Ciclo del agua

El ciclo del agua o ciclo hidrológico describe las transformaciones que tiene el agua y sus transformaciones en el planeta. Explicamos qué es el ciclo del agua, sus etapas, características y compartimos algunas imágenes.

¿Qué es el ciclo del agua?

El ciclo del agua es un circuito bioquímico fundamental para el planeta, ya que consiste en cada una de las transformaciones y desplazamientos que experimenta el agua, esto con relación a las reacciones físicas y químicas que experimenta, lo cual implica pasar por los estados de la materia, líquido, sólido y gaseoso.

De la superficie terrestre el 71% es agua líquida, de la cual el 96,5% es agua salada o los océanos. Respecto al agua restante, el 69% se encuentra congelada en las zonas polares, y finalmente, entre un 1% a un 4% de los gases presentes en la atmósfera no son más que vapor de agua.

En ese orden de ideas, el ciclo hidrológico o ciclo del agua es clave para la estabilidad y mantenimiento del planeta, por lo cual su impacto no se reduce tan sólo a la vida en términos de acceso a este líquido, sino para la regulación del clima, la temperatura en el mundo, entre otras condiciones.

Existen factores ambientales, además de fuerzas internas y externas al planeta que intervienen en el ciclo del agua como la luz solar o el viento. Ahora bien, como sucede en cualquier ciclo, no empieza realmente en un punto en específico, sino que es una continuación de distintos procesos que se van repitiendo de forma sucesiva, lo que implica una movilización de energía química.

En el determinado caso que el ciclo del agua se detenga, los efectos acarrearían catástrofes de todo tipo, como grandes periodos de tiempo para que las regiones calientes se enfríen, estancamientos del agua en los océanos y lagos, además de impactos gravísimos para la vida.

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Etapas del ciclo del agua

Este ciclo se compone de varias etapas que se suceden entre sí y que ocurren de modo simultáneo, además de repetirse sin detenerse y que se encuentran relacionadas unas con otras.

Etapas del ciclo del agua

Evaporación – Aproximadamente el 96% del agua del planeta está en los océanos, razón por la que se puede pensar en ellos como el punto de partida para el ciclo. Aquí empiezan los procesos de evaporación (ver punto de ebullición), en los cuales el agua se convierte en gas, al menos en la superficie líquida de los océanos, esto a causa de la acción de los rayos del sol y el calentamiento que la Tierra experimenta día a día. Alrededor del 80% del vapor del agua de la atmósfera proviene de los océanos. Respecto a ríos y lagos, su participación es menor. Lo mismo aplica para los glaciares y nieves, en cuyo caso el agua se sublima en vez de evaporarse.

Condensación – El agua al estar en la atmósfera va a desplazarse distancias enormes, por lo cual, se esparce a través de los vientos y consigue enfriar zonas que están muy lejos de los océanos. En la atmósfera, la temperatura más baja posibilita que el vapor de agua se condense, motivo por el que se recupera la forma líquida gradualmente, pues en algún punto se van a formar nubes que son cada vez más oscuras según contengan más gotas de agua.

Precipitación – Si las gotas de agua que las nubes contienen son lo suficientemente pesadas y grandes, el estadio de equilibrio se romperá, por lo cual, se van a producir precipitaciones o lluvias. En la mayoría de los casos, el agua caerá de forma líquida, aunque en algunos casos y según las condiciones del clima, puede ser que caigan de una forma más o menos sólida como la escarcha, nieve o granizo.

Derretimiento y aguas escurridas – Cuando el agua cae en tierra firme, lejos de lagos, ríos u océanos, o aquella que cae a modo de nieve o granizo en la parte alta de las montañas y de sitios helados y secos, el líquido volverá a los mares por métodos diversos. En ese sentido, la descarga de las aguas filtradas que van a las capas subterráneas de la tierra, el escurrimiento a causa de la gravedad y la topografía, además del derretimiento de los hielos, como se da en los polos y ciertas áreas continentales heladas, permite que el agua vuelva a los océanos.

Imágenes del ciclo del agua

Imagen del ciclo del agua

Estados del agua

Los estados del agua se dan en tres formas, líquida, sólida o gaseosa. Explicamos qué son los estados del agua, sus propiedades, cambios de estado, características y más.

¿Qué son los estados del agua?

El agua es una sustancia que todos conocemos, al igual que cada una de sus formas o estados físicos, los cuales son: estado líquido o agua, estado sólido o hielo y estado gaseoso o vapor. Cada uno de los estados mencionados es como se puede hallar en la naturaleza el agua, recordando que la composición química no se altera según cambie su fase, pues su fase siempre es la fórmula H2O, es decir, dos átomos de hidrógeno y una de oxígeno.

De acuerdo con la presión alrededor del agua y de la temperatura, el agua se va a encontrar en alguno de los estados físicos mencionados, en otras palabras, las condiciones del ambiente. En ese sentido, de acuerdo con las manipulaciones o cambios que se den al entorno, el agua puede cambiar de estado líquido a sólido, de gaseoso a líquido y demás.

Teniendo en cuenta que el agua es fundamental para la vida y es uno de los compuestos que mayor presencia hacen en el planeta, cada uno de sus estados se usan como una referencia para la elaboración de diversos sistemas de medición, motivo por el que se facilita la realización de comparaciones con otras clases de sustancias y materias.

Estados del agua

Propiedades del agua

El agua es una sustancia incolora, inodora, insípida y con un pH neutro, pues es 7, por lo cual no es ácido o básico. Se compone de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno en cada una de sus moléculas, es decir, H2O.

Las partículas del agua se caracterizan por contar con una fuerza de cohesión enorme, motivo por el que permanecen unidas, por lo cual disponen de una tensión superficial considerable. A partir de lo anterior es que algunos insectos son capaces de “caminar sobre el agua”. Se necesita de mucha energía para que los estados físicos del agua se alteren.

Por sus propiedades, el agua se conoce como un solvente universal, resaltando que en esta sustancia es posible que sean disueltas muchas sustancias más y esto ocurre mucho más en comparación con lo que sucede con otros líquidos. Así mismo, es clave para la vida, donde por ejemplo se encuentra de modo abundante en los organismos. Finalmente, el agua ocupa dos tercios de la superficie total del planeta.

Estados del agua

Estado líquido – Corresponde al agua que bebemos. Se encuentra en los ríos, mares, océanos, lagos y demás acuíferos.

Estado sólido – Si el agua en estado líquido se enfría, pasa a estado sólido. Se encuentra en el hielo o la nieve en las altas montañas.

