11.S: líquidos y fuerzas intermoleculares (resumen)

11.1: Una comparación molecular de gases, líquidos y sólidos

 

El estado de una sustancia depende del equilibrio entre la energía cinética de las partículas individuales (moléculas o átomos) y las fuerzas intermoleculares. La energía cinética mantiene las moléculas separadas y en movimiento, y es una función de la temperatura de la sustancia y las fuerzas intermoleculares intentan unir las partículas.

 

     
• gases
       
           
  • la energía cinética promedio de las moléculas es mayor que la energía promedio de las atracciones entre las moléculas

           

  • la falta de fuertes fuerzas atractivas permite que los gases se expandan

       

       

     

• líquidos
       
           
  • más denso que los gases

           

  • tiene un volumen definido

           

  • fuerzas atractivas no lo suficientemente fuertes como para evitar que las moléculas se muevan permitiendo que los líquidos mantengan la forma del recipiente

       

       

     

• sólidos
       
           
  • las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas y evitan que se muevan

           

  • no muy compresible

           

  • cristalino – sólidos con estructuras altamente ordenadas

       

       

 

 

    

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

     

 

Gas	asume que tanto el volumen como la forma del contenedor es de difusión compresible dentro de un gas que se produce rápidamente y fluye fácilmente
Líquido	Asume la forma de la porción del recipiente que ocupa No se expande para llenar el recipiente Es prácticamente incompresible La difusión dentro de un líquido ocurre lentamente Fluye fácilmente
Sólido	Conserva su propia forma y volumen Es prácticamente incompresible La difusión dentro de un sólido ocurre extremadamente lentamente No fluye

 

     
• el estado de la sustancia depende del equilibrio entre las energías cinéticas de las partículas y las energías de atracción entre partículas

     

• las energías cinéticas dependen de la temperatura y tienden a mantener las partículas separadas y en movimiento

     

• las atracciones entre partículas unen las partículas

     

• fases condensadas – líquidos y sólidos porque las partículas están muy juntas en comparación con los gases

     

• aumento de la temperatura obliga a las moléculas a estar más juntas ® aumento de la fuerza de las fuerzas intermoleculares

 

 

11.2: Fuerzas intermoleculares

 

Las moléculas en los líquidos se unen a otras moléculas mediante interacciones intermoleculares, que son más débiles que las interacciones intramoleculares que mantienen unidas a las moléculas y los iones poliatómicos. Los tres tipos principales de interacciones intermoleculares son las interacciones dipolo-dipolo, las fuerzas de dispersión de Londres (a estas dos se las conoce colectivamente como fuerzas de van der Waals) y los enlaces de hidrógeno.

 

     
• fuerzas intermoleculares más débiles que los enlaces iónicos o covalentes

     

• muchas propiedades de los líquidos reflejan las fuerzas de las fuerzas intermoleculares

     

• tres tipos de fuerzas intermoleculares: fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de Londres y fuerzas de enlace de hidrógeno
       
           
  • también llamado fuerzas de van der Waals

           

  • menos del 15% tan fuerte como los enlaces covalentes o iónicos

           

  • de naturaleza electrostática, involucra atracciones entre especies positivas y negativas

       

       

 

 

 

 

11.2.1 Fuerzas dipolo iónicas

 

     
• Fuerza iónica-dipolo: existe entre un ion y una carga parcial en un extremo de una molécula polar

     

• Las moléculas polares son dipolos

     

• la magnitud de la atracción aumenta a medida que aumenta la carga de iones o la magnitud del momento dipolar

 

 

 

 

11.2.2 Fuerzas dipolo-dipolo

 

     
• fuerza dipolo-dipolo – existe entre moléculas polares neutrales

     

• efectivo solo cuando las moléculas polares están muy juntas

     

• más débil que las fuerzas de dipolo iónico

     

• para moléculas de masa y tamaño aproximadamente iguales, las fuerzas de las atracciones intermoleculares aumentan con la polaridad creciente

     

• aumenta el momento dipolar ® aumenta el punto de ebullición

 

 

 

 

11.2.3 Fuerzas de dispersión de Londres

 

     
•      
           
  • fuerzas interpartículas que existen entre átomos o moléculas no polares

           

