fuerzas intermoleculares de líquidos y sólidos
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CURSO DE QUÌMICA
GENERAL I
M.Sc. EMA MORENO de MEDINA
FUERZAS
INTERMOLECULARES
DE LÍQUIDOS Y
SÓLIDOS
PROPIEDADES DE LÍQUIDOS , SÓLIDOS Y
GASES
Vivimos inmersos en una mezcla de gases (atmósfera de la Tierra)
Mayor conocimiento del comportamiento de líquidos y sólidos (tangibles)
La mayoría de sustancias líquidas a temperatura ambiente son sustancias moleculares.
PROPIEDADES Y
CARACTERÍSTICAS DE GASES,
LÍQUIDOS Y SÓLIDOS Estado de la
materia Volumen/Forma Densidad Compresibilidad Movimiento
molecular
Gas Asume la forma y el volumen del recipiente
que lo contiene
Baja Muy compresible Movimiento muy libre
Líquido Tiene volumen definido pero asume la forma del
recipiente que lo contiene
Alta Ligeramente compresible
Se deslizan entre sí libremente
Sólido Tiene volumen y forma definidos
Alta Prácticamente incompresible
Vibraciones alrededor de
posiciones fijas
ENLACES QUÍMICOS
Mantienen unidos los
átomos en las moléculas
Mantienen unidos los
iones en los cristales
Responsables de
propiedades físicas y químicas
Atracción que una sustancia ejerce sobre
otra
ENLACES QUÍMICOS
COVALENTES
IÓNICOS METÁLICOS
ENLACES IÓNICOS
Transferencia completa de electrones
Una sustancia
cede y otra gana
electrones
Origina compuestos
iónicos
DIFERENCIA DE
ELECTRONEGATIVIDAD
MAYOR A 1,8
Compuestos iónicos
Todos son Sólidos a
temperatura ambiente
P.E. muy altos
Entre
1000 y 1500 oC
Se disocian en agua
Conducen corriente eléctrica
(electrolitos)
ESTRUCTURA DEL NaCl, UN COMPUESTO
IÓNICO
ENLACES COVALENTES
SUCEDEN ENTRE
ÁTOMOS NO METÁLICOS
ENLACE COVALENTE
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL
HCl
ELECTRONEGATIVIDAD
CAPACIDAD DE UN ÁTOMO Ó UNA MOLÉCULA PARA ATRAER ELECTRONES HACIA SÍ MISMO.
Linus Pauling desarrolló una escala numérica
de electronegatividad.
TABLA DE ELECTRONEGATIVIDAD
CARACTERISTICAS DE LOS ENLACES COVALENTES
•Sucede entre 2 átomos no metálicos idénticos
•Los electrones se compartes por igual entre los 2 átomos
•No hay diferencia de electronegatividad
•Elementos diatónicos
ENLACES COVALENTES NO POLARES
•Sucede entre 2 átomos no metálicos distintos
•Diferencia de electronegatividad hasta 1,8
ENLACES COVALENTES
POLARES
EJEMPLOS DE ENLACES
I y I
Electronegatividad: I=2.5
2.5 – 2.5 =0 Enlace covalente no polar
P y Cl
Electronegatividad: P=2.1 Cl=3.0
3.0 – 2.5 =0.9 Enlace covalente polar
K y Cl
Electronegatividad: K = 0.8
3.0 – 0.8 = 2.2 Enlace iónico
ENLACES METÁLICOS
•CARGA POSITIVA
•FORMAN RED TRIDIMENSIONAL
IONES METÁLICOS
•DÉBILMENTE SUJETOS SE DESPLAZAN LIBREMENTE POR TODO EL METAL
•SON LOS MEJORES CONDUCTORES DE ELECTRICIDAD
ELECTRONES
ENLACES METÁLICOS
ENLACES COVALENTES
Los enlaces covalentes , que son fuerzas dentro de las moléculas, influyen en:
Forma de las moléculas
Energías de enlace y
Otros comportamientos.