Estado gaseoso – Al calentarse el estado líquido, el agua se evapora y pasa a estado gaseoso, por lo cual se transforma en vapor de agua. El vapor es inodoro y no se puede ver.

Cambios de estado del agua

Al ser posible que el agua cambie de un estado a otro según sean las variaciones en la temperatura (y la presión), esto puede ocurrir de modos distintos y en varias direcciones. Cada proceso es distinto:

  • De líquido a gaseosoEvaporación. En este caso la temperatura del agua se incrementa aplicando calor hasta los 100°C. Sucede cuando el agua hierve, motivo por el que burbujea.
  • De gaseoso a líquidoCondensación. Ocurre por la pérdida de calor. Se da con el vapor de agua si se condensa (punto de ebullición), por ejemplo, sobre el espejo de un baño. En este caso la superficie del espejo se encuentra más fría y el vapor al posarse allí se hace líquido.
  • De líquido a sólidoCongelación. Cuando la temperatura desciende por debajo de los 0°C (punto de congelación). Aquí el agua se solidifica, por lo cual produce hielo. Piense en lo que ocurre en los congeladores en el hogar.
  • Sólido a líquido Derretimiento. Si se añade calor al hielo (punto de fusión). Se trata de una situación cotidiana, la cual se ve en el hielo que se agrega a las bebidas.
  • De gaseoso a sólidoSublimación. Sucede cuando el vapor de agua pasa a hielo o nieve de modo directo. Para que suceda es necesario que la condición de la temperatura y la presión sean muy específicas. Ocurre en la cumbre de las montañas, por ejemplo, en las sequías de la Antártida, pues aquí es imposible el agua.
  • De sólido a gaseoso Sublimación inversa. De hielo a vapor. Se presencia en lugares que son muy secos, como la cumbre montañosa o tunda polar, pues aquí incrementa la radiación solar. Buena parte del hielo se sublima directamente al gas, esto sin que sea necesario pasar por un estado líquido.

Características de los estados del agua

Estados del agua en la naturaleza – El agua se halla en los tres estados físicos en la naturaleza, esto dependiendo de la presión y temperatura del ambiente.

Estructura química – Sin importar el estado de la materia en la que se encuentre el agua, la estructura química del agua es la misma H2O.

Presión y temperatura – De acuerdo con las condiciones de ambas variables, los cambios de estado de la materia van a presentar modificaciones en cuanto al punto que se debe alcanzar para pasar de líquido a sólido, de sólido a líquido y demás.

Agua pura – Se denomina de este modo cuando la sustancia que se observa no es más que agua, es decir, no hay otros elementos en su composición que se hayan mezclado como el azúcar o la sal.

Ciclo hidrológico o de cambios de estados del agua

Se denomina como ciclo hidrológico o ciclo del agua, a todo el circuito a través del cual el agua se va transformando en el planeta, por lo cual pasa por sus tres estados, lo que implica que gane y pierda temperatura, además que se va a ir desplazando por diferentes lugares.

A grandes rasgos hay que mencionar que se trata de un circuito de un alto grado de complejidad, en donde también participa la atmósfera, océanos, ríos, lagos, montañas, depósitos de hielo o los polos. Por este ciclo de cambios de estados del agua es que la temperatura del planeta se mantiene estable, las regiones secas se hidratan, las lluviosas se secan, el equilibrio del clima se mantiene y también la vida persiste.

Punto de congelación

El punto de congelación indica a qué temperatura un líquido se solidifica. Explicamos qué es el punto de congelación, cómo se calcula, ejemplos, características y más.

¿Qué es el punto de congelación?

El punto de congelación se define como la temperatura a la que una sustancia llega a un punto de equilibrio en su transición de estado líquido a estado sólido. La sustancia a la que se alude es posible sea un compuesto, una mezcla o un elemento puro. A su vez, en teoría, toda la materia según la temperatura va decreciendo se va a ir congelando.

Es importante aclarar que no se requiere siempre de una temperatura extrema para encontrar el congelamiento de un líquido. En el caso de los icebergs se encuentra un ejemplo, pues son un tipo de masa de agua congelada. Así mismo, este es un fenómeno posible de ver de primera mano si se hace un seguimiento en tiempo real a lo que sucede con un baño de nitrógeno líquido o si se utiliza un congelador común.

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Según la temperatura va disminuyendo, las moléculas van a irse moviendo de modo más lento, y cuando llega el punto en que disminuye lo suficiente ese movimiento, su fuerza de atracción ocasiona que las moléculas lentas se mantengan casi que inmóviles, razón por la que el líquido va a tender a congelarse.

punto de congelacion

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¿Cómo se calcula el punto de congelación?

Hay cálculos fisicoquímicos con los que se obtiene un valor que se aproxima al punto de congelación respecto a otras presiones que no son de 1 atm o la presión ambiente. De todos modos, son cálculos que van a desembocar en una entalpía de fusión, pues la fusión es un proceso contrario a la congelación.

Cuando la concentración de impurezas en la sustancia es mayor, el descenso del punto de congelación también es mayor. Lo anterior se puede decir también como: entre menos es la fracción molar X de un sólido en una mezcla, se va a congelar a una temperatura menor.

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La ecuación que se comparte es la que se usa para dar cuenta del punto de congelación:

LnX= -(ΔFus/R)(1/T – 1/Tº)   (1)

  • R es la constante de los gases ideales y que se usa casi de manera universal
  • Tº es el punto de congelación normal (a presión ambiente)
  • T es la temperatura a la que se congelará el sólido a una fracción molar X.

Existen simplificaciones de la anterior ecuación, de la cual se obtiene la siguiente:

Tc= Kc . m

  • Tc es la diferencia que hay entre los puntos de congelación de una solución y del disolvente puro.
  • Kc es la constante molal de congelación. Si el disolvente es agua, el valor de la constante es de 1,86 °C Kg/mol.
  • m es la molalidad del soluto o impureza

Ejemplos del punto de congelación

  • Agua – Se congela alrededor de los 0°C. Si contiene un soluto como la sal o azúcar, el valor mengua.
  • Alcohol – Se congela a temperaturas más frías que el agua.
  • Etanol – Un tipo de alcohol con punto de congelación de -114°C.
  • Leche – Se congela a 0,54°C en promedio, aunque oscila entre -0,50°C y -0,56°C.
  • Mercurio – Un metal que se congela a -38.83°C.
  • Gasolina – Es complejo decirlo por sus características, pero se puede hablar de -200°C.

Características del punto de congelación

Denominación – Se conoce como punto de congelación o punto de congelamiento.

Cambio de fase – Describe el cambio de fase de una sustancia desde un estado líquido a un sólido.

