de evaporación y condensación serán iguales. La presión de 
vapor de un líquido es independiente del volumen y de la presión exterior, y sólo depende 
de la temperatura. 
 
10. Otros ejercicios propuestos. 
Una vez asimilados los argumentos teóricos expresados anteriormente, proponemos al alumno 
la realización de una serie de ejercicios y cuestiones teóricas, para que compruebe hasta qué punto 
domina este tema. Son los siguientes: 
 
1. La presión de 1,782 g de cierto óxido de N gaseoso, encerrado en un matraz de 1048 cc y a 
 
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28oC es de 730 mm de Hg. Calcular la fórmula molecular de dicho óxido. Sol.: N2O. 
 2. En un matraz de un litro se tiene una mezcla de metano y acetileno (C2H2), a la presión de 400 
mm y 25oC.Se quema totalmente dicha mezcla y el CO2 producido, una vez seco se recoge en otro 
matraz de 1l siendo su presión de 680 mm, a 25oC. Hallar la composición, en volumen de la mezcla de 
acetileno y metano. Sol.: 30 % de CH4. 
 3. Una buena instalación de vacío puede conseguir reducir la presión hasta 10-7 mm. Calcular el 
número de moléculas en un matraz de 1 litro en el que se ha hecho dicho vacío a 25oC. Sol.: 3,2x1012 
moléculas. 
 4. Un matraz abierto, cuya temperatura es de 10oC, se calienta, a presión constante, hasta 400oC. 
Calcular el % en peso del aire, contenido inicialmente en el matraz que es expulsado al exterior. Sol.: 
58% 
 5. Un recipiente de 1l contiene oxígeno a la presión de 652 torr a 168oC, y por otro lado, 
hidrógeno a 326 torr a la misma temperatura. Se hace saltar una chispa para que se produzca la 
reacción: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g). Calcular la P final cuando T= 197
oC. La Pv del agua a 168oC es 326 
torr. Sol.: 1,14 atm. 
 6. La presión de vapor del acetato de etilo y del propionato de etilo, a 293K, valen 9706 y 3693 
Nm2, respectivamente. Cuál será la presión total de la mezcla de 0,05 Kg de acetato de etilo con 0.08 
kg de propionato de etilo suponiendo que formen una mezcla ideal? Sol.: 6219,5 Nm2. 
 7. Un balón de 2 litros contiene n moles de N2 a 0,5 atm a T
oK. Al adicionar 0,01 moles de 
oxígeno es necesario enfriar el matraz a una temperatura de 10oC a fin de mantener la misma presión. 
Hallar n y T. Sol.: n= 0,0331, T= 368,4oK. 
 8. Un matraz se llena con Cl2 a la P ambiente y se ve que contiene 7,1g a T
oK. Se aumenta la 
temperatura en 30oC. Se abre la llave de paso del matraz de modo que la presión del gas vuelve a ser la 
original, quedando 6,4g de Cl2. Hallar T, y si el volumen del matraz fuera 2,24 litros, cuál sería la P 
ambiente? Sol.: 273K y 1 atm. 
 9. Aire saturado en un 60 % en alcohol etílico a 40 C y 760 torr, es comprimido en un tanque 
hasta un volumen de 100 l, a 10 atm y 30 C. Calcular el volumen de aire en las condiciones iniciales. 
Datos: La Pv del alcohol es 78,8 torr a 30 C y 135,3 torr a 40 C. Sol: 1149,7 litros. 
 
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