FUERZAS INTERMOLECULARES E
INTRAMOLECUALRES
Responsables de las propiedades
macroscópicas:
Punto Ebullición
Punto Fusión
Fuerzas de atracción que existen entre las
moléculas
FUERZAS INTERMOLECULARES
Responsables de la estabilidad de
moléculas individuales
Mantienen juntos los átomos en una
molécula
Enlaces
FUERZAS INTRAMOLECULARES
FUERZAS INTERMOLECULARES
GASES
Falta de F.I. permite que se
expanda y llene el recipiente que lo
contiene
LÍQUIDOS
F.I. tienen suficiente
intensidad para mantener juntas
las moléculas
No son tan fuertes para evitar su movimiento
(verter)
SÓLIDOS
F.I. son tan fuertes que mantienen
moléculas
No hay libertad de movimiento
Sólidos son rígidos
Tienen estructuras muy ordenadas
(cristales)
FUERZAS INTERMOLECULARES
DE LÍQUIDOS Y SÓLIDOS
FUERZAS INTERMOLECULARES
DE LÍQUIDOS Y SÓLIDOS
A temperatura ambiente las fuerzas intermoleculares varían así:
GASES < LÍQUIDOS < SÓLIDOS NaCl(s) Funde : 804 oC Hierve : 1465oC a 1 atm. N2O(g) Licua : -88.5 oC Solidifica : -102.4 oC a 1 atm.
FUERZAS INTERMOLECULARES
Intermolecular vs intramolecular 41 kJ para vaporizar 1 mol de H2O en su P.E
(Intermolecular) 930 kJ para romper los dos enlaces O – H en
1 mol de H2O ( Intramolecular)
Las fuerzas intermoleculares son mas débiles que las fuerzas intramoleculares
TIPOS DE FUERZAS DE
ATRACCIÓN
Fuerzas ión – dipolo
Fuerzas dipolo – dipolo
Fuerzas de dispersión de London
Puentes de Hidrógeno
FUERZAS DE VAN DER WAALS
Dipolo – dipolo
Dipolo-dipolo inducido
Dispersión
TIPOS DE FUERZAS DE
ATRACCIÓN
Dependiendo del estado físico de una sustancia y de la naturaleza de las moléculas, más de un tipo de interacción puede jugar un papel en la atracción total entre moléculas.
FUERZAS IÓN – DIPOLO
Ión (catión o anión) y una carga parcial en el extremo de una molécula polar.
La fuerza depende de:
Carga
Tamaño del ión y
Magnitud del dipolo.
Son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos polares.
+ - + - +
a) Extremo negativo de molécula polar orientado hacia un catión.
FUERZAS IÓN - DIPOLO
Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar.
Interacción ion-dipolo
11.2
INTERACCIÓN DE UNA MOLÉCULA DE AGUA CON IONES
H2O momento dipolar 1,87 D Mg2+ radio iónico más pequeño (78 pm) , carga más alta Na+ radio iónico más grande (98 pm)
FUERZAS DIPOLO – DIPOLO
Son fuerzas que actúan entre moléculas polares
que están muy próximas, generalmente son más débiles que las fuerzas ión – dipolo.
Para moléculas de masa y tamaño semejante, las energías de atracción intermoleculares aumentan cuando la polaridad aumenta.
+ -
- +
Los dipolos están alineados para producir una interacción de atracción.
+ - + -
FUERZAS INTERMOLECULARES
Orientación de moléculas polares en un sólido
Sustancia Masa Molecular
Uma
Momento dipolar
D
Punto de ebullición
K
Propano C3H8 44 0.1 231
Eter dimetílico CH3OCH3
46 1.3 249
Cloruro de metilo CH3Cl
50 2.0 249
Acetaldehído CH3CHO
44 2.7 293
Acetonitrilo CH3CN
41 3.9 355
PUNTOS DE EBULLICIÓN DE
SUSTANCIAS ORGÁNICAS
FUERZAS DIPOLO – DIPOLO
+ -
- +
+ -
+ -
Orientaciones en que se
atraen
Orientaciones en que se repelen
ATRACCIÓN NETA
LÍQUIDOS
Libre movimiento
FUERZAS DE DISPERSIÓN
Los gases no polares se pueden licuar, ello
indica que debe haber alguna clase de fuerzas de atracción entre ellas.
