fuerzas intermoleculares de líquidos y sólidos

CURSO DE QUÌMICA

GENERAL I

M.Sc. EMA MORENO de MEDINA

FUERZAS

INTERMOLECULARES

DE LÍQUIDOS Y

SÓLIDOS

PROPIEDADES DE LÍQUIDOS , SÓLIDOS Y

GASES

Vivimos inmersos en una mezcla de gases (atmósfera de la Tierra)

Mayor conocimiento del comportamiento de líquidos y sólidos (tangibles)

La mayoría de sustancias líquidas a temperatura ambiente son sustancias moleculares.

PROPIEDADES Y

CARACTERÍSTICAS DE GASES,

LÍQUIDOS Y SÓLIDOS Estado de la

materia Volumen/Forma Densidad Compresibilidad Movimiento

molecular

Gas Asume la forma y el volumen del recipiente

que lo contiene

Baja Muy compresible Movimiento muy libre

Líquido Tiene volumen definido pero asume la forma del

recipiente que lo contiene

Alta Ligeramente compresible

Se deslizan entre sí libremente

Sólido Tiene volumen y forma definidos

Alta Prácticamente incompresible

Vibraciones alrededor de

posiciones fijas

ENLACES QUÍMICOS

Mantienen unidos los

átomos en las moléculas

Mantienen unidos los

iones en los cristales

Responsables de

propiedades físicas y químicas

Atracción que una sustancia ejerce sobre

otra

ENLACES QUÍMICOS

COVALENTES

IÓNICOS METÁLICOS

ENLACES IÓNICOS

Transferencia completa de electrones

Una sustancia

cede y otra gana

electrones

Origina compuestos

iónicos

DIFERENCIA DE

ELECTRONEGATIVIDAD

MAYOR A 1,8

Compuestos iónicos

Todos son Sólidos a

temperatura ambiente

P.E. muy altos

Entre

1000 y 1500 oC

Se disocian en agua

Conducen corriente eléctrica

(electrolitos)

ESTRUCTURA DEL NaCl, UN COMPUESTO

IÓNICO

ENLACES COVALENTES

SUCEDEN ENTRE

ÁTOMOS NO METÁLICOS

ENLACE COVALENTE

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL

HCl

ELECTRONEGATIVIDAD

CAPACIDAD DE UN ÁTOMO Ó UNA MOLÉCULA PARA ATRAER ELECTRONES HACIA SÍ MISMO.

Linus Pauling desarrolló una escala numérica

de electronegatividad.

TABLA DE ELECTRONEGATIVIDAD

CARACTERISTICAS DE LOS ENLACES COVALENTES

•Sucede entre 2 átomos no metálicos idénticos

•Los electrones se compartes por igual entre los 2 átomos

•No hay diferencia de electronegatividad

•Elementos diatónicos

ENLACES COVALENTES NO POLARES

•Sucede entre 2 átomos no metálicos distintos

•Diferencia de electronegatividad hasta 1,8

ENLACES COVALENTES

POLARES

EJEMPLOS DE ENLACES

I y I

Electronegatividad: I=2.5

2.5 – 2.5 =0 Enlace covalente no polar

P y Cl

Electronegatividad: P=2.1 Cl=3.0

3.0 – 2.5 =0.9 Enlace covalente polar

K y Cl

Electronegatividad: K = 0.8

3.0 – 0.8 = 2.2 Enlace iónico

ENLACES METÁLICOS

•CARGA POSITIVA

•FORMAN RED TRIDIMENSIONAL

IONES METÁLICOS

•DÉBILMENTE SUJETOS SE DESPLAZAN LIBREMENTE POR TODO EL METAL

•SON LOS MEJORES CONDUCTORES DE ELECTRICIDAD

ELECTRONES

ENLACES METÁLICOS

ENLACES COVALENTES

Los enlaces covalentes , que son fuerzas dentro de las moléculas, influyen en:

Forma de las moléculas

Energías de enlace y

Otros comportamientos.

