Quimica solido-liquido

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Universidad de Oriente Núcleo Anzoátegui Extensión Región Centro-Sur Anaco Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas Departamento de Sistemas Industriales Asignatura: Química II Sólidos - Líquidos Ing. Marisol Bachilleres Francis Solorzano C.I. 23.536.050 María Liscano C.I. 24.229.782

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solido-liquido

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Universidad de Oriente

Núcleo Anzoátegui

Extensión Región Centro-Sur Anaco

Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas

Departamento de Sistemas Industriales

Asignatura: Química II

Sólidos - Líquidos

Ing. Marisol Bachilleres

Francis Solorzano C.I. 23.536.050

María Liscano C.I. 24.229.782

Cesar Alva C.I. 20.447.216

Eleazar Rojas C.I.24.594.765

Gustavo Carraquel C.I. 19.984.994

Anaco, Julio 2015

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INDICE

Portada

Índice

Introducción

teoría cinética 1

Sólidos 2

1.1 Sólidos Cristalinos 2 - 3

1.2 Sólidos Amorfos 4

Teoría de Bandas en los Sólidos 4 - 6

Estado Físico de los Sólidos 6

Líquidos 7

Características de los Líquidos 8 - 12

Estado Físico de los Líquidos 13

Fuerzas Intramoleculares y Fuerzas Intermoleculares 13 - 16

Cambios de Estado 16 - 18

Diagrama de fases 19 - 23

Conclusión 24

Bibliografía 25

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INTRODUCCIÓN

La forma en que las partículas que constituyen una sustancia se reúnen o agregan

determina una buena parte de las propiedades físicas y, entre ellas, su estado

sólido, líquido o gaseoso. Las leyes que rigen el comportamiento de la materia en

la escala ordinaria de observación pueden ser explicadas a partir de teorías que

hacen referencia a las interacciones entre sus componentes elementales.

Sometida a condiciones extremas, la materia puede pasar a estados físicos muy

especiales.

La materia se presenta esencialmente, en nuestro planeta, bajo tres formas o

estados de agregación diferentes: el estado sólido, el estado líquido y el estado

gaseoso. Cada uno de estos tres estados presenta unas propiedades

directamente observables que le son características. Así los sólidos poseen una

forma y volumen propios; los líquidos, por su parte, aunque adoptan la forma del

recipiente que los contiene, poseen un volumen propio que se mantiene

prácticamente constante aun en el caso de ser sometidos a presiones exteriores

considerables. Los gases, sin embargo, adoptan la forma del recipiente y además

ocupan todo su volumen interior.

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El comportamiento de la materia se explica actualmente con la teoría cinética

basada en los siguientes supuestos:

La materia está compuesta por partículas muy pequeñas en continuo

movimiento, entre ellas hay espacio vacío. Las partículas pueden ser átomos,

moléculas, iones. La energía cinética de las partículas aumenta al aumentar la

temperatura. Las partículas se mueven en todas las direcciones según sea este

puede adoptar diferentes formas que se denominan estados de la materia. Los

estados de la materia difieren en algunas de sus propiedades observables Las

propiedades de los estados pueden entenderse en el nivel molecular

En un gas, las moléculas están muy separadas y se mueven a alta

velocidad, chocando repetidamente entre sí y con las paredes del

recipiente.

En un líquido, las moléculas están más cercanas, pero aún se mueven

rápidamente, y pueden deslizarse unas sobre otras; por ello los líquidos

fluyen fácilmente.

En un sólido, las moléculas están firmemente unidas entre sí, por lo regular

en patrones definidos dentro de los cuales las moléculas apenas pueden

moverse un poco de esas posiciones fijas. Por ello, los sólidos tienen forma

rígida.

La materia, en cual quiera de sus estados, tiene una serie de propiedades

características como son la

Densidad

Dureza

Punto de fusión

Temperatura el volumen específico

Punto de ebullición

Que no dependen de la cantidad de materia considerada. Por otra parte, hay

otras propiedades como el volumen o la masa que sí dependen de la cantidad que

se tome.

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Sólido

En el estado sólido las partículas se encuentran unidas por grandes fuerzas que

las mantienen unidas a distancias relativamente pequeñas. El movimiento de las

partículas se limita a ser de vibración, sin que se puedan desplazar. Conforme

aumenta la temperatura, la amplitud de la vibración de las partículas se hace

mayor por lo que el sólido se dilata.

Todas las sustancias sólidas se caracterizan por tener forma y volumen

constantes y por ser (casi) indeformables.

Estas propiedades se explican teniendo en cuenta que las partículas que los

constituyen ocupan lugares fijos en el espacio ordenándose en redes cristalinas.

La ordenación en redes cristalinas de las partículas se puede reflejar a nivel

macroscópico con la simetría observada en los cristales de sólido.

Aunque las partículas ocupan lugares fijos en el espacio, se encuentran

vibrando. Conforme aumenta la temperatura, aumenta la amplitud de oscilación de

las partículas (aumenta su energía total) aumentando la distancia que las separa y

así el sólido aumenta su volumen. A este fenómeno lo llamamos dilatación.

1.1 Sólidos Cristalinos

Las partículas obedecen a un orden geométrico, que se repite a través de todo el

sólido, constituyendo la red o retículo cristalino. De éste puede considerarse sólo

una parte representativa que se llama celdilla unidad. Las diversas formas de

cristales no son más que la traducción externa de la simetría interna de la red. Lo

usual es que en los sólidos no se aprecie, a simple vista la ordenación cristalina.

Esto se debe a que cualquier porción de materia no es un retículo cristalino

gigante, sino un conjunto de pequeños cristales interpenetrados estrechamente.

Los sólidos cristalinos tienden a adoptar estructuras internas geométricas

siguiendo líneas rectas y planos paralelos. Aunque, el aspecto externo de un

cristal no es siempre completamente regular, ya que depende de una serie de

factores:

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Composición química. El sólido puede ser una sustancia simple o un

compuesto, y puede contener impurezas que alteren la estructura cristalina

y otras propiedades, como el color o la consistencia.

Temperatura y presión: Ambas influyen en la formación de los cristales y en

su crecimiento; en general, los cristales se forman a altas presiones y

elevadas temperaturas.

Espacio y tiempo: El crecimiento tridimensional de un cristal puede verse

limitado por el espacio y el tiempo. A menudo la falta de espacio es

responsable del aspecto imperfecto de algunos cristales en su forma

externa.

Tipos Características Propiedades EjemplosCristales Iónicos

Al estar formado por aniones y cationes de distinto tamaños, las fuerzas de cohesión son debidas a los enlaces iónicos, por lo que la energía del enlace oscila en torno a los 100 kj/mol

Duros y frágiles. Elevado punto de fusión. Buenos conductores de calor y de la electricidad en estado líquido.

AL2O3

NaCL BaCL2

Sales Silicatos

Cristales Covalentes

las fuerzas de cohesión son debidas a enlaces covalentes, por lo que las uniones presentan energías del orden entre 100 y 1000 kj/mol

Duros e incomprensibles. Malos conductores de calor y de la electricidad.

Diamante Grafito Cuarzo SiO2

Cristales moleculares

Constituidos por moléculas, las fuerzas de cohesión son debidas a puentes de H a las fuerzas de Van der Waals, que son de intensidad reducida. Por ello su energía de cohesión es de orden de 1 kj/mol

Blandos.

Comprensibles y deformables bajo punto de fusión.

Malos conductores de calor y de la electricidad.

SO2

I2

H2O(Hielo)

Cristales metálicos

Cada punto de masa lo constituye un punto de metal, los electrones están deslocalizados moviéndose por todo el cristal.

Buena resistencia ante esfuerzos externos.

Buenos conductores de calor y de la electricidad.

Li Ca Na

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1.2 Sólidos Amorfos

La distribución de las partículas carece del orden mencionado, la intensidad

de las fuerzas moleculares varíe de un punto a otro en una muestra. Por

ello, los sólidos amorfos no funden a una temperatura específica más bien,

se reblandecen dentro de un intervalo de temperatura a medida que se

venden las fuerzas intermoleculares de diferentes intensidades.

Teoría de Bandas en los Sólidos

Todos los sólidos cristalinos presentan una estructura periódica, por lo que un

electrón genérico que se viese sometido a la influencia de la red cristalina

poseería una energía potencial que variaría también de una forma periódica en las

tres direcciones del espacio. Esta situación se traduce, de acuerdo con la

mecánica cuántica, en que cada uno de los niveles de energía que correspondería

a un átomo aislado se desdobla tanto más cuanto mayor es el número N de

átomos constitutivos de la red, dando lugar a una serie de niveles prácticamente

contiguos que en conjunto constituyen una banda de energía.

El número máximo de electrones que pueden ocupar una banda determinada

viene limitado por el principio de exclusión de Pauli que indica que en cada nivel

atómico se pueden acomodar, a lo más, dos electrones y siempre que sus espines

respectivos sean opuestos; por tal motivo en una cualquiera de las bandas

correspondientes a una red cristalina formada por N átomos iguales, podrán

acomodarse como máximo 2N electrones.

Las bandas de energía en un sólido cristalino desempeñan el mismo papel

que los niveles electrónicos de un átomo aislado e incluso se representan de la

misma manera mediante las letras s, p, d, f, etc.; por tanto, la energía de un

electrón en un sólido sólo puede tomar valores comprendidos en alguna de las

múltiples bandas de energía del sólido.

En algunos tipos de sólidos las bandas pueden solaparse y en otros, sin

embargo, los correspondientes diagramas de energía aparecen separados por

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espacios intermedios que representan valores de la energía que no pueden

poseer los electrones; por ello se les denomina bandas prohibidas.

La teoría de bandas permite explicar con una excelente aproximación el

fenómeno de la conducción eléctrica en los sólidos. En algunos sólidos, la última

banda no está ocupada completamente, lo que permite a los electrones de esa

banda ganar energía por la acción de un campo eléctrico externo y desplazarse

por la red.

La mayor parte de los metales presentan, no obstante, bandas superiores

incompletas que se superponen entre sí permitiendo, asimismo, la movilidad de

los electrones que son excitados por un campo eléctrico. Este movimiento de

cargas en el seno de la red cristalina constituye una corriente eléctrica.

Una gran mayoría tanto de sólidos iónicos como de covalentes, son malos

conductores de la electricidad (aislantes). En ellos la banda más alta conteniendo

electrones (banda de valencia) está completamente llena. Ello supone, de acuerdo

con el principio de exclusión de Pauli, que los electrones no pueden ganar energía

y saltar de un nivel a otro dentro de la banda, lo que equivale a restringir su

movilidad al entorno de su núcleo atómico.

Además la siguiente banda vacía (banda de conducción) está lo

suficientemente separada de aquélla como para que la banda prohibida no pueda

ser salvada por la acción de un campo eléctrico ordinario. Tal circunstancia explica

su reducida conductividad eléctrica.

Existen algunos sólidos como el silicio y el germanio que tienen una

estructura de bandas semejante a la de los aislantes. Sin embargo, en ellos la

banda prohibida que separa la de valencia, completamente llena, y la de

conducción, completamente vacía, es estrecha, de modo que es posible excitar los

electrones más altos de la banda de valencia y transferidos a la de conducción. En

tal caso se puede hablar tanto de una conducción por los electrones de la banda

superior, como de conducción por los huecos que se generan en la banda inferior

y que se comportan como cargas positivas. Se trata de sólidos semiconductores.

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El hecho de que su banda prohibida sea estrecha permite bombear electrones a la

banda de conducción sin más que elevar suficientemente la temperatura.

Los semiconductores constituyen los materiales sólidos clave en la

fabricación de dispositivos electrónicos. Sus propiedades, mejoradas y

aprovechadas gracias a la investigación básica y aplicada, no sólo han constituido

un elemento clave en el desarrollo de la informática, la instrumentación científica

de alto nivel y las telecomunicaciones, sino también en el diseño de aparatos

electrodomésticos y de uso habitual.

Estados Físicos de la Materia

Propiedades Sólido

Ordenamiento de partículas Se caracterizan por su rigidez. Se encuentran

juntas (empaquetadas)

Espacios intermoleculares Casi despreciable. Las partículas están muy juntas

Forma Definida

Volumen Definida

Interacciones eléctricas entre las

partículas

Muy intensas

Movimiento molecular Muy restringido. Solo se pueden mover las

partículas por vibración

Colisiones intermoleculares

(choques)

Muy débiles

Fluidez Casi nula. Solo por vibración hacia adelante y hacia

atrás

Difusión Muy lenta debido al escaso movimiento de las

partículas

Miscibilidad Extremadamente lenta

Energía cinética Muy poca

Posibilidad de comprimirlas Casi incomprimibles debido a que las moléculas

que se encuentran en contacto

Densidad Alta y varía muy poco cuando son sometidos a

cambios de temperatura y presión

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Líquido

En este estado las fuerzas entre las partículas son más débiles que en el sólido lo

que implica que éstas tengan libertad de movimiento, así las partículas están

dotadas de movimientos de vibración, rotación y traslación. No obstante, las

partículas aún se mantienen cercanas unas a otras. Por eso los líquidos adoptan

la forma del recipiente que los contiene pero ocupan un volumen fijo. Otra

propiedad de los líquidos, que comparten con los gases, es que pueden fluir.

En el estado líquido las partículas se pueden trasladar libremente debido a

su energía cinética, pero esta energía cinética no es suficiente para vencer

totalmente las fuerzas de atracción entre ellas, manteniéndose relativamente

juntas. Dicho de otro modo, las partículas en este estado poseen energía cinética

(debido al movimiento) y energía potencial (debido a la posición en cada instante y

a las interacciones entre ellas).

Conforme aumenta la temperatura, aumenta la energía cinética de las

partículas (y por tanto su velocidad) aumentando la distancia que las separa. A

este fenómeno lo llamamos dilatación.

Un líquido es un fluido cuyo volumen es constante en condiciones de

temperatura y presión constante y su forma es definida por su contenedor. Un

líquido ejerce presión en el contenedor con igual magnitud hacia todos los lados.

Si un líquido se encuentra en reposo, la presión que ejerce está dada por: Donde

es la densidad del líquido y es la distancia del punto debajo de la superficie.

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Page 11: Quimica solido-liquido

Características de los líquidos

Tensión Superficial

Es la energía requerida para aumentar la superficie de un líquido en una

unidad de área. Cuando se coloca un líquido en un recipiente, las

moléculas del interior del líquido se atraen entre sí en todas direcciones por

fuerzas iguales que se contrarrestan unas con otras; pero  las moléculas de

la superficie del líquido sólo son atraídas por las moléculas que se

encuentran por debajo de ellas y las laterales más cercanas, dando lugar a

una fuerza dirigida hacia el interior del líquido. Por esta razón, la superficie

de todos los líquidos posee una cierta rigidez llamada tensión  superficial.

Puesto que todas las moléculas de la superficie de un líquido tienen una

fuerza resultante que las jala hacia adentro, por naturaleza se acomodan de

manera que tengan la mínima superficie expuesta. Se debe a este

comportamiento el que las gotas de un líquido sean esféricas, ya que una

esfera es el cuerpo geométrico que presenta la menor área superficial. Al

cambiar la forma,  la superficie se estira  o bien, se halla en un estado de

tensión, presentando cierta rigidez, de ahí el nombre de tensión

superficial, por ejemplo, una gota de líquido  sobre el cual no operan otras

fuerzas adopta una forma esférica. Esto se observa en el caso de las gotas

de agua que se acumulan en la carrocería de un automóvil recién encerado.

Si observamos las gotas que caen de una llave, las vemos ligeramente

alargadas, esto se debe a que la fuerza de gravedad las jala hacia abajo y

las deforma. Sin este efecto, su forma sería esférica.

La tensión superficial hace que la superficie libre de un  líquido se

comporte como una fina membrana elástica muy débil y delgada que puede

estirarse al aplicársele una pequeña fuerza e incluso puede  llegar a 

romperse.

La tensión superficial es una medida de la magnitud de las fuerzas

hacia el interior que actúan sobre la superficie de un líquido. Cada líquido

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presenta un valor diferente de tensión superficial, que dependerá de la

intensidad de las fuerzas de cohesión.

Viscosidad

Es  la medida de la resistencia interna de un fluido a desplazarse o

moverse. En los líquidos la viscosidad se debe a la fuerza de cohesión

entre sus moléculas. La viscosidad mide cuánta fuerza se requiere para

deslizar una capa del fluido sobre otra, los fluidos tienden a seguir la ley

de la gravedad, pero no todos se trasladan con la misma facilidad. Si no

fuera por la viscosidad, un líquido podría desplazarse a través de un

tubo por  su  propia  inercia sin que ninguna diferencia de presiones

tuviera que empujarlo entre los extremos del conducto.

  Cohesión

Es la fuerza de atracción que mantiene unidas a las moléculas de una

misma sustancia. La atracción molecular entre moléculas semejantes de un

líquido recibe el nombre de fuerza cohesiva. Ésta fuerza da origen a la

cohesión, o sea, a la tendencia de un líquido a permanecer como un

conjunto de partículas. La falta de fuerzas cohesivas  entre las moléculas

de un gas le permite llenar todo el recipiente donde se encuentre un gas

encerrado. La cohesión es mayor en los sólidos que en los líquidos y en

éstos es mayor que en los gases. Pero sobre las moléculas de los líquidos

no actúan solamente  las fuerzas de cohesión; actúan, además, fuerzas de

repulsión, que les impiden situarse demasiado cerca unas de otras y, 

también la gravedad actúa sobre ellas, obligando a las capas superiores del

líquido a resbalar sobre las inferiores, hasta alcanzar el mismo nivel en la

superficie.

Adhesión  o  Adherencia

Es la fuerza de atracción que se manifiesta entre las moléculas de dos

sustancias diferentes que se ponen en contacto; generalmente un líquido

con un sólido. Generalmente las sustancias líquidas, se adhieren a los

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Page 13: Quimica solido-liquido

cuerpos sólidos. Cuando se presenta el fenómeno de adherencia significa

que la fuerza de adhesión entre las moléculas  de una misma sustancia

es mayor  que la fuerza de cohesión que experimentan con otra sustancia

distinta, con la cual tienen contacto. Tal es el caso del agua que se adhiere 

al vidrio, la pintura al adherirse a un muro, el aceite al adherirse al papel, o

la tinta a un cuaderno. Al juntar un líquido con un sólido tendremos como

resultado que en la superficie de contacto existen dos fuerzas de tendencia

opuesta. Por un lado, la fuerza de cohesión que tenderá a mantener las

moléculas del líquido juntas, y por el otro, las fuerzas de adhesión que

tenderán a unir las moléculas del sólido con las del líquido, y por lo tanto a

dividir al líquido. Según sean los valores de estas fuerzas se obtienen

diferentes resultados: si la adherencia   es mayor que la cohesión, el líquido

se distribuye sobre la superficie del sólido, y se dice que lo moja.   Se trata

de una propiedad importante de los “adherentes” si por el contrario, la

cohesión es mayor que la adherencia el líquido tenderá a mantener su

forma y una superficie mínima de contacto con el sólido por lo que no lo

mojará. Haciendo uso de los conceptos de cohesión y adhesión, se puede

explicar un fenómeno que encontramos en algunos procesos naturales: la

capilaridad.

Capilaridad

El fenómeno de capilaridad,  consiste en el ascenso o descenso de un

líquido dentro de un tubo de diámetro pequeño llamado capilar. La tensión

superficial, además de las fuerzas de cohesión y de adhesión origina  el

fenómeno de capilaridad que consiste en el ascenso o descenso de un

líquido dentro de un tubo de diámetro pequeño llamado capilar.

La superficie del líquido contenido en el tubo no es plana sino

que forma un menisco cóncavo  (el menisco es la línea curva que se forma

en la superficie del líquido), es decir, la superficie del líquido presenta una

curvatura. Mientras más estrecho sea el recipiente, con más facilidad se

puede observar este comportamiento. En el caso del menisco cóncavo, la

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Page 14: Quimica solido-liquido

presión por el lado cóncavo es la presión atmosférica y, por tanto, del otro

lado la presión es menor y el líquido tiene que elevarse un poco para que

todos los puntos a un mismo nivel horizontal tengan igual presión.

Al  introducir un tubo capilar  en un recipiente que contiene mercurio, la

fuerza de  cohesión entre  las moléculas del líquido es mayor a la fuerza de

adhesión existente con las paredes del recipiente, entonces el mercurio se

curva hacia  adentro sin  mojar  las  paredes (menisco descendente), por lo

que se observa que el mercurio en  lugar  de ascender por el tubo,

desciende (no hay capilaridad); debido a  que  sufre  una  depresión.  En 

este caso se forma un menisco convexo.  Los fenómenos anteriores  se

deben  a las fuerzas de cohesión y adhesión.  Si las fuerzas de adhesión

son mayores, la curvatura se formará hacia arriba; si las fuerzas de 

cohesión son  mayores, se presentará un menisco con la curvatura hacia

abajo.  La capilaridad es la propiedad que presentan los líquidos de

alcanzar en el interior de tubos muy delgados (menos de 1 mm de diámetro

interior) un nivel diferente al del resto del líquido.

Densidad

La densidad de una sustancia se define como  la masa contenida en la

unidad de volumen. La densidad de los líquidos se determina en forma

práctica, usando instrumentos conocidos como “densímetros”,

aprovechando el empuje que sufren los cuerpos sumergidos en líquidos. Un

densímetro se sumerge en el líquido al cual se le va a determinar su

densidad, y ésta se lee, según el nivel que alcance el líquido en que flotan,

con base en una escala previamente determinada. Un densímetro se

gradúa colocándolo en diferentes líquidos de densidad conocida, como el

agua, el alcohol o aceite. Dado que la mayor parte de los materiales se

expanden al ser calentados, las densidades normalmente disminuyen al

elevarse la temperatura. Una excepción notable la constituye el agua en el

intervalo de  0 ºC a 4 ºC. El agua se contrae con el aumento de temperatura

en este intervalo, sólo porque las moléculas de hielo, o incluso las de agua

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Page 15: Quimica solido-liquido

líquida a 0 ºC, exhiben una disposición o arreglo ordenado a baja densidad

en distancias cortas. El orden desaparece al aumentar la temperatura, y

esto permite a las moléculas comprimirse más densamente.

Presión de Vapor

Sabemos que las moléculas pueden escapar de la superficie de un líquido,

hacia la fase gaseosa, por vaporización o evaporación y además, que hay

sustancias que se evaporan más rápidamente que otras esto depende de

las fuerzas intermoleculares: 

Si las moléculas del líquido poseen una mayor intensidad de fuerza

intermolecular, entonces quedarán atrapadas en el líquido y tendrán menor

facilidad para pasar a la fase gaseosa.

Por el contrario a menor intensidad de fuerza intermolecular, entonces las

moléculas podrán escapar más fácilmente al estado gaseoso.

Cuando la velocidad de las moléculas que abandonan la superficie del

líquido (evaporación) es igual a la velocidad de las moléculas que regresan

al líquido (condensación), se establece un equilibrio dinámico.  En este

momento ya no se modifica la cantidad de moléculas en el estado vapor. El

vapor ejerce entonces una  presión constante  conocida como presión de

vapor del líquido.

Punto de Ebullición

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión

de vapor del líquido es igual que la presión ejercida sobre el líquido,

(presión atmosférica).

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Page 16: Quimica solido-liquido

Estado físico de los Líquidos

Propiedades Líquido

Ordenamiento de partículas Algo separadas Espacios intermoleculares Mayores que los sólidos Forma No poseen forma definida, adquieren la del

recipiente que los contiene Volumen Una cantidad determinada posee volumen

definidoInteracciones eléctricas entre las partículas

Considerables

Movimiento molecular Pueden moverse con facilidad y deslizarse una sobre otras

Colisiones intermoleculares (choques)

Considerables

Fluidez Pueden fluir. Algunos presentan más resistencia a fluir que otros

Difusión Más rápida que los sólidos pero menor que en los gases

Miscibilidad Más rápida que los sólidos pero menor que en los gases

Energía cinética Mayor que en los sólidos, pero menor que en los gases

Posibilidad de comprimirlas Relativamente incomprimibles. Se puede someter sometiéndolos a elevadas presiones

Densidad Alta y varia poco cuando son sometidos a cambios de temperatura y presión

Fuerzas Intramoleculares y Fuerzas Intermoleculares 

Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas

intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes). Estas son las fuerzas

que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas,

por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias.

Sin embargo, existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre

distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas

fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como,

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Page 17: Quimica solido-liquido

por ejemplo, el estado de agregación, la temperatura  de fusión y de ebullición, la

solubilidad, la tensión superficial, la densidad, entre otras.

Por lo general, son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su

contribución es importante.

Fuerzas de Dispersión o Fuerzas de London

Las fuerzas de dispersión son fuerzas atractivas débiles que se establecen

fundamentalmente entre sustancias no polares, aunque también están

presentes en las sustancias polares. Se deben a las irregularidades que se

producen en la nube electrónica de los átomos de las moléculas por efecto

de la proximidad mutua.  La formación de un dipolo instantáneo en una

molécula origina la formación de un dipolo inducido en una molécula vecina

de manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos.

Estas fuerzas son mayores al aumentar el tamaño y la asimetría de las

moléculas. Son mínimas en los gases nobles (He, Ne), algo mayores en los gases

diatómicos (H2, N2, O2) y mayores aún en los gases poliatómicos (O3, CO2). Se

denomina  polarizabilidad,  a la facilidad con que la distribución electrónica de un

átomo o molécula, puede distorsionarse por acción de un campo eléctrico externo.

Por lo tanto, la polarizabilidad es la medida de la capacidad de distorsión de

la nube electrónica, dentro de un átomo o molécula, originando la formación de un

dipolo momentáneo.

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Page 18: Quimica solido-liquido

Fuerzas DIPOLO-DIPOLO

Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los

electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta

electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se

encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más

electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una

con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva.

Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una

atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta

fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es

la polarización de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto

mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados.

Los enlaces serán tanto más polares cuanto mayor sea la diferencia de

electronegatividad entre los átomos enlazados.

Fuerzas Tipo Puente de Hidrógeno

Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción

dipolo-dipolo. Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido

covalentemente a un elemento que sea:

Electronegatividad alta y con pares de electrones libres.

 Con un pequeño tamaño y capaz, por lo tanto, de aproximarse al núcleo

del hidrógeno.

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Page 19: Quimica solido-liquido

Estas condiciones se cumplen en el caso de los átomos de F, O y N.

Muchas de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a los

puentes de hidrógeno. Cada molécula de agua es capaz de formar 4

puentes de hidrógeno, lo que explica su elevado punto de ebullición, ya que

es necesario romper gran cantidad de puentes de hidrógeno para que una

molécula de agua pase al estado gaseoso. 

Fuerzas ION-DIPOLO

Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar. Las moléculas

polares son dipolos, donde las cargas negativas y positivas no coinciden en

un punto central, por ello la orientación preferida de las moléculas polares

hacia los iones es:

El extremo positivo de la molécula polar se orienta hacia el anión

El extremo negativo de la molécula polar se orienta hacia el catión 

La magnitud de la atracción es mayor:

Al aumentar la carga del ion 

Al incrementarse la magnitud del momento dipolar

Las fuerzas ion-dipolo tienen una especial importancia en las

disoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares, por ejemplo, NaCl

en agua.

Cambios de Estado

Cuando la temperatura de una sustancia aumenta o disminuye, la energía que

esta sustancia posee se ve alterada.  A su vez, los cambios de energía resultan en

alteraciones en el movimiento de las moléculas de las sustancias, dando como

resultado cambios en las fases o estados de la materia.  Estas transformaciones o

cambios son fenómenos de naturaleza física, pues las sustancias continúan

siendo las mismas químicamente. 

Punto de Fusión 

El punto de fusión de un sólido o el punto de congelamiento de un líquido es

la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en el equilibrio. El

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Page 20: Quimica solido-liquido

punto de fusión normal, o de congelamiento normal de una sustancia, es la

temperatura a la cual una sustancia se funde, o congela, a 1 atm de presión.

La forma de fusión de un cuerpo depende de su naturaleza. Así,

distinguiremos entre cuerpos cristalinos y amorfos.

En los sólidos cristalinos, la fusión se produce a una temperatura constante,

denominada temperatura de fusión que puede variar según la presión. Una

vez alcanzada la temperatura o punto de fusión (que es característica para

cada sustancia pura), aunque se siga calentando, la temperatura no se

eleva y se mantiene constante hasta que la totalidad del sólido se ha

fundido.

En los sólidos amorfos, la fusión se produce dentro de un intervalo amplio

de temperaturas, durante el cual el cuerpo pasa por un estado pastoso

intermedio.

Gráfica temperatura-tiempo de calentamiento para una sustancia pura

Solidificación

Es el proceso inverso de la fusión donde se desprende el calor que permite que la

sustancia se solidifique, es decir, donde las moléculas de la sustancia pierden su

movimiento encontrándose en un estado de orden casi total y donde el movimiento

entre las moléculas es la vibración.

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Page 21: Quimica solido-liquido

Evaporación 

Es la transformación de las partículas de superficie de un líquido, en gas, por la

acción del calor. Este cambio ocurre en forma normal, a temperatura ambiente, en

algunas sustancias líquidas como agua, alcohol y otras.

Ebullición

Es la transformación de todas las partículas del líquido en gas por la acción del

calor aplicado. En este caso también hay una temperatura especial para cada

sustancia a la cual se produce la ebullición y la conocemos como punto de

ebullición.

Condensación

Es el cambio de estado de una sustancia en estado gaseoso a estado líquido.

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Diagrama de Fases

Línea AG: Curva presión de vapor temperatura del líquido. Equilibrio

líquido-vapor.

Línea AC: Curva presión de vapor-temperatura del sólido. Equilibrio sólido-

vapor.

Línea AD: Condiciones de P y T a las cuales el sólido está en equilibrio con

el líquido. Equilibrio sólido-líquido.

Punto G: Punto crítico del agua. La temperatura crítica del agua es 374ºC.

Punto A: Punto en el que las tres fases (sólido, líquido y vapor) están en

equilibrio. Se denomina punto triple. Para el agua es a 0.01ºC.

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CO2 dióxido de carbono

Conocido como hielo seco, donde podemos observar el punto normal de

sublimación

H2O Agua

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Azufre

Carbono

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Las condiciones iníciales de presión y temperatura a las que se encuentra la

sustancia sólida, se representan por el punto A, luego se la somete a una fuente

constante de calor. Conforme se calienta la sustancia, sus moléculas van

incrementando su contenido de energía cinética hasta llegar al punto B, donde la

energía recibida se transforma en energía potencial, manteniéndose constante el

contenido de energía cinética, de modo que las moléculas van pasando al estado

liquido, produciéndose la fusión del sólido. En el tramo BC se establece el

equilibrio sólido - líquido y se mantiene constante la temperatura, que corresponde

a la temperatura de fusión, Tfus, de la sustancia, a la presión de trabajo. En este

tramo, la cantidad de calor absorbido se denomina calor o entalpía de

fusión, ΔHfus.

 

En el punto C, todas las moléculas se encuentran en el estado líquido y

nuevamente incrementan su contenido de energía cinética hasta llegar al punto D,

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Page 26: Quimica solido-liquido

donde el calor absorbido se transforma en energía potencial y se mantiene

constante la energía cinética, estableciéndose el equilibrio líquido - vapor en el

tramo DE, iniciándose la evaporación de la sustancia. La temperatura en éste

intervalo se denomina temperatura de ebullición, Teb, de la sustancia a la presión

de trabajo y la cantidad de calor absorbida se denomina calor o entalpía de

vaporización, ΔHvap. En el punto E, toda la sustancia se encuentra en la fase vapor

y el calor recibido se transforma en energía cinética, obteniendo en el punto F, el

vapor sobrecalentado.

Curvas de presión de vapor de algunas sustancias

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Page 27: Quimica solido-liquido

CONCLUSIÓN

La presencia de fases condensadas, líquidos y sólidos, prueba la existencia de las

fuerzas intermoleculares. En estas fases las moléculas que caracterizan la

sustancia se atraen con mayor o menor intensidad (solido o líquido) para forma el

colectivo correspondiente.

Las fuerzas intramoleculares son las que hacen que se formen las moléculas

con una determinada composición y mantengan unidos sus átomos.

Las fuerzas intermoleculares son las que se producen entre la unidad más

pequeña que caracteriza la sustancia, generalmente moléculas. Son las

responsables de las propiedades macroscópicas de esa sustancia: punto de

fusión, ebullición.

Por lo general las fuerzas intermoleculares son mucho más debiles que las

intramoleculares. Se suele necesitar menos energía para evaporar un líquido o

fundir un sólido que para romper alguno de los enlaces de las moléculas que lo

forman.

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Page 28: Quimica solido-liquido

BIBLIOGRAFÍA

R. Chang, Química 10 edición

T. Brown, Química la Ciencia Central 9na Edición

Química I, Edición especial para docentes, editorial Santillana

Paginas Wed Consultadas 26/06/2015

http://www.qfa.uam.es/labqui/presentaciones/Tema2.pdf

http://www.agalano.com/Cursos/Estructura/Estructura_08_09_Fzas_intermoleculares.pdf

http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/54-propiedades-de-los-liquidos.html

http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/EnlaceQ/intermoleculares/Teoria-Fintermoleculares.htm

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