El origen de esta atracción fue propuesto por primera vez en 1930 por Fritz London, físico germano –estadounidense.
El reconoció que el movimiento de los electrones en un átomo o en una molécula puede crear un momento dipolar instantáneo.
DISTRIBUCIÓN DE CARGAS EN
UN ÁTOMO DE HELIO
-
+
e-
e-
e-
e-
-
+
Atracciones electrostáticas
Momento dipolar instantáneo (porque sólo dura una
pequeña fracción de segundo)
FUERZAS DE DISPERSIÓN
RECUERDE:
LAS FUERZAS DE DISPERSIÓN EXISTEN ENTRE ESPECIES , YA SEAN:
NEUTRAS
CON GARGA NETA
POLARES O NO POLARES
POLARIZABILIDAD
+ - +-
- +
- +
Facilidad con la que una fuerza extrema distorsiona la distribución de cargas en una molécula.
La fuerza de atracción de un ión o de una molécula polar produce un dipolo inducido.
IÓN MOLÉCULA
POLAR DIPOLO
INDUCIDO
DIPOLO
INDUCIDO
FUERZAS DE DISPERSIÓN
Fuerzas de atracción que surgen como resultado de dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas.
Interacción de dipolos ion-inducido
Interacción de dipolos dipolo-inducido
DIPOLOS INDUCIDOS INTERACTUANDO ENTRE SÍ
FUERZAS INTERMOLECULARES
11.2
Polarización es la facilidad con la que la distribucion del electrón en el átomo o molécula puede ser distorsionada.
La polarización aumenta con:
• mayor número de electrones
• difusión de más nubes de electrones
Las fuerzas de dispersión por lo general aumentan la masa molar.
PUNTOS DE EBULLICIÓN DE
HALÓGENOS Y GASES NOBLES
HALÓGENOS P.E.(K) GASES NOBLES
P.E (K)
F2 85.1 He 4.6
Cl2 238.6 Ne 27.3
Br2 332 Ar 87.5
I2 457.6 Kr 120.9
Xe 166.1
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE
LONDON
La forma de las moléculas
también influye en las F. de D. Ejm.
n-pentano neopentano
F.M. C5H12 C5H12 P.E: 309.4 K 282.7 K Forma: cilíndrica esférica Superficie: mayor menor Contacto: mayor menor Atracción: mayor menor
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE
LONDON
Las F. de D. entre moléculas polares pueden contribuir más a las fuerzas de atracción totales que las fuerzas dipolo-dipolo. Ejm.
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE
LONDON
HBr P.E: 206.2 K
Fuerzas de atracción totales más fuertes
Es menos polar, 0.79 D
P.M. mayor
Más polarizable, F. de D. más fuertes
HCl P.E: 189.5 K
Mayor polaridad, 1.03 D
P.M. menor
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE
LONDON
Si las moléculas tienen: • F.D. aproximadamente
iguales
• Fuerzas de atracción se incrementan con POLARIDAD
Tamaño y forma similares
• Fuerzas de atracción se incrementan con aumento de PESO MOLECUALR
• Fuerzas de dispersión mayores
Polaridad y forma similares
S
¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares existen entre cada una de las siguientes moléculas?
HBr HBr es una molécula polar: interacción dipolo-dipolo. También hay fuerzas de dispersión entre moléculas de HBr.
CH4
CH4 es no polar: fuerzas de dispersión.
SO2 SO2 es una molécula polar: fuerzas dipolo-dipolo. También hay fuerzas de dispersión entre las moléculas de SO2.
EJERCICIOS
¿Cuál de las siguientes sustancias puede existir como gas y como sólido a la temperatura ambiente y a la presión atmosférica normal?
P4O10
Cl2
AgCl
I2
RESPUESTA
¿Qué sustancia tiene las fuerzas de atracción más débiles?
Mientras más débiles sean más probable que
exista como gas a cualquier temperatura y presión, así:
Cl2: no polar, menor P.M, es gas
AgCl: menor probabilidad de ser gas por los
enlaces iónicos que son fuertes formando un sólido.
ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
El enlace por puente de hidrógeno es una interacción dipolo-dipolo especial entre el átomo de hidrógeno en un enlace polar N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo de O, N o F (par de electrones libres)
A H … B A H … A or
A & B son N, O, o F
PUENTES DE HIDRÓGENO
PUENTE DE HIDRÓGENO
Más fuerte que dipolo-dipolo o de
dispersión
INTERACCIÓN COULÓMBICA
PAR LIBRE DE ELECTRONES DEL
ÁTOMO ELECTRONEGATIVO
Y EL NÚCLEO DE HIDRÓGENO
Enlace por puente de hidrógeno
¿Por qué se considera al enlace por puente de hidrógeno como una interacción dipolo-dipolo “especial?
Disminución del PM Disminución del punto de ebullición
PUENTES DE
HIDRÓGENO
Molécula de AGUA
enlace polar:
H-O
par de electrones no compartido de átomo electronegativo
O
PUENTES DE HIDRÓGENO EN
LA MOLÉCULA DE H2O(S)
Densidad máxima 40C
El hielo es menos denso que el agua
Densidad del agua
11.3
EL AGUA ES UNA SUSTANCIA ÚNICA
EJERCICIOS
Enumere las sustancias en orden creciente de sus P.E:
BaCl2
H2
CO
HF
Ne
RESPUESTA BaCl2: por ser sustancia iónica tiene P.E más elevado.
Para el resto de sustancias depende de: P.M, polaridad y puentes de H
CO,HF y Ne tienen P.M aproximadamente iguales
RESPUESTA
HF tiene puentes de H por lo tanto P.E más elevado de los 3, le sigue el
CO ligeramente polar y P.M elevado
Finalmente el Ne que es no polar
H2:no polar y P.M bajo, P.E más bajo
RESPUESTA
Puntos de ebullición reales:
BaCl2 1813.0 K
HF 293.0 K
CO 83.0 K
Ne 27.0 K
H2 20.0 K
TALLER
¿Por qué es más fácil licuar los gases cuando están comprimidos?
RESPUESTA:
Las moléculas al estar más juntas ejercen mayor fuerza de atracción. Hay menos espacio vacío entre ellas
TALLER
¿Qué fuerzas de atracción intermoleculares existen entre?
a) Todas las moléculas
b) Moléculas polares
c) El átomo de H de un enlace polar y un átomo electronegativo
TALLER
RESPUESTA
a) Todas las moléculas: fuerzas de dispersión (polares o no polares)
b) Moléculas polares: fuerzas dipolo - dipolo
c) El átomo de H de un enlace polar y un átomo electronegativo: puentes de hidrógeno
TALLER
¿Qué clase de fuerzas de atracción hay que vencer para:
a) Fundir el hielo
b) Hervir el bromo
c) Fundir el NaCl
d) Disociar el F2 en átomos de F
e) Fundir el CCl4
f) Sublimar el I2
TALLER RESPUESTA:
a) Fundir el hielo: puentes de hidrógeno
b) Hervir el bromo: fuerzas de dispersión de London
c) Fundir el NaCl: enlaces iónicos
d) Disociar el F2 en átomos de F: enlaces covalentes
e) Fundir el CCl4 :fuerzas de dispersión de London
f) Sublimar el I2 :fuerzas de dispersión de London
DEBER
¿Cuál es la naturaleza de la principal fuerza de atracción de cada uno de los casos siguientes?
a) Xe(l)
b) NH3(l)
c) PCl3(l)
d) H2O y Fe3+ en FeCl3(ac)
e) CH3OH(l)
f) CH3F(l)
DEBER
¿Cuál de las moléculas siguientes espera que sea la más polarizable? Explique.
Br2 , Cl2 , I2 , F2
¿Qué molécula de cada par de las sustancias siguientes esperaría que tuviera el P.E más elevado?
a) N2 u O2
b) CH4 Ó SiH4 c) NaCl ó CH3Cl d) C2H5Cl ó C2H5OH
DEBER
¿Cuáles de las siguientes especies pueden formar enlaces de hidrógeno con el H2O?
a) CH3OCH3
b) CH4
c) F-
d) HCOOH
e) Na+
PROPIEDADES DE LOS
LÍQUIDOS
TENSIÓN SUPERFICIAL
VISCOSIDAD
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
TENSIÓN SUPERFICIAL
Es la cantidad de energía requerida para dilatar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área.