Valores teóricos – Sus cálculos y estimaciones se hacen con valores teóricos, pues en la vida real hay otras variables que alteran su cálculo.

Sector alimenticio – Muy útil en sectores como el de alimentos, ya que la congelación de alimentos lo tiene muy en cuenta para la preservación de los productos.

Presión – Una presión de vapor menor relativa al líquido puro va a provocar que el punto de congelación de la solución se vea afectado.

Diferencia entre congelación y solidificación

La congelación es un proceso que depende de la temperatura, además de la pureza que tenga el líquido. Igualmente, es un equilibrio termodinámico. La solidificación se asocia más con un cambio que ocurre en la composición química de la sustancia que se va a solidificar, pero sin que sea totalmente líquida.

En conclusión, una congelación es una solidificación, pero una solidificación no es siempre una congelación. A su vez, si se quiere descartar el uso del concepto de solidificación, es necesario que se dé una fase líquida en equilibrio respecto al sólido de la sustancia en cuestión. Un ejemplo de ello son los icebergs, pues flotan sobre agua en estado líquido.

Punto de fusión

El punto de fusión corresponde a la temperatura en la que una sustancia cambia de sólido a líquido. Explicamos qué es el punto de fusión, cómo se calcula, ejemplos, características y más.

¿Qué es el punto de fusión?

El punto de fusión, también conocido como punto de licuefacción, es el grado de temperatura donde la materia en estado sólido pasa al estado líquido. El proceso descrito sucede con una temperatura constante y se trata de una de las características intensivas que tiene la materia, es decir, no se trata de algo que dependa del tamaño o la masa de la sustancia, sino que se trata de una temperatura que se alcanza y es la misma siempre.

Para el caso de las sustancias puras los puntos de fusión son más altos y su gama de variación es menor, siendo lo contrario para las sustancias impuras o mezclas. En realidad, cuando una sustancia está más mezclada, el punto de fusión es más bajo y su variación incrementa, lo que se da hasta alcanzar el punto eutéctico, aplicando en su temperatura a cada átomo de la materia.

En determinados casos es probable que el punto de fusión tenga un valor negativo, lo cual significa que desde esa temperatura una sustancia que se ha congelado va a retornar a su fase líquida.

En conclusión, la fusión es un proceso en el que se da un cambio de fase, en este caso de sólida a líquida, lo cual opera desde el momento en que se inyecta la energía calórica a la sustancia, ocasionando que sus átomos se muevan con más vigor y finalmente, que su estructura, en principio rígida, fluya.

Punto de fusión

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¿Cómo se calcula el punto de fusión?

De acuerdo con la presión externa a la que se somete la sustancia, el punto de fusión va en función de ello. Para calcular el punto de fusión se utiliza un equipo llamado Thiele o en un bloque de fusión.

En principio la sustancia es introducida en un tubo capilar y después se coloca en el equipo. Después se caliente con lentitud para observar el momento justo en el cual se da el cambio de estado. La temperatura en la que se presenta la transición entre los estados va a corresponder con la temperatura de fusión.

Por otro lado, cuando el cambio de estado ocurre, en la parte interna del tubo capilar se notará un desmoronamiento de la estructura del sólido, además que se formará un líquido transparente. En ese caso se anotará la temperatura que un termómetro marcará. En la actualidad los bloques de fusión se han desarrollado para reemplazar al Thiele.

Ejemplos de punto de fusión

  • Punto de fusión del agua (H2O): 0 °C
  • Punto de fusión del oro (Au): 1064 °C
  • Punto de fusión del wolframio (W): 3422 °C
  • Punto de fusión del acero: alrededor de 1375 °C (según sea su aleación)
  • Punto de fusión del carbono (C): 3500 °C
  • Punto de fusión del potasio (K): 64 °C
  • Punto de fusión del hierro (Fe): 1539 °C
  • Punto de fusión del plomo (Pb): 328 °C
  • Punto de fusión del mercurio (Hg): -39 °C
  • Punto de fusión del cobre (Cu): 1085 °C
  • Punto de fusión del alcohol: -117 °C
  • Punto de fusión de la plata (Ag): 962 °C
  • Punto de fusión del nitrógeno (N): -218 °C
  • Punto de fusión del hidrógeno (H): -259 °C
  • Punto de fusión del acetaldehído: -123,5 °C
  • Punto de fusión del aluminio (Al): 660 °C
  • Punto de fusión del argón (Ar): -189 °C
  • Punto de fusión del hielo: 0 °C

Características del punto de fusión

Pureza de las sustancias – Se usa el punto de fusión como un dato relevante de las sustancias para calcular su pureza. Entre más puras, el punto de fusión es más alto, mientras que en las mezclas va a ser menor.

Congelación – Por lo general, el punto de fusión es igual al de congelación.

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Presión – Es poca la alteración que se da a causa de la presión en el punto de fusión.

Cálculo – Se usa un Thiele o un bloque de fusión para su cálculo.

Transición de estado – A la temperatura que ocurre el cambio de fase de la sustancia se la denomina como punto de fusión.

Biotecnología – Es un sector que usa con regularidad el punto de fusión para conocer las propiedades físicas de los componentes con los que se trabaja.

Relación entre el punto de fusión y el punto de ebullición

Teniendo en cuenta que las sustancias puras presentan puntos de fusión más altos y además la gama de variación es más baja, tanto el punto de fusión como el punto de ebullición son usados para determinar cuál es la pureza de los materiales. A su vez, en ambos casos, el agua se usa como la sustancia de referencia estándar para comparar y calcular el punto de fusión y ebullición en otros elementos.

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Relación entre el punto de fusión y la presión

Una condición particular del punto de fusión es que se ve poco alterado por la presión, y esta es una diferencia notable con el punto de ebullición. Así mismo, hay que añadir que por lo general es igual al punto de congelación que tiene la materia, en otras palabras, el momento en que un líquido pasa a ser sólido.

Punto de ebullición

El punto de ebullición permite conocer a qué punto un líquido se transforma en vapor. Explicamos qué es el punto de ebullición, cómo se calcula, ejemplos, características, relaciones con otros conceptos y más.

¿Qué es el punto de ebullición?

El punto de ebullición corresponde con la temperatura en la que la presión de vapor de un líquido alcanza la del entorno en la que está, es decir, es la temperatura en donde el líquido cambia de fase para pasar a un estado gaseoso.

Para llegar al punto de ebullición es necesario que se inyecte calor al líquido, respecto al cual las partículas se van a ver agitadas, con más movimiento y un incremento en su entropía o a desordenar el sistema, esto según las partículas que se sitúan en torno a la superficie vayan rompiendo con la tensión superficial, para finalmente, escapar convertidas en vapor.