FUERZAS INTERMOLECULARES E

INTRAMOLECUALRES

Responsables de las propiedades

macroscópicas:

Punto Ebullición

Punto Fusión

Fuerzas de atracción que existen entre las

moléculas

FUERZAS INTERMOLECULARES

Responsables de la estabilidad de

moléculas individuales

Mantienen juntos los átomos en una

molécula

Enlaces

FUERZAS INTRAMOLECULARES


GASES

Falta de F.I. permite que se

expanda y llene el recipiente que lo

contiene

LÍQUIDOS

F.I. tienen suficiente

intensidad para mantener juntas

las moléculas

No son tan fuertes para evitar su movimiento

(verter)

SÓLIDOS

F.I. son tan fuertes que mantienen

moléculas

No hay libertad de movimiento

Sólidos son rígidos

Tienen estructuras muy ordenadas

(cristales)


DE LÍQUIDOS Y SÓLIDOS


DE LÍQUIDOS Y SÓLIDOS

A temperatura ambiente las fuerzas intermoleculares varían así:

GASES < LÍQUIDOS < SÓLIDOS NaCl(s) Funde : 804 oC Hierve : 1465oC a 1 atm. N2O(g) Licua : -88.5 oC Solidifica : -102.4 oC a 1 atm.


Intermolecular vs intramolecular 41 kJ para vaporizar 1 mol de H2O en su P.E

(Intermolecular) 930 kJ para romper los dos enlaces O – H en

1 mol de H2O ( Intramolecular)

Las fuerzas intermoleculares son mas débiles que las fuerzas intramoleculares

TIPOS DE FUERZAS DE

ATRACCIÓN

Fuerzas ión – dipolo

Fuerzas dipolo – dipolo

Fuerzas de dispersión de London

Puentes de Hidrógeno

FUERZAS DE VAN DER WAALS

Dipolo – dipolo

Dipolo-dipolo inducido

Dispersión

TIPOS DE FUERZAS DE

ATRACCIÓN

Dependiendo del estado físico de una sustancia y de la naturaleza de las moléculas, más de un tipo de interacción puede jugar un papel en la atracción total entre moléculas.

FUERZAS IÓN – DIPOLO

Ión (catión o anión) y una carga parcial en el extremo de una molécula polar.

La fuerza depende de:

Carga

Tamaño del ión y

Magnitud del dipolo.

Son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos polares.

+ - + - +

a) Extremo negativo de molécula polar orientado hacia un catión.

FUERZAS IÓN - DIPOLO

Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar.

Interacción ion-dipolo

11.2

INTERACCIÓN DE UNA MOLÉCULA DE AGUA CON IONES

H2O momento dipolar 1,87 D Mg2+ radio iónico más pequeño (78 pm) , carga más alta Na+ radio iónico más grande (98 pm)

FUERZAS DIPOLO – DIPOLO

Son fuerzas que actúan entre moléculas polares

que están muy próximas, generalmente son más débiles que las fuerzas ión – dipolo.

Para moléculas de masa y tamaño semejante, las energías de atracción intermoleculares aumentan cuando la polaridad aumenta.

+ -

- +

Los dipolos están alineados para producir una interacción de atracción.

+ - + -


Orientación de moléculas polares en un sólido

Sustancia Masa Molecular

Uma

Momento dipolar

D

Punto de ebullición

K

Propano C3H8 44 0.1 231

Eter dimetílico CH3OCH3

46 1.3 249

Cloruro de metilo CH3Cl

50 2.0 249

Acetaldehído CH3CHO

44 2.7 293

Acetonitrilo CH3CN

41 3.9 355

PUNTOS DE EBULLICIÓN DE

SUSTANCIAS ORGÁNICAS

FUERZAS DIPOLO – DIPOLO

+ -

- +

+ -

+ -

Orientaciones en que se

atraen

Orientaciones en que se repelen

ATRACCIÓN NETA

LÍQUIDOS

Libre movimiento

FUERZAS DE DISPERSIÓN

Los gases no polares se pueden licuar, ello

indica que debe haber alguna clase de fuerzas de atracción entre ellas.

El origen de esta atracción fue propuesto por primera vez en 1930 por Fritz London, físico germano –estadounidense.

El reconoció que el movimiento de los electrones en un átomo o en una molécula puede crear un momento dipolar instantáneo.

DISTRIBUCIÓN DE CARGAS EN

UN ÁTOMO DE HELIO

-

+

e-

e-

e-

e-

-

+

Atracciones electrostáticas

Momento dipolar instantáneo (porque sólo dura una

pequeña fracción de segundo)


RECUERDE:

LAS FUERZAS DE DISPERSIÓN EXISTEN ENTRE ESPECIES , YA SEAN:

NEUTRAS

CON GARGA NETA

POLARES O NO POLARES

POLARIZABILIDAD

+ - +-

- +

- +

Facilidad con la que una fuerza extrema distorsiona la distribución de cargas en una molécula.

La fuerza de atracción de un ión o de una molécula polar produce un dipolo inducido.