  • el movimiento de los electrones puede crear un momento dipolar instantáneo

           

  • las moléculas tienen que estar muy juntas

           

  • polarización – facilidad con la que la distribución de carga en una molécula puede distorsionarse

           

  • mayor polarización ® más fácilmente la nube de electrones se puede distorsionar para dar un dipolo momentáneo

           

  • las moléculas más grandes tienen mayor polarización

           

  • Las fuerzas de dispersión de Londres aumentan al aumentar el tamaño molecular

           

  • Las fuerzas de dispersión aumentan en fuerza con el aumento del peso molecular

           

  • La forma molecular afecta las atracciones intermoleculares

           

  • mayor contacto superficial ® mayor punto de ebullición y fuerzas de dispersión de Londres

           

  • las fuerzas de dispersión operan entre todas las moléculas

           

  • comparando las fuerzas relativas de las atracciones intermoleculares:

           

  • 1) pesos y formas moleculares comparables = fuerzas de dispersión iguales
             
                 
    • diferencias en las magnitudes de las fuerzas de atracción debido a las diferencias en las fuerzas de las atracciones dipolo-dipolo

                 

    • la mayoría de las moléculas polares tiene las atracciones más fuertes

             

             

           

  • 2) diferentes pesos moleculares = las fuerzas de dispersión tienden a ser las decisivas
             
                 
    • diferencias en las magnitudes de las fuerzas de atracción asociadas con diferencias en los pesos moleculares

                 

    • molecular más masivo tiene atracciones más fuertes

             

             

       

       

 

 

 

 

11.2.4 Enlace de hidrógeno

 

     
• enlace de hidrógeno: tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno en un enlace polar y un par de electrones no compartido en un ión o átomo electronegativo cercano

     

• el enlace de hidrógeno con F, N y O es polar

     

• la densidad del hielo es menor que la del agua líquida

     

• cuando el agua se congela, las moléculas asumen que la disposición abierta ordenada ® hace que el hielo sea menos denso que el agua

     

• una masa de hielo dada tiene un volumen mayor que la misma masa de agua

     

• la estructura del hielo permite que exista el número máximo de interacciones de enlace de hidrógeno

 

 

 

 

11.2.5 Comparación de fuerzas intermoleculares

 

     
• fuerzas de dispersión encontradas en todas las sustancias

     

• la fuerza de las fuerzas aumenta con el aumento del peso molecular y también depende de la forma

     

• las fuerzas dipolo-dipolo se suman al efecto de las fuerzas de dispersión y se encuentran en las moléculas polares

     

• los enlaces de hidrógeno tienden a ser la fuerza intermolecular más fuerte

 

 

11.3: Algunas propiedades de los líquidos

 

La tensión superficial, la acción capilar y la viscosidad son propiedades únicas de los líquidos que dependen de la naturaleza de las interacciones intermoleculares. La tensión superficial es la energía requerida para aumentar el área superficial de un líquido. Los tensioactivos son moléculas que reducen la tensión superficial de los líquidos polares como el agua. La acción capilar es el fenómeno en el cual los líquidos se elevan en un tubo estrecho llamado capilar. La viscosidad de un líquido es su resistencia al flujo.

 

     
• dos propiedades de los líquidos: viscosidad y tensión superficial

 

 

 

 

11.3.1 Viscosidad

 

     
• viscosidad – resistencia de un líquido a fluir

     

• cuanto mayor es la viscosidad, más lentamente fluye el líquido

     

• medido midiendo el tiempo que tarda una cierta cantidad de líquido en fluir a través de un tubo delgado bajo fuerzas gravitacionales

     

• también se puede medir por el tiempo que tardan las esferas de acero en caer a través del líquido

     

• viscosidad relacionada con la facilidad con la que las moléculas individuales de líquido pueden moverse entre sí

     

• depende de las fuerzas de atracción entre las moléculas y de si existen características estructurales que causen que las moléculas se enreden

     

• la viscosidad disminuye al aumentar la temperatura

 

 

 

 

11.3.2 Tensión superficial

 

     
• tensión superficial: energía necesaria para aumentar la superficie de un líquido en una cantidad unitaria

     

• tensión superficial del agua a 20 ° C es 7,29 x 10 ^-2 J / m ²

     

• 7.29 x 10 ^-2 J / m ² se debe suministrar para aumentar el área de superficie de una cantidad dada de agua en 1 m ²

     

• fuerzas cohesivas: fuerzas intermoleculares que unen moléculas similares

     

• fuerzas adhesivas: fuerzas intermoleculares que unen una sustancia a una superficie

     

• acción capilar – subida de líquidos por tubos muy estrechos

 

 

11.4: Cambios de fase

 

La fusión, la vaporización y la sublimación son procesos endotérmicos, mientras que la congelación, la condensación y la deposición son procesos exotérmicos. Los cambios de estado son ejemplos de cambios de fase o transiciones de fase. Todos los cambios de fase van acompañados de cambios en la energía de un sistema. Los cambios de un estado más ordenado a un estado menos ordenado (como un líquido a un gas) son endotérmicos. Los cambios de un estado menos ordenado a un estado más ordenado (como un líquido a un sólido) son siempre exotérmicos.

 

11.4.1 Cambios de energía que acompañan los cambios de fase

 

     
•      
           
  • los cambios de fase requieren energía

           

  • los cambios de fase a un estado menos ordenado requieren energía

           

  • proceso de fusión de un sólido llamado fusión

           

  • calor de fusión – cambio de entalpía de fusión de un sólido

           

  • D H _fus agua = 6,01 kJ / mol

           

  • calor de vaporización: calor necesario para la vaporización de líquido

           

  • D H _vap agua = 40,67 kJ / mol

           

  • la fusión, la vaporización y la sublimación son endotérmicas

           

  • la congelación, la condensación y la deposición son exotérmicas

       

       

 

 

 

 

11.4.2 Curvas de calentamiento

 

     
•      
           
  • curva de calentamiento – gráfico de temperatura del sistema versus la cantidad de calor agregado

           

  • usado para calcular los cambios de entalpía

           

  • agua sobreenfriada: cuando el agua se enfría a una temperatura inferior a 0 ° C

       

       

 

 

 

 

11.4.3 Temperatura y presión críticas

 

     
•      
           
  • temperatura crítica – temperatura más alta a la que una sustancia puede existir como líquido

           

  • presión crítica: presión necesaria para provocar la licuefacción a temperatura crítica

           

  • cuanto mayores son las fuerzas de atracción intermoleculares, más fácilmente se licúan los gases ® mayor temperatura crítica

           

  • no puede licuar un gas aplicando presión si el gas está por encima de la temperatura crítica

       

       

 

 

11.5: Presión de vapor

 

Debido a que las moléculas de un líquido están en constante movimiento y poseen una amplia gama de energías cinéticas, en cualquier momento alguna fracción de ellas tiene suficiente energía para escapar de la superficie del líquido para entrar en la fase gaseosa o de vapor. . Este proceso, llamado vaporización o evaporación, genera una presión de vapor por encima del líquido. Las moléculas en la fase gaseosa pueden chocar con la superficie del líquido y volver a entrar en el líquido por condensación. Finalmente, se alcanza un estado estable o equilibrio dinámico.

 

presión de vapor – mide la tendencia de un líquido a evaporarse

 

 

 

11.5.1 Explicación de la presión de vapor a nivel molecular

 

     
•      
           
  • equilibrio dinámico – condición cuando dos procesos opuestos ocurren simultáneamente a tasas iguales

           

  • la presión de vapor de un líquido es la presión ejercida por su vapor cuando los estados líquido y de vapor están en equilibrio dinámico

       

       

 

 

 

 

11.5.2 Volatilidad, presión de vapor y temperatura

 

     
•      
           
  • volátil – líquidos que se evaporan fácilmente

           

  • la presión de vapor aumenta al aumentar la temperatura

       

       

 

 

 

 

11.5.3 Presión de vapor y punto de ebullición

 

     
•      
           
  • los líquidos hierven cuando su presión de vapor es igual a la presión externa que actúa sobre la superficie del líquido

           

  • la temperatura de ebullición aumenta con el aumento de la presión externa

           

  • punto de ebullición normal – punto de ebullición de un líquido a 1 atm

           

  • presiones más altas hacen que el agua hierva a temperaturas más altas

       

       

 

 

11.6: Diagramas de fase

 

Los estados de la materia exhibidos por una sustancia bajo diferentes temperaturas y presiones pueden resumirse gráficamente en un diagrama de fase, que es un gráfico de presión versus temperatura. Los diagramas de fase contienen regiones discretas correspondientes a las fases sólida, líquida y gaseosa. Las regiones sólida y líquida están separadas por la curva de fusión de la sustancia, y las regiones líquida y gaseosa están separadas por su curva de presión de vapor, que termina en el punto crítico.

 

     
• diagramas de fase: forma gráfica de resumir las condiciones bajo las cuales existen equilibrios entre los diferentes estados de la materia

     

• tres curvas importantes:
       
           
  • 1) curva de presión de vapor del líquido

           

  • muestra el equilibrio de las fases líquida y gaseosa

           

  • punto de ebullición normal = punto en la curva donde la presión a 1 atm

           

  • 2) variación en la presión de vapor del sólido en él sublima a diferentes temperaturas

           

  • 3) cambio en el punto de fusión del sólido al aumentar la presión

           

  • se inclina hacia la derecha a medida que aumenta la presión

           

  • se necesitan temperaturas más altas para fundir sólidos a presiones más altas

           

  • punto de fusión del sólido idéntico al punto de congelación
             
                 
    • difieren solo en la dirección de temperatura desde la cual se aborda el cambio de fase

                 

    • el punto de fusión a 1 atm es el punto de fusión normal

             

             

       

       

     

• punto triple: punto en el que las tres fases están en equilibrio

     

• fase gaseosa estable a bajas presiones y altas temperaturas

     

• fase sólida estable a bajas temperaturas y altas presiones

     

• fase líquida – estable entre gas y sólidos

 

 

 

 

11.6.1 los diagramas de fase de H ₂ O y CO ₂

 

     
•      
           
  • el punto de fusión del CO ₂ aumenta con el aumento de la presión

           

  • punto de fusión de H ₂ O disminuye al aumentar la presión

           

  • punto triple de H ₂ O (0.0098 ° C y 4.58 torr) a una presión menor que CO ₂ (-56.4 ° [19459028 ] C y 5.11 atm)

           

  • CO sólido ₂ no se funde sino que se sublima

           

  • CO ₂ no tiene un punto de fusión normal sino un punto de sublimación normal

           

  • CO ₂ absorbe energía a temperaturas normales

       

       

 

 

11.7: Estructura de sólidos

 

Un sólido cristalino puede ser representado por su celda unidad, que es la unidad idéntica más pequeña que, cuando se apilan juntas, produce la estructura tridimensional característica. Los sólidos se caracterizan por una disposición tridimensional extendida de átomos, iones o moléculas en los que los componentes generalmente están bloqueados en sus posiciones. Los componentes se pueden organizar en una matriz tridimensional repetitiva regular. La unidad repetitiva más pequeña de una red cristalina es la celda unitaria.

 

     
• sólido cristalino – sólido cuyos átomos, iones o moléculas están ordenados en arreglos bien definidos
       
           
  • superficies planas o caras que forman ángulos definidos

           

  • formas regulares

       

       

     

• sólido amorfo – sólido cuyas partículas no tienen una estructura ordenada
       
           
  • carecen de caras y formas bien definidas

           

  • mezclas de moléculas que no se apilan bien

           

  • moléculas grandes y complicadas

           

  • las fuerzas intermoleculares varían en fuerza

           

  • no se funde a una temperatura específica sino que se ablanda en un rango de temperatura

       

       

 

 

 

 

11.7.1 Celda de unidad

 

     
•      
           
  • celda unitaria – unidad repetitiva de un sólido

           

  • celosía de cristal: matriz tridimensional de puntos, cada uno de los cuales representa un entorno idéntico dentro del cristal

           

  • tres tipos de celda unidad cúbica: cúbico primitivo, cúbico centrado en el cuerpo y cúbico centrado en la cara

           

  • cúbico primitivo – puntos de celosía en las esquinas solamente

           

  • cúbico centrado en el cuerpo: puntos de celosía en las esquinas y en el centro

           

  • cúbico centrado en la cara: puntos de celosía en el centro de cada cara y en cada esquina

       

       

 

 

 

 

11.7.2 La estructura cristalina del cloruro de sodio

 

     
•      
           
  • la relación catión-anión total de una celda unitaria debe ser la misma que para el cristal completo

       

       

 

 

 

 

11.7.3 Embalaje cerrado de esferas

 

     
•      
           
  • las estructuras de sólidos cristalinos son aquellas que ponen las partículas en contacto más cercano para maximizar las fuerzas de atracción

           

  • la mayoría de las partículas que forman sólidos son esféricas

           

  • dos formas de empaque cerrado: empaque cerrado cúbico y empaque cerrado hexagonal

           

  • empaque cerrado hexagonal: esferas de la tercera capa que se colocan en línea con las de la primera capa

           

  • número de coordinación: número de partículas que rodean inmediatamente a una partícula en la estructura cristalina

           

  • ambas formas de empaque cerrado tienen un número de coordinación de 12

       

       

 

 

11.8: Unión en sólidos

 

Los principales tipos de sólidos son iónicos, moleculares, covalentes y metálicos. Los sólidos iónicos consisten en iones cargados positiva y negativamente unidos por fuerzas electrostáticas; La fuerza de la unión se refleja en la energía de la red. Los sólidos iónicos tienden a tener altos puntos de fusión y son bastante duros. Los sólidos moleculares se mantienen unidos por fuerzas relativamente débiles, como las interacciones dipolo-dipolo, los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de Londres. Los sólidos metálicos tienen propiedades inusuales.

 

     

         

             

             

             

             

             

         

     

     

         

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

         

         

             

             

             

             

             

         

     

 

Tipo de sólido	Formas de partículas unitarias	Fuerzas entre partículas	Propiedades	Ejemplos
Molecular	Átomos de moléculas	Dispersión de Londres, fuerzas dipolo-dipolo, enlaces de hidrógeno	Bastante suave, punto de fusión bajo a moderadamente alto, mala conducción térmica y eléctrica	Argón, metano, sacarosa, hielo seco
Red covalente	Átomos conectados en una red de enlaces covalentes	Enlaces covalentes	Muy duro, muy alto punto de fusión, a menudo mala conducción térmica y eléctrica	Diamante, cuarzo
Iónico	Iones positivos y negativos	Atracciones electrostáticas	Duro y quebradizo, alto punto de fusión, mala conducción térmica y eléctrica	Sales típicas
Metálico	átomos	Enlaces metálicos	Suave a muy duro, bajo a muy alto punto de fusión, excelente conducción térmica y eléctrica, maleable y dúctil	Todos los elementos metálicos

 

11.8.1 Sólidos moleculares

 

     
• sólidos moleculares: átomos o moléculas unidos por fuerzas intermoleculares

     

• puntos de fusión suaves y bajos

     

• gases o líquidos a temperatura ambiente a partir de sólidos moleculares a baja temperatura

     

• las propiedades dependen de la fuerza de las fuerzas y la capacidad de las moléculas para empaquetarse eficientemente en tres dimensiones

     

• las fuerzas intermoleculares que dependen del contacto cercano no son tan efectivas

 

 

 

 

11.8.2 Sólidos de red covalente

 

     
• sólidos de red covalente: átomos unidos en grandes redes o cadenas por enlaces covalentes

     

• duro, altos puntos de fusión

 

 

 

 

11.8.3 Sólidos iónicos

 

     
• sólidos iónicos: iones unidos por enlaces iónicos

     

• la fuerza depende de las cargas de iones

     

• estructura de sólidos iónicos depende de cargas y tamaños relativos de iones

 

 

 

 

11.8.4 Sólidos metálicos

 

     
• sólidos metálicos – átomos de metal

     

• generalmente tienen estructuras hexagonales compactas, cúbicas compactas o centradas en el cuerpo

     

• cada átomo tiene 8 o 12 átomos adyacentes

     

• enlace debido a electrones de valencia que se deslocalizan en todo el sólido

     

• la fuerza de la unión aumenta a medida que aumenta el número de electrones disponibles para la unión

     

• la movilidad de los electrones hace que los sólidos metálicos sean buenos conductores de calor y electricidad