Cada sustancia cuenta con un punto de ebullición diferente, pues es un valor que depende de la masa molecular, al igual que de las fuerzas que apliquen entre las moléculas, como por ejemplo los enlaces covalentes, puentes de hidrógeno, entre otras variables.

Respecto a la velocidad a la que se logra alcanzar el punto de ebullición, depende de variables como la presión, pues entre más alta la presión, más rápido es el proceso, entre otros factores más. Finalmente, el punto de ebullición no es más que el tope máximo en el que la temperatura no va a conseguir aumentar más, ya que el líquido que se calienta se convertiría en su totalidad en vapor en algún punto.

Punto de ebullición

¿Cómo se calcula el punto de ebullición?

La fórmula para el cálculo del punto de ebullición de la materia se representa con la fórmula de Clausius-Clapeyron, la cual es:

T= ([R ln(P0) / ΔHvap ] + [1/T0])-1

  • TB corresponde al punto de ebullición normal que se expresa en grados Kelvin
  • R es la constante de los gases, la cual es 8.314 J.K-1.mol-1
  • P0 es la presión de vapor que se expresa en atmósferas
  • ΔHvap es la entalpía de vaporización que se expresa en J/mol
  • T0 es la temperatura en grados Kelvin a la que se mide la presión de vapor
  • ln es el logaritmo natural

Ejemplos del punto de ebullición

Si las condiciones de presión son normales, es decir, 1 atm, una parte de los puntos de ebullición que se conocen y se han registrado, son:

  • Agua: 100 °C
  • Berilio: 2471 °C
  • Silicio: 3265 °C
  • Boro: 4000 °C
  • Molibdeno: 4639 °C
  • Osmio: 5012 °C
  • Carbono: 3825 °C
  • Helio: -268,9 °C
  • Hidrógeno: -252,8 °C
  • Calcio: 1484 °C
  • Wolframio: 5555 °C
  • Neón: -246°C
  • Nitrógeno: -196 °C
  • Flúor: -188 °C
  • Argón: -186 °C
  • Oxígeno: -183 °C
  • Kryptón: -153 °C
  • Xenón: -108 °C
  • Radón: -62 °C
  • Cloro: -35 °C
  • Bromo: 59 °C
  • Iodo: 184 °C
  • Fósforo: 280 °C
  • Ástato: 337 °C
  • Mercurio: 357 °C
  • Azufre: 445 °C
  • Arsénico: 613 °C
  • Francio: 677 °C
  • Cesio: 678 °C

Características del punto de ebullición

Ebullición y evaporación – El punto de ebullición de un líquido no es igual al punto de evaporación. En el caso de la evaporación lo que ocurre es una eliminación del vapor en la superficie. En la ebullición hay una agitación térmica mayor y el vapor proviene de todo el líquido, una de las razones por las que se observan burbujas.

Agua – Es el líquido que se usa como referente para el cálculo del punto de ebullición de otras sustancias. Es la medida de referencia estándar.

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Denominaciones – El punto de ebullición también se conoce como punto de ebullición atmosférico o punto de ebullición a presión atmosférica.

Cambio de fase – El punto de ebullición estima la energía que se precisa para que una cantidad de una sustancia líquida se convierta en gas a una presión dada.

Relaciones – Es una estimación que depende de la masa molecular y de las fuerzas intermoleculares de la sustancia en sí.

Relación entre el punto de ebullición normal y la presión de vapor de los líquidos

Entre más alta sea la presión de vapor de un líquido a una cierta temperatura, va a ser menor el punto de ebullición normal o a una presión atmosférica.

Relación entre el punto de ebullición normal y la presión de vapor de los líquidos

De acuerdo con la imagen anterior sobre la presión de vapor, representando las presiones de vapor ante las temperaturas para distintos líquidos, se nota que los líquidos a presiones de vapor que son más altas, presentan más bajos normales hirviendo.

Un ejemplo de lo anterior es el cloruro de metilo, el cual tiene una presión de vapor mayor respecto a los líquidos del gráfico. Igualmente, tiene más bajo normal hirviendo en -24,2°C, para lo cual, la curva de presión del vapor de cloruro de metilo (o la línea azul) termina por cruzar con la línea de presión horizontal que se da a una atmósfera de presión de vapor absoluto.

Relación del punto de ebullición y el punto de fusión

Por lo general se usa el agua como referencia estándar para medir tanto el punto de ebullición como el punto de fusión. A grandes rasgos, si la presión es normal, el punto de ebullición del agua es de 100°C y el de fusión es de 0°C. Estos valores pueden variar bastante, por ejemplo, si hay otros elementos que se han disuelto en el agua, tanto sólidas como líquidas, donde un ejemplo claro de ello es el agua de mar, la cual es risa en sales.

Por otro lado, la presión impacta en ambas medidas. Por ejemplo, a 1 atm el punto de ebullición del agua es de 100°C, pero cuando se traslada a 0,06 atm, la ebullición del agua se da a 0°C.

Relación del punto de ebullición y la temperatura

El punto de ebullición está asociado con la presión que se da en su superficie, al igual que la presión del vapor saturado. En el transcurso del punto de ebullición, la presión se va a mantener idéntica. En los casos en que hay una modificación de la presión externa para la superficie del líquido en cuestión, el punto de ebullición inicial también cambia, lo que en consecuencia hace que a su vez provoca una modificación en la temperatura mínima necesaria para que se produzca vapor del líquido.

Estado plasmático

El estado plasmático en la química y física es el cuarto estado de agregación de la materia. Explicamos qué es el estado plasmático, sus características, propiedades, ejemplos y más.

¿Qué es el estado plasmático?

El plasma o estado plasmático es uno de los cuatro estados de agregación de la materia, entre los que también se incluye el líquido, sólido y gaseoso. Una sustancia en estado plasmático es aquella que específicamente es un gas ionizado, lo que significa que sus átomos fueron despojados en parte de sus electrones originales, para ser cargados eléctricamente. En ese orden de ideas, no van a presentar un equilibro electromagnético.

A partir de lo anterior se afirma que el estado plasmático se parece al gaseoso, aunque sus propiedades son diferentes a las de un gas frío. Una demostración de lo anterior es que el plasma presenta una tendencia a ser un buen conductor eléctrico, además de responder de buen modo ante los campos magnéticos.

En la cotidianidad el plasma no es un estado frecuente. Para su obtención se puede optar por un proceso en el que los gases se ionizan, lo cual es tan sencillo como calentarlos para que las partículas empiecen a vibrar a mayor velocidad. Algunos medios más para este procedimiento es la aplicación de electricidad o la magnetización. A su vez, hay otros procesos de tipo artificial.

Finalmente, el plasma también puede retornar a un estado gaseoso, esto si se aplica una deionización. Un ejemplo de lo anterior ocurre cuando se retira el calor a una sustancia para que las partículas puedan recuperar los electrones que se han perdido, lo que implica que se gane en estabilidad y pueda retornar al estado de gas.

Estado plasmático

Características del estado plasmático

Conductividad eléctrica – Están dotados de una conductividad eléctrica muy alta.

Espacio exterior – Es un estado de la materia que abunda en los medios interestelares, interplanetarios e intergalácticos. Lo mismo aplica para los vientos solares o las estrellas.

Similitudes con el gas – El plasma es semejante al gas, pero en este caso se compone por átomos ionizados, en los que circulan de manera libre los electrones.

Cuasineutralidad – Por fuera se puede percibir el plasma como un fluido que no tiene carga.

Comportamiento colectivo – El plasma puede en conjunto generar campos eléctricos y magnéticos, donde también es posible que se den reacciones.

Volumen y forma – En ambos casos el plasma no presenta cualidades fijas.

Propiedades del estado plasmático

  • Neutralidad y especies presentes – El plasma se forma con un número igual de cargas positivas y negativas, por tanto, la carga total del sistema se ve anulada. Igualmente, hay plasmas que no son neutros y son inestables, por ejemplo, el flujo de los electrones que se da en un acelerador de partículas.
  • Longitudes – El apantallamiento electromagnético o la longitud de Debye. La longitud que tiene una onda de plasma depende de cuál sea el contenido cóncavo del recipiente, variable que influye por el paralelismo que se presenta con relación al eje x sobre la tierra.
  • Frecuencia de plasma – Describe las características de las longitudes típicas del plasma.
  • Temperatura y velocidad térmica – En términos generales las partículas que son de una especie determinada y que se ubican en un punto dado no presentan la misma velocidad, sino que por el contrario hay distribución en su equilibrio térmico. Entre más alta es la temperatura, más es la dispersión de la velocidad.
  • Parámetro de plasma – Con esta variable se indica el número medio de las partículas que en una esfera con el radio de la longitud de Debye, se contienen en un plasma.

Tipos de plasma

Son dos los tipos de plasma que se conocen:

  • Plasma frío – Se trata del más inofensivo para los seres vivos. Esto se debe a que no provoca quemaduras, tampoco es dañino y las partículas que lo componen no se mueven a gran velocidad, pero sus electrones sí lo hacen.
  • Plasma caliente – Los átomos de este tipo chocan de forma repetida al desplazarse. A su vez, pierde electrones, lo que significa que ocurren procesos variables de energía calórica y luz.

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Ejemplos de estado plasmático

En la materia se pueden encontrar ejemplos del estado plasmático en:

  • El fuego – No es fácil responder qué es el fuego. En pocas palabras es una llama que produce calor y luz. Se trata de un plasma caliente.
  • El sol – Es una gigantesca bola de gases que reacción de manera constante. Sus reacciones son violentas y masivas. Sus partículas se comprimen y logran alcanzar un estado plasmático.
  • Lámparas de plasma – Se conocen como esferas de plasma o bolas de plasma. Se usan como artefactos decorativos o lúdicos. Es una mezcla de gases a baja presión al interior de un recipiente transparente.
  • Los relámpagos – Son muy calientes y veloces. Son una forma de plasma que se da en la atmósfera. Ocurren cuando los gases se cagan eléctricamente como parte de un ciclo hidrológico, lo cual descompensa el campo electromagnético.
  • Luces de neón – Son unas bombillas frecuentes en las que se usa un gas noble. Consiguen que el plasma sea brillante y frío.
  • Ionósfera – Hace parte de la atmósfera, entre la exósfera y mesósfera. Es un lugar en el que la radiación solar es muy fuerte, lo cual implica que los electrones de los átomos del aire se remuevan.
  • Nebulosas – Son zonas que están compuestas por masas grandes de materia ionizada. Cuando se calientan forman estrellas.
  • Motores de cohetes – Son acelerados con iones en un campo eléctrico que tiene mucha potencia. Después se expulsa materia en estado plasmático.
  • Pantallas de televisores o computadoras – Se componen de gases de neón y xenón.
  • Aurora boreal – Es una luminiscencia que ocurre en el cielo de la noche, por lo general en áreas polares.
  • Soldaduras de arco eléctrico – Se realiza con la protección por gas.
  • Vientos solares – Son movimientos que suceden en la atmósfera del sol.
  • Tubos fluorescentes – Al interior tienen vapor de mercurio.
  • Reactores de fusión – Al interior de ellos hay materia que se encuentra en estado plasmático.

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Estado gaseoso

El estado gaseoso es una forma de agregación de la materia. Explicamos que es el estado gaseoso, sus características, propiedades, ejemplos y más.

¿Qué es el estado gaseoso?

El estado gaseoso es uno de los cuatro estados de agregación de la materia, donde los tres restantes son líquido, sólido y plasmático. Una sustancia en estado gaseoso se conoce como gas, siendo fácil de identificar porque sus partículas constitutivas están poco unidas entre ellas, así que se van a ir expandiendo en el contenedor en el que estén, para llegar a cubrir lo más que se pueda dentro de un espacio a disposición.

La fuerza de atracción de los gases es muy leve, lo que significa que carecen de un volumen y forma definidos. A su vez, la densidad de los gases es bajísima porque sus partículas se mantienen en un desorden relativo, así que van a estar vibrando y en un movimiento veloz.

De esta manera, las moléculas de las sustancias en estado gaseoso no se van a sujetar unas con otras con firmeza, y es poco lo que permite que se mantengan juntas. Por estas características se ven afectadas poco por la gravedad, en particular si se lo compara con los líquidos y sólidos, razón por la que flotan. Aunque la cohesión de los gases es casi nula, los gases sí que tienen una gran capacidad para ser comprimidos, lo cual sucede con regularidad en la industria para poder transportarlos.

Finalmente, las propiedades físicas de los gases como el olor, sabor o color, dependen de cada uno de los elementos que hacen parte de su composición o de aquellos compuestos que se disolvieron en el gas. Piense en el aire ordinario, el cual es insípido, inodoro e incoloro, mientras que el gas proveniente de los hidrocarburos, como el metano, sí que tiene un olor desagradable y quizá tenga algún color.

Estado gaseoso

Características del estado gaseoso

Intangibles, insaboros e incoloros – Casi todos los gases son transparentes, no se pueden tocar, no tienen color o sabor. Por supuesto lo último varía según el caso.

Volumen propio – Carecen de un volumen propio.

Forma propia – Asumen la forma del contenedor.

Son fluidos – Esto aplica aún más que para los líquidos y carecen casi en su totalidad de una fuerza de unión entre sus moléculas.

Alta difusión – Se mezclan con facilidad y entre sí, considerando el espacio existente entre sus partículas.

Propiedades del estado gaseoso

  • Forma – No tienen una forma propia.
  • Dilatación y contracción – Al igual que los sólidos y los líquidos, los gases también experimentan estos fenómenos.
  • Fluidez – Es una propiedad con la que un gas va a ocupar todo el espacio que lo contengan, pues su fuerza de unión es tan débil que las moléculas que le conforman se van a ir expandiendo.
  • Difusión – Es un proceso con el que un gas se va a ir mezclando con otros a causa del movimiento que tienen sus moléculas.
  • Compresibilidad – A través de la compresión el volumen de un gas decrece, y esto ocurre por las moléculas se van acercando entre ellas como consecuencia de una presión que se aplica.
  • Densidad – Corresponde a la razón entre la masa y el volumen ocupado. Para los gases la densidad es menor respecto a un sólido o líquido.
  • Miscibilidad – Es muy alta, porque dos o más gases que ocupan un mismo espacio se van a mezclar de forma completa y uniforme.

Leyes de los gases

Ley de Boyle-Mariotte – Relaciona el volumen y la presión de una cantidad de gas que se mantiene a una temperatura constante. Si la temperatura es constante para una masa de gas, el volumen va a ir variando de modo inverso y proporcionalmente a la presión absoluta que tenga el recipiente.

Ley de Charles – En una presión dada, el volumen que un gas ocupa es proporcional a la temperatura que tenga en Kelvin.

Ley de Gay-Lussac – La presión que tiene una cantidad de gas, cuando el volumen se mantiene constante, es directamente proporcional a la temperatura en Kelvin.

Ecuación de gas ideal – Teniendo en cuenta que hay comportamientos comunes en los gases que se comprenden con las leyes de gas, es posible que se comprendan y se puedan predecir comportamientos de los gases reales a partir del concepto de un gas ideal o teórico. Esta es una ecuación con la que se describen los vínculos de las leyes de los gases ya mencionadas.

Tipos de gases

De acuerdo con su naturaleza química se clasifican en:

  • Inflamables o combustibles – Son los que pueden arder o tener reacciones explosivas cuando hay presencia de oxígeno u otros oxidantes.
  • Corrosivos – Cuando entran en contacto con otras sustancias que conllevan procesos de reducción u oxidación de alta intensidad, por lo cual se generan daños en la superficie o heridas cuando es materia orgánica.
  • Comburentes – Los que permiten que se mantenga una llama viva, al igual una reacción que sea inflamable, pues hay una inducción a la combustión para otras sustancias.
  • Tóxicos – Son los que por sus características son un peligro para la salud, ya que el cuerpo o los seres vivos pueden reaccionar de mala manera ante ellos. Un ejemplo son los gases radioactivos.
  • Inertes o nobles – Los gases con poca o nula actividad, sin considerar ciertas situaciones en específico.

Ejemplos de estado gaseoso

  • Vapor de agua – Cuando el agua se evapora cambia su estado y se torna en vapor (ver ejemplos de estados del agua).
  • Aire – El aire ordinario que respiramos es una sustancia de masa homogénea con hidrógeno, oxígeno y nitrógeno.
  • Metano – Es un gas hidrocarburo y es un subproducto de la descomposición de la materia orgánica.
  • Butano – Es un gas de naturaleza orgánica. Se deriva del petróleo.
  • Helio – Se trata de una mezcla heterogénea de nitrógeno, hidrógeno, oxígeno, argón y otros gases.

Cambios de fase del estado gaseoso a otros estados

  • De líquido a gas (Evaporación) – Sucede en la cotidianidad. Si se inyecta energía calórica a un líquido para que su temperatura supere el punto de ebullición de la sustancia, va a suceder.
  • De sólido a gas (Sublimación) – En ciertos casos, los sólidos cambian de fase directamente a un estado gaseoso sin que tengan que pasar por el estado líquido. En los polos del Planeta, la temperatura es tan baja que la formación de agua líquida es imposible, pero el hielo y la nieve sí que se subliman para ir directamente a la atmósfera.
  • De gas a líquido (Condensación) – Es el opuesto a la evaporación. Aquí se sustrae la energía calórica del gas, para que las partículas se muevan de modo más lento y tengan más cohesión. En la atmósfera esto sucede en el momento en que el vapor de agua se va alejando de la superficie terrestre, por lo cual pierde temperatura y las nubes se van formando, para luego precipitarse de regreso en forma de agua, es decir, la lluvia.
  • De gas a sólido (Sublimación inversa) – Se conoce también como cristalización en ciertos casos específicos- Sucede en unas condiciones muy específicas, ya que allí las partículas de un gas se ven forzadas a juntarse más de lo usual, por tanto, cambian de fase a un estado sólido sin tan siquiera pasar por el estado líquido. La escarcha es un ejemplo, la cual es semisólida y se observa en las ventanas durante el invierno.

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Estado líquido

El estado líquido es un estado en el que se agrega la materia a modo de fluido. Explicamos qué es el estado líquido, sus características, propiedades, ejemplos, cambios de fase y más.

¿Qué es el estado líquido?

Se define como estado líquido o líquido, a un estado de la materia que se sitúa entre el estado sólido y el estado gaseoso, pues las partículas están lo suficientemente juntas para que su cohesión mínima se mantenga, pero al tiempo se dispersan lo necesario para que exista fluidez y modificaciones en la forma.

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En esa condición a medio camino entre la dispersión de los gases y la rigidez de los sólidos, los líquidos por lo general son un resultado de una fuente de energía o fusión si se trataba de un sólido, o de una sustracción (condensación) si provienen de un gas. También es posible que se den modificaciones en la presión en estos casos.

Una buena cantidad de elementos van a mantener su estado líquido al exponerse a una temperatura regular, como el caso del agua, aunque existen ciertas condiciones calóricas en las que se pueden dar cambios de fase a un estado sólido, por ejemplo, de solidificación o congelamiento cuando la temperatura disminuye, al igual que un cambio a gas por evaporación si la temperatura se incrementa.

Estado Líquido

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Características del estado líquido

Número de partículas – En los líquidos el número de partículas por unidad de volumen es alto.

Fricción y colisión – Una de las consecuencias del número de partículas de los líquidos, es que las colisiones y fricciones son frecuentes.

Cohesión – La cercanía de las moléculas en los líquidos tiende a ser mucha, pese a que choquen entre sí con relativa frecuencia.

Temperatura – Según la temperatura de un líquido vaya aumentando, el movimiento en las moléculas individuales también se incrementa.

Fluidez – Los líquidos toman la forma del recipiente que los contiene.

Compresión – Aunque los líquidos sí que presentan un cierto grado de compresión, en especial si se los compara con los sólidos, no es posible que sean comprimidos con facilidad, ya que sus moléculas están ya muy unidas.

Forma y volumen – Los líquidos no tienen una forma que sea fija, pero sí cuentan con volumen.

Propiedades del estado líquido

  • Viscosidad – En los líquidos se identifican unas fuerzas internas que no dependen de la deformación total del elemento, pese a que regularmente sí van a depender de la velocidad a la que se deforman, siendo esta la variable que los diferencia de un sólido deformable. Si se aumenta la masa molar, la viscosidad de un líquido crece, y también lo hace cuando la temperatura aumenta.
  • Fluidez – Característica que comparten con los gases, pues los líquidos tienen la habilidad de pasar por cualquier agujero u orificio, aunque sea pequeño, mientras se encuentre a un mismo nivel que el recipiente en el que el líquido está.
  • Presión de vapor – Depende únicamente de la temperatura. La presión de vapor se da en equilibrio con la forma líquida.
  • Cohesión – Fuerza de atracción suficiente en sus partículas para que el líquido mantenga a sus moléculas juntas.
  • Adhesión – Consiste en la atracción que tienen las moléculas distintas.
  • Tensión superficial – Fuerza que se observa en la superficie del líquido, en donde la capa exterior va a tender a contener el volumen del mismo al interior de una superficie mínima.
  • Capilaridad – Es la facilidad que los líquidos tienen para subir por tubos que presentan diámetros muy pequeños o capilares y en los que la fuerza de cohesión se ve superada por la fuerza de adhesión.

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Ejemplos de estado líquido

  • El agua – Es la sustancia típica entre los líquidos y la más común del planeta. Es un líquido por excelencia a temperatura ambiente.
  • La orina – Es un producto del sistema excretor del cuerpo humano y de ciertos vertebrados.
  • El mercurio – Único metal que a temperatura ambiente se mantiene en estado líquido.
  • Gasolina – Un derivado popular del petróleo. Se usa como combustible. Se usa como insumo para motores o aparatos que generan electricidad y movimiento.
  • Leche – Sustancia nutritiva de las hembras mamíferas que es segregada a través de las glándulas mamarias.
  • Ácido sulfúrico – Un ácido común en los laboratorios. Su nivel de corrosión es altísimo y es dañino para la materia orgánica.
  • Alcohol etílico – Con muchas aplicaciones, muchas de ellas en el sector salud.
  • Petróleo – Se conoce también como crudo. Del petróleo proviene la gasolina.
  • Aceite de cocina – Viscoso. Se usa regularmente para la cocción de los alimentos.

Cambios de fase del estado líquido a otros estados

  • Solidificación – Consiste en el cambio de fase de un líquido a un sólido, esto a causa del enfriamiento. Se trata de un proceso exotérmico, en donde el punto de solidificación o congelación es la temperatura en la que el líquido se va a solidificar y ese cambio permanece constante. A su vez, va a coincidir con el punto de fusión cuando el cambio ocurre de manera lenta.
  • Ebullición – Es un proceso físico en el que un líquido cambia a estado gaseoso. Sucede si la temperatura para la totalidad del líquido es igual al punto de ebullición del líquido a una presión. Cuando el líquido sigue calentándose absorberá el calor, aunque la temperatura no aumentará.

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Estado sólido

El estado sólido es uno de los cuatro estados de agregación de la materia que más se conocen. Explicamos qué es el estado sólido, sus características, propiedades, ejemplos y más.

¿Qué es el estado sólido?

Entre las cuatro formas esenciales de la materia que más se conocen, el estado sólido es una de ellas, al igual que el estado sólido, líquido, gaseoso y plasmático. Cada una de las formas mencionadas se conocen como los estados de agregación de la materia.

Los sólidos o la materia en estado sólido se identifican porque sus partículas están dispuestas en nexos que son fuertes y rígidos, motivo por el que la estructura física de un sólido se define muy bien. En cuanto a esa fuerza de cohesión que las partículas tienen, hace que la forma y el volumen de un sólido sean estables, al igual que logran un cierto margen de resistencia y dureza.

Estado Sólido

Características del estado sólido

Cohesión – Es una de las características fundamentales de los sólidos, pues, aunque en su naturaleza química los sólidos son idénticos a los líquidos y gases, las partículas se encuentran más juntas entre sí, por lo cual sus nexos son más fuerzas.

Forma – Como conjunto los sólidos mantienen su forma definida, con un volumen propio y unos límites claros.

Rigidez – Los sólidos se resisten ante la deformación en la mayoría de los casos. Esto aplica incluso para una fuerza constante como la gravedad o el peso.

Incompresibilidad – En comparación con los líquidos y los gases, en el caso de los sólidos no es posible que sean comprimidos más, pues las partículas no se pueden juntar más entre sí.

Subdivisión – Por lo general se subdivide a los sólidos en cristalinos por tener una estructura atómica regular, y los amorfos porque sus partículas se ordenan de modo irregular.

Propiedades del estado sólido

  • Elasticidad – Un sólido va a recuperar su forma original si se lo deforma. Para observar esta propiedad se puede pensar en un resorte.
  • Dureza – Se trata de una oposición que tienen los materiales ante una alteración, por ejemplo, la penetración, cortadura, rayados, abrasión o deformaciones.
  • Fragilidad – Los sólidos se los puede romper en varios fragmentos. En ese sentido es posible que sean quebradizos.
  • Alta densidad – Un sólido presenta una densidad alta por lo general, esto porque sus moléculas son cercanas entre sí.
  • Forma definida – Son rígidos relativamente y no van a fluir como el caso de los líquidos y gases, con la excepción de una presión extrema en el entorno.
  • Inercia – Es la resistencia o dificultad con la que un sistema físico o social se opone ante los cambios. En un sólido es la resistencia a que se dé un cambio en el estado de reposo.
  • Flotación – Parte de los sólidos tienen esta propiedad, aunque depende que la densidad sea menor a la del líquido en la que sean colocados.
  • Maleabilidad – Es una propiedad de la materia que tienen los cuerpos cuando se labran por deformación. Es una propiedad que posibilita la obtención de láminas delgadas de un material sin que se rompa.
  • Tenacidad – Es la resistencia con la que un material se opone para que las grietas y fisuras se puedan propagar.
  • Rigidez – En ciertos casos los sólidos van a resistir más ante una torcedura o doblez.
  • Ductilidad – Es una propiedad para que se puedan obtener hilos de los sólidos.
  • Aleabilidad – Propiedad para que se formen aleaciones para que se produzcan materiales nuevos para que sus características mejores o se ajusten.
  • Deformación – En algunos casos los sólidos se deforman sin llegar a romperse, por lo cual van a adquirir una forma diferente.
  • Calor específico – Es la capacidad de una sustancia para que el sólido aumente 1°C su temperatura.