Fuerzas intermoleculares fuertes
Alta tensión superficial Agua: 7,29 x 10-2 J/m2 a 20oC Insectos caminan Aguja flota
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
TENSIÓN SUPERFICIAL
El Hg tiene un valor de
46 x 10-2 J/m2
Debido a los fuertes enlaces metálicos entre los átomos.
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS Cohesión es la atracción intermolecular entre moléculas similares.
11.3
Adhesión es la fuerza que une una sustancia a una superficie.
Menisco extremo superior curvado que se forma en un líquido que se encuentra en un vidrio (U), Hg curvado hacia abajo
Adhesión
Cohesión
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
ACCIÓN CAPILAR Ascenso de líquidos en
tubos muy angostos
Fuerzas de atracción entre líquido y paredes tienden aumentar área superficial del líquido y
éste sube hasta
Fuerzas de atracción
Fuerzas de cohesión
FUERZA DE GRAVEDAD
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
ACCIÓN CAPILAR
Agua
Nutrientes
Asciendan por tallos
de plantas
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
Viscosidad es una medida de la resistencia de un líquido para fluir.
Fuerzas intermoleculares fuertes
Alta viscosidad Melazas y líquidos para motor
VISCOSIDAD
Agua a 20 oC tiene 1.00 x 10-3 N-s/m2
a 80 oC es 0,356 x 10-3 N-s/m2
Aumenta temperatura
Aumenta energía cinética de moléculas
Se pueden vencer fuerzas de atracción de moléculas
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
DETERMINACIÓN DE VISCOSIDAD
Velocidad de caída de balines a
través de un líquido
Tiempo que fluye líquido
a través de tubo delgado
Por acción de gravedad
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
VISCOSIDAD:
SAE (Sociedad de Ingenieros Automotrices de EE.UU)
ha establecido valores de viscosidad.
Número > viscosidad > a cualquier temperatura.
Aceite SAE 40 más viscoso que SAE 10
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
VISCOSIDAD:
La viscosidad disminuye con el aumento de temperatura.
Un aceite multigrado
SAE 10W/40 (Winter, invierno) tiene la viscosidad de uno SAE 10 a -18 oC y de uno SAE 40 a 99 oC.
CRISTALINOS
Cuarzo SiO2, diamante
• Ordenamiento estricto y regular
• Átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas
• Fuerzas intermoleculares máximas (iónicas, covalentes , puentes de hidrógeno, van der Waals)
• Funden a temp. específicas
AMORFOS
Vidrio
caucho
• Carecen de ordenamiento definido
• Intensidad de F.I.varían
• No funden a temp. específicas
• Se suavizan
SÓLIDOS
ESTRUCTURA DE LOS SÓLIDOS CRISTALINOS
Celda unitaria
punto de entrecruzamiento
Celdas unitarias en 3 dimensiones
En los puntos de entrecruzamiento:
• Átomos
• Moléculas
• Iones
Se repite en un sólido cristalino
Unidad estructural básica
CELDA UNITARIA
ESTRUCTURA DE LOS SÓLIDOS
Un sólido cristalino se puede representar como un arreglo tridimensional de puntos denominado RETÍCULO CRISTALINO ó RED CRISTALINA Celdas unitarias son paralelepípedos (6 lados)
CELDAS UNITARIAS
CÚBICA SENCILLA
Punto de retículo sólo en esquinas
CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO
Un punto de red en centro de celda unitaria así como en cada esquina
CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS
Puntos centrados en caras así como en cada esquina
11.4
11.4
Compartido por 8 celdas unitarias
Compartido por 2 celdas unitarias
1 átomo/celda unitaria
(8 x 1/8 = 1)
2 átomos/celda unitaria
(8 x 1/8 + 1 = 2)
4 átomos/celda unitaria
(8 x 1/8 + 6 x 1/2 = 4)
ESTRUCTURA DE LOS SÓLIDOS
11.4
ESTRUCTURA DE LOS SÓLIDOS
Determine el número de iones Na y de iones cloro en una celda unitaria de cloruro de sodio
ESTRUCTURA DEL NaCl
Na+ : en arista se comparte con 4 celdas unitarias En el centro del cubo hay un Na+ entero (12 aristas x ¼ Na+ )+ (1 Na+ entero centro)= 4 Na+ Cl- : en vértices se comparte con 8 celdas unitarias En cada cara se comparte con 2 celdas unitarias (8 esquinas x 1/8 ) + (6 caras x ½) = 4 Cl-
Cuando la plata se cristaliza, forma celdas cúbicas de cara centrada. La longitud de la arista de la celda unitaria es de 409 pm. Calcular la densidad de la plata.
d = m
V V = a3 = (409 pm)3 = 6.83 x 10-23 cm3
4 átomos/celda unitaria en una celda cúbica de cara centrada
m = 4 Ag átomos 107.9 g
mol Ag x
1 mol Ag
6.022 x 1023 átomos x = 7.17 x 10-22 g
d = m
V
7.17 x 10-22 g
6.83 x 10-23 cm3 = = 10.5 g/cm3
TIPOS DE CRISTALES
IÓNICO
Atracción electrostática
Pntos de entrecruzamiento ocupado por iones
Duros, quebradizos, P.F. alto, malos conductiores de
calor y electricidad.
NaCl, LiF, MgO, CaCO3
COVALENTE
Enlace covalente
Puntos de entrecruzamiento
ocupados por átomos
Duros, P.F. alto, malos conductores.
C (diamante)
SiO2 (cuarzo)
MOLECULAR
Fuerzas de dispersión,
dipolo-dipolo, puentes H
Suaves, P.F. bajos, malos conductores.
Ar, CO2 , I2 , H2O, C12H22O11 (sacarosa)
METÁLICO
Enlace metálico
Suave a duro, P.F. alto a bajo, buenos
conductores.
Todos los metales:
Na, Mg, Fe, cu
CRISTALES IÓNICOS
CsCl ZnS CaF2
CRISTALES COVALENTES
diamante grafito
átomos de carbono
CRISTALES MOLECULARES
SO2
DIÓXIDO DE AZUFRE
CRISTALES METÁLICOS
Corte transversal de un cristal metálico
núcleo y capa interna e-
“mar” móvil de e-
EMPAQUETAMIENTO COMPACTO
DE ESFERAS (sólidos metálicos)
a) Primera capa: cada esfera en contacto con otras seis b) La segunda capa se sitúa en depresiones de la primera c) Cada esfera en la tercera capa se sitúa directamente sobre una Esfera en la primera capa (estructura empaquetada hexagonal)
Estructuras de cristales metálicos
SÓLIDOS AMORFOS
Un vidrio es un producto de fusión de materiales inorgánicos ópticamente transparente, que tiene un estado frío rígido sin cristalización
Cuarzo cristalino (SiO2)
Vidrio de cuarzo no cristalino
DEBER
Realizar los 7 tipos de celdas unitarias
La estructura de: • Cloruro de sodio • Cloruro de cesio • Sulfuro de zinc • Fluoruro de calcio • Empaquetamiento compacto
hexagonal • Empaquetamiento compacto
cúbico
DIFRACCION DE Rx
Dispersión de Rx debida a las unidades de un sólido cristalino
Permite deducir el ordenamiento de las partículas en la red sólida
DIFRACCIÓN DE Rx
Distancia extra = BC + CD = 2d sen q = nl (Ecuación de Bragg)
11.5
Rayos X con una longitud de onda de 0.154 nm son
difractados desde un cristal a un ángulo de 14.170.
Suponiendo que n = 1, ¿cuál es la distancia (en pm)
entre las capas en el cristal?
nl = 2d sen q n = 1 q = 14.170 l = 0.154 nm = 154 pm
d = nl
2 sen q =
1 x 154 pm
2 x sen14.17 = 314.0 pm
11.5
CAMBIOS DE ESTADO
CAMBIOS DE FASE ó
transiciones de fase
CAMBIOS DE ESTADO
Cambio de estado
Cambio E del sistema
Sólido se funde
CALOR FUSIÓN
Ó
ENTALPÍA DE FUSIÓN
Hielo: 6,01 kJ/mol
Líquido se vaporice
CALOR VAPORIZACIÓN
Ó
ENTALPÍA DE VAPORIZACIÓN
Agua: 40,67 kJ/mol
Sólido se sublime
CALOR DE SUBLIMACIÓN
Ó
ENTALPÍA DE SUBLIMACIÓN
ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap
CAMBIOS DE ESTADO
Energía es para compensar fuerzas de atracción entre las moléculas y no para aumentar la Ec promedio.