IÓN MOLÉCULA

POLAR DIPOLO

INDUCIDO

DIPOLO

INDUCIDO


Fuerzas de atracción que surgen como resultado de dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas.

Interacción de dipolos ion-inducido

Interacción de dipolos dipolo-inducido

DIPOLOS INDUCIDOS INTERACTUANDO ENTRE SÍ


11.2

Polarización es la facilidad con la que la distribucion del electrón en el átomo o molécula puede ser distorsionada.

La polarización aumenta con:

• mayor número de electrones

• difusión de más nubes de electrones

Las fuerzas de dispersión por lo general aumentan la masa molar.

PUNTOS DE EBULLICIÓN DE

HALÓGENOS Y GASES NOBLES

HALÓGENOS P.E.(K) GASES NOBLES

P.E (K)

F2 85.1 He 4.6

Cl2 238.6 Ne 27.3

Br2 332 Ar 87.5

I2 457.6 Kr 120.9

Xe 166.1

FUERZAS DE DISPERSIÓN DE

LONDON

La forma de las moléculas

también influye en las F. de D. Ejm.

n-pentano neopentano

F.M. C5H12 C5H12 P.E: 309.4 K 282.7 K Forma: cilíndrica esférica Superficie: mayor menor Contacto: mayor menor Atracción: mayor menor


LONDON

Las F. de D. entre moléculas polares pueden contribuir más a las fuerzas de atracción totales que las fuerzas dipolo-dipolo. Ejm.


LONDON

HBr P.E: 206.2 K

Fuerzas de atracción totales más fuertes

Es menos polar, 0.79 D

P.M. mayor

Más polarizable, F. de D. más fuertes

HCl P.E: 189.5 K

Mayor polaridad, 1.03 D

P.M. menor


LONDON

Si las moléculas tienen: • F.D. aproximadamente

iguales

• Fuerzas de atracción se incrementan con POLARIDAD

Tamaño y forma similares

• Fuerzas de atracción se incrementan con aumento de PESO MOLECUALR

• Fuerzas de dispersión mayores

Polaridad y forma similares

S

¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares existen entre cada una de las siguientes moléculas?

HBr HBr es una molécula polar: interacción dipolo-dipolo. También hay fuerzas de dispersión entre moléculas de HBr.

CH4

CH4 es no polar: fuerzas de dispersión.

SO2 SO2 es una molécula polar: fuerzas dipolo-dipolo. También hay fuerzas de dispersión entre las moléculas de SO2.

EJERCICIOS

¿Cuál de las siguientes sustancias puede existir como gas y como sólido a la temperatura ambiente y a la presión atmosférica normal?

P4O10

Cl2

AgCl

I2

RESPUESTA

¿Qué sustancia tiene las fuerzas de atracción más débiles?

Mientras más débiles sean más probable que

exista como gas a cualquier temperatura y presión, así:

Cl2: no polar, menor P.M, es gas

AgCl: menor probabilidad de ser gas por los

enlaces iónicos que son fuertes formando un sólido.

ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO

El enlace por puente de hidrógeno es una interacción dipolo-dipolo especial entre el átomo de hidrógeno en un enlace polar N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo de O, N o F (par de electrones libres)

A H … B A H … A or

A & B son N, O, o F

PUENTES DE HIDRÓGENO

PUENTE DE HIDRÓGENO

Más fuerte que dipolo-dipolo o de

dispersión

INTERACCIÓN COULÓMBICA

PAR LIBRE DE ELECTRONES DEL

ÁTOMO ELECTRONEGATIVO

Y EL NÚCLEO DE HIDRÓGENO

Enlace por puente de hidrógeno

¿Por qué se considera al enlace por puente de hidrógeno como una interacción dipolo-dipolo “especial?

Disminución del PM Disminución del punto de ebullición

PUENTES DE

HIDRÓGENO

Molécula de AGUA

enlace polar:

H-O

par de electrones no compartido de átomo electronegativo

O

PUENTES DE HIDRÓGENO EN

LA MOLÉCULA DE H2O(S)

Densidad máxima 40C

El hielo es menos denso que el agua

Densidad del agua

11.3

EL AGUA ES UNA SUSTANCIA ÚNICA

EJERCICIOS

Enumere las sustancias en orden creciente de sus P.E:

BaCl2

H2

CO

HF

Ne

RESPUESTA BaCl2: por ser sustancia iónica tiene P.E más elevado.

Para el resto de sustancias depende de: P.M, polaridad y puentes de H

CO,HF y Ne tienen P.M aproximadamente iguales

RