Download - Quimica solido-liquido
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
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
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.
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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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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
21
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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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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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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BIBLIOGRAFÍA
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T. Brown, Química la Ciencia Central 9na Edición
Química I, Edición especial para docentes, editorial Santillana
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http://www.agalano.com/Cursos/Estructura/Estructura_08_09_Fzas_intermoleculares.pdf
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http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/EnlaceQ/intermoleculares/Teoria-Fintermoleculares.htm
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