CAMBIOS DE ENTALPÍA
ΔHsub = ΔHfus + Δhvap
Ley de Hess
La entalpía o cambio de calor para todo el proceso, es la misma si la sustancia pasa directamente de sólido a vapor , o si pasa de sólido a líquido y luego a vapor.
Ecuación válida si los cambios de fase suceden a la misma temperatura.
CALOR ESPECÍFICO (s)
Es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia.
Unidades: J/g oC
CAPACIDAD CALORÍFICA (C)
Es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad de sustancia.
Unidades: J/ oC
RELACIONES
C = ms
m = masa
Para el agua s: 4,184 J/ g oC
La capacidad calorífica para 60 g de agua es
C= 60g x 4,184 J/ g oC = 251 J/ oC
EJERCICIOS
Calcular la capacidad calorífica para 46 g de Hg. s= 0,139 J/ g oC
Calcular la capacidad calorífica para 2 moles de alcohol etílico.
s= 2,46 J/ g oC
CAMBIO DE CALOR (q)
q = ms Δt
Δt = tfinal - tinicial
q = C Δt
q + : procesos endotérmicos
q - : procesos exotérmicos
EJERCICIOS
Una muestra de 466 g agua se calienta desde 8,5 hasta 74,6 oC. Calcule la cantidad de calor (kJ) e indique si es proceso exo o endotérmico.
Una barra de hierro cuya masa es de 869 g se enfría a partir de 94 a 5 oC. Calcule la cantidad de calor (kJ) e indique si es proceso exo o endotérmico. s= 0,444 J/ g oC
EJERCICIO
Calcule la cantidad de energía (kJ) que se necesita para calentar 346 g de agua líquida desde 0oC a 128oC .
Supóngase que el calor específico del agua (s) es 4,184 J/g oC en todo el intervalo líquido y el calor específico del vapor es de 1,99 J/g oC.
SOLUCIÓN
Se calcula el cambio de calor en cada etapa
a) calentamiento de 0oC a 100oC
q1= ms Δt
q1 = 145 kJ
b) evaporación a 100 oC de 346 g H2O
ΔHvap = 40,67 kJ/mol
q2 =346 gx(1mol H2O/18 gH2O)x40,67 kJ/mol
q2 = 782 kJ
SOLUCIÓN
c) calentamiento del vapor de 100oC a 128oC
q = ms Δt
q= 19,28 kJ
ENERGÍA GLOBAL:
qglobal = q1 + q2 +q3
qglobal = 946 kJ Todos los valores de q son + se absorbió calor
durante la transición de fase
EJERCICIO
Calcule el cambio de entalpía para convertir 1.00 mol de hielo de -50 °C en vapor de agua a 150 °C bajo una presión constante de 1 atm.
CALORES ESPECIFICOS AGUA EN TRES FASES (J / g – K)
VAPOR LÍQUIDO SÓLIDO
1.84 J / g – K 4.18 J / g – K 2.03 J / g – K Cambios de entalpía (kJ / mol)
Calor de vaporización Calor de fusión
40.67 kJ/mol. 6.01 kJ/mol
PRESIÓN DE VAPOR
La presión de vapor en equilibrio es la presión de vapor medida cuando existe un equilibrio dinámico entre la condensación y la evaporación.
H2O (l) H2O (g)
Tasa de condensación
Tasa de evaporación
=
Equilibrio dinámico
El punto de ebullición es la temperatura en la cual la presión de vapor (en equilibrio) de un líquido es igual a la presión externa.
El punto de ebullición normal es la temperatura en la cual un líquido hierve cuando la presión externa es de 1 atm.
