Puntos de fusión y ebullición

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Puntos de fusión y ebullición

puntos de fusión y ebullición bajos iónicos o covalentes

FIGURA 9.1 El estado físico en relación con los puntos normales de fusión y ebullición. Observa que los sólidos se funden y hierven por encima de la temperatura ambiente, los líquidos se funden por debajo de la temperatura ambiente y hierven por encima de la temperatura ambiente, y los gases se funden y hierven por debajo de la temperatura ambiente.

Un sólido tiene una forma y un volumen fijos que no cambian con la forma de su recipiente. Piensa en una roca y en cómo su tamaño y su forma permanecen iguales, independientemente de dónde la pongas. Un líquido tiene un volumen constante, pero su forma se ajusta a la forma de su recipiente. Piensa en una muestra de leche. Su volumen es el mismo, tanto si la pones en un platillo para que la beba el gato como si la pones en un vaso para ti; evidentemente, su forma cambia para adaptarse a la forma del recipiente. Un gas cambia tanto su forma como su volumen para ajustarse a la forma y al volumen de su recipiente. Consideremos una muestra de aire. Llenará una habitación vacía, un globo, un neumático o una balsa de goma. Su forma y volumen se ajustan a la forma y volumen del recipiente en el que se coloca. La figura 9.2 ilustra estos puntos.

puntos de fusión y ebullición de sólidos, líquidos y gases

La relación entre el punto de fusión de un compuesto y su estructura química sigue siendo poco conocida. El punto de fusión de un compuesto puede relacionarse con algunas de sus otras propiedades físico-químicas. El punto de ebullición de un compuesto puede determinarse a partir de propiedades constitutivas aditivas, pero el punto de fusión sólo puede estimarse con la ayuda de parámetros constitutivos no aditivos. El punto de fusión de algunos compuestos rígidos sin enlaces de hidrógeno puede estimarse mediante la ecuación MP = 0,772 * BP + 110,8 * SIGMAL + 11,56 * ORTHO + 31,9 * EXPAN – 240,7 donde MP es el punto de fusión del compuesto en Kelvin, BP es el punto de ebullición, SIGMAL es el logaritmo del número de simetría, EXPAN es el cubo de la excentricidad del compuesto y ORTHO indica el número de grupos que son orto a otro grupo.

punto de fusión de una sustancia pura

El punto de fusión (o, raramente, el punto de licuefacción) de una sustancia es la temperatura a la que cambia de estado de sólido a líquido. En el punto de fusión, la fase sólida y la líquida existen en equilibrio. El punto de fusión de una sustancia depende de la presión y suele especificarse a una presión estándar, como 1 atmósfera o 100 kPa.

Cuando se considera la temperatura del cambio inverso de líquido a sólido, se denomina punto de congelación o punto de cristalización. Debido a la capacidad de las sustancias para sobreenfriarse, el punto de congelación puede parecer fácilmente inferior a su valor real. Cuando se determina el «punto de congelación característico» de una sustancia, en realidad la metodología real es casi siempre «el principio de observar la desaparición y no la formación de hielo, es decir, el punto de fusión»[1].

Para la mayoría de las sustancias, los puntos de fusión y congelación son aproximadamente iguales. Por ejemplo, el punto de fusión y de congelación del mercurio es de 234,32 kelvins (-38,83 °C; -37,89 °F)[2] Sin embargo, algunas sustancias poseen temperaturas de transición sólido-líquido diferentes. Por ejemplo, el agar se funde a 85 °C (185 °F; 358 K) y se solidifica a partir de 31 °C (88 °F; 304 K); esta dependencia de la dirección se conoce como histéresis. El punto de fusión del hielo a 1 atmósfera de presión está muy cerca[3] de los 0 °C (32 °F; 273 K); también se conoce como punto de hielo. En presencia de sustancias nucleantes, el punto de congelación del agua no es siempre el mismo que el punto de fusión. En ausencia de nucleadores, el agua puede existir como líquido superenfriado hasta -48,3 °C (-54,9 °F; 224,8 K) antes de congelarse.

punto de fusión

Los halógenos están situados a la izquierda de los gases nobles en la tabla periódica. Estos cinco elementos tóxicos y no metálicos constituyen el grupo 17 de la tabla periódica y están formados por: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I) y astato (At). Aunque el astato es radiactivo y sólo tiene isótopos de vida corta, se comporta de forma similar al yodo y suele incluirse en el grupo de los halógenos. Como los elementos halógenos tienen siete electrones de valencia, sólo necesitan un electrón adicional para formar un octeto completo. Esta característica los hace más reactivos que otros grupos no metálicos.

El cloro (Cl2) fue el primer halógeno descubierto en 1774, seguido del yodo (I2), el bromo (Br2), el flúor (F2) y el astato (At, descubierto por última vez en 1940). El nombre «halógeno» deriva de las raíces griegas hal- («sal») y -gen («formar»). Juntas, estas palabras se combinan para significar «formador de sal», en referencia al hecho de que los halógenos forman sales cuando reaccionan con los metales. La halita es el nombre mineral de la sal gema, un mineral natural compuesto esencialmente por cloruro de sodio (NaCl). Por último, los halógenos también son relevantes en la vida cotidiana, ya sea el flúor que va en la pasta de dientes, el cloro que desinfecta el agua potable o el yodo que facilita la producción de hormonas tiroideas en el organismo.