Tipos de sólidos

Se subdivide a la materia en estado sólido según sea el modo en que las partículas se ordenan:

  • Cristalinos – Están compuestos por celdillas que se organizan de forma geométrica. Por esta razón su forma es regular, sigue un patrón y es precisa.
  • Amorfos o vítreos – Sus partículas no se juntan de acuerdo a una estructura ordenada o un patrón. Su forma es variada e irregular, esto dependiendo de las condiciones en las que se produjeron.

Ejemplos del estado sólido

  • Metales – El mercurio es la única excepción dentro de esta categoría. Un metal a temperatura ambiente va a conservar su dureza y solidez, lo cual se explica por los enlaces metálicos que existen entre los átomos. Ahora bien, con el calor suficiente, un metal va a fluir como un líquido y tendrá formas nuevas.
  • Hielo – Si el agua en estado líquido se lleva a su punto de congelación, se cristaliza para convertirse en hielo.
  • Piedras – Se componen de elementos calcáreos y minerales. Se pueden ver en todas partes y es una de las muestras típicas de los sólidos en el planeta.
  • Huesos – Se mineralizan con calcio que es tomado de la alimentación. Hacen parte del cuerpo de los vertebrados y le brindan solidez.
  • Hormigón – Es una unión de materiales como agua, grava y cemento en polvo. En principio es una pasta húmeda y después es una materia que es muy dura cuando se deseca. En la construcción se emplea con mucha frecuencia.
  • Sal de mesa – La que se usa y consume con regularidad en el día a día.
  • Hierro – Un metal con muchas aplicaciones en la vida cotidiana. Usado para la aleación del acero.

Cambios de fase del estado sólido a otros estados

Aunque la fuerza de cohesión de las partículas de los sólidos es considerable, con ciertos procesos físicos es posible causar un cambio de fase, por lo cual un sólido puede pasar a estado líquido o gaseoso:

  • Fusión – Ocurre si se da un aumento en la temperatura del sólido para que alcance el punto máximo que puede absorber o punto de fusión, momento desde el que hay un exceso de energía que logra vencer el nexo que las partículas tienen entre sí, razón por la que se van a mover con más prisa, lo cual romperá su estado estacionario y terminarán para fluir como un líquido.
  • Sublimación – En ciertos sólidos es posible que se los convierta en gases directamente, sin que tengan que pasar por el estado líquido con antelación. Para ello hay que añadir calor y que se den unas condiciones de presión que sean suficiente. Esto se observa por ejemplo con un hielo en un sitio frío y seco para que se llegue a dar agua.

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Calor específico

El calor específico es una magnitud física para calcular la elevación de la temperatura de la materia. Explicamos qué es el calor específico, sus unidades, fórmulas, ejemplos y más.

¿Qué es el calor específico?

Desde la física el calor específico, también conocido como capacidad térmica específica o capacidad calórica específica, es una magnitud física asociada con la cantidad de calo que se necesita para que una unidad de masa aumente su temperatura en una unidad de grado Celsius.

Según sea el estado físico de la materia, en otras palabras, si se encuentra en un estado líquido, sólido o gaseoso, las condiciones son distintas, ya que la estructura molecular se modifica, lo cual repercute en el modo en que se transfiere el calor en ese sistema específico de partículas. Este proceso sucede igualmente cuando las condiciones de presión atmosférica cambian, pues a mayor presión, el calor específico es menor.

Calor específico

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Unidades del calor específico

De acuerdo con el Sistema Internacional de mediciones, para el calor se usan los Joules (J), mientras que el calor específico es expresado con relación a este sistema por kilogramo y por kelvin: (J.Kg-1.K-1).

Otro de los modos comunes para su medición, tienen en cuenta la utilización de la caloría por gramo y por cada grado centígrado (cal.g-1.°C-1). Para el caso de los lugares en los que se usa el sistema anglosajón, se mide en BTU por libra y por grado Fahrenheit, lo que significa que están por fuera del Sistema Internacional.

Fórmulas de calor específico

La fórmula que más se usa para el cálculo del calor especifico es:

ĉ = Q / m.Δt

  • Q representa la transferencia de energía calórica que se da entre el sistema y el entorno.
  • m es la masa del sistema.
  • Δt es la variación que se da de la temperatura al que la masa se somete.

De este modo, el calor específico (c) según una temperatura dada (T), se calcula así:

c = lim (Δt→0) . Q / m.ΔT = 1/m . dQ/dT

Si el calor específico es mayor para una sustancia respecto a un suministro de calor, la temperatura varía menos. Un ejemplo de ello, es que es preferible utilizar una cuchara de madera al momento de cocinar en comparación con una de aluminio, pues el calor específico es mucho más alto para la madera, respecto al aluminio.

Ejemplos de calor específico

El agua es un ejemplo rápido y simple. Se necesita de una caloría para que aumente un grado Celsius un gramo de agua que está a temperatura ambiente, por ende, su calor específico es 1 cal.g-1.° C-1. A su vez, se necesita de 0,5 calorías para que aumente en un grado la temperatura del hielo si está a -5°C.

La sustancia común con el calor específico mayor es el agua, razón por la que es fundamental para regular la temperatura de nuestro planeta.

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Otros datos en torno al calor específico son:

  • Potasio: 0,019 calorías por gramo por grado Celsius
  • Vidrio: 0,2 calorías por gramo por grado Celsius
  • Mármol: 0,21 calorías por gramo por grado Celsius
  • Madera: 0,41 calorías por gramo por grado Celsius
  • Alcohol etílico: 0,58 calorías por gramo por grado Celsius
  • Mercurio: 0,0033 calorías por gramo por grado Celsius
  • Oro: 0,0308 calorías por gramo por grado Celsius
  • Hierro: 0,107 calorías por gramo por grado Celsius
  • Silicio: 0,168 calorías por gramo por grado Celsius
  • Aceite de oliva: 0,47 calorías por gramo por grado Celsius
  • Aluminio: 0,215 calorías por gramo por grado Celsius
  • Cobre: 0,0924 calorías por gramo por grado Celsius

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