PUNTO DE EBULLICIÓN
Calor molar de vaporización (DHvap) es la energía requerida para vaporizar 1 mol de un líquido en su punto de ebullición.
ln P = - DHvap
RT + C
Ecuación de Clausius-Clapeyron
P = (equilibrio) presión de vapor
T = temperatura (K)
R = constante de gas (8.314 J/K•mol)
Presión de vapor contra temperatura
ECUACIÓN DE CLAUSIUS – CLAPEYRON A OTRA TEMPERATURA
EJERCICIO
1. El éter dietílico es un líquido orgánico volátil y muy inflamable que
se utiliza como disolvente. La presión de vapor del éter dietílico es 401 mmHg a 18oC . Calcule su presión de vapor a 32oC en mmHg
= 26 kJ/mol R= 656, 71 mmHg 2. La presión de vapor del etanol es 100 mmHg a 34,9 oC. ¿Cúal es su presión de vapor a 63,5 oC. ? = 39,3 kJ/mol
ln P1/P2 = DHvap
R (T1-T2/T1T2)
Ecuación de Clausius-Clapeyron
Fu
sió
n
11.8 C
on
gela
ció
n
H2O (s) H2O (l)
El punto de fusión de un sólido o el punto de congelación de un líquido es la temperatura en la cual las fases sólida y líquida coexisten en equilibrio.
Calor molar de fusión (DHfus) es la energía requerida para fundir 1 mol de una sustancia sólida en su punto de congelación.
Destila
ció
n
11.8
Sedim
enta
ció
n
H2O (s) H2O (g)
Calor molar de destilación (sublimación) (DHsub) es la energía requerida para destilar 1 mol de un sólido.
DHsub = DHfus + DHvap
( Ley de Hess)
La temperatura crítica (Tc) es la temperatura por arriba de la cual el gas no puede licuarse, no importa cuán grande sea la presión aplicada.
La presión crítica (Pc) es la presión mínima que debe aplicarse para ocasionar licuefacción a la temperatura crítica.
Inútil licuar un gas aumentando la presión si está a una temperatura superior a la crítica.
CAMBIOS DE ESTADO
TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICA O2 T.C: -118,8 oC P.C: 49,7 atm Debe ser enfriado a una temperatura inferior a
la crítica antes de que se pueda licuar por presión.
NH3 T.C: 132,4 oC P.C: 111,5 atm Se puede licuar a temperatura ambiente
comprimiendo el gas a una presión adecuada.
DIAGRAMA DE FASES
Es una forma gráfica de resumir las condiciones bajo las cuales se da un equilibrio entre estados diferentes de la materia.
11.9
Efecto del aumento de la presión en el punto de fusión del hielo y el punto de ebullición del agua
DIAGRAMAS DE FASES
DIAGRAMA DE FASE DEL AGUA
Describa los cambios de fase que suceden cuando al agua se conserva
a) A 0oC mientras la presión aumenta a partir del punto 1 al 5 (vertical)
b) A 1,0 atm mientras la temperatura se incrementa desde el punto 6 hasta el 9 (horiuzontal)
PUNTO DE EBULLICIÓN
Describe lo que sucede cuando en una muestra de CO2 inicialmente a 1 atm y -60oC
a) La presión aumenta a temperatura constante hasta 60 atm
b) Después de a), la temperatura aumenta de -20oC mientras la presión permanece constante a 60 atm
CO2(g) CO2(s) CO2(s) CO2(l)
DIAGRAMA DE FASES
El punto triple del CO2 está a 5.11 atm y -
56.4°C, y el punto crítico está a 73 atm y
31.1°C. ¿Cuál de los enunciados
siguientes es incorrecto?
• puede existir líquido a presiones
menores que 73 atm
• puede existir sólido por encima de 73
atm
•L a condensación no es posible por
encima de 32°C
• hay sublimación a presiones por debajo
de 4 atm
• no puede haber coexistencia de sólido y
gas por encima de 73 atm
DEBER
¿En qué se base el enfriamiento de un refrigerador?
¿Cómo se mantiene la temperatura en nuestro cuerpo?
DEBER
Consultar la extracción con fluidos supercríticos.
¿Cómo se realiza la deshidratación de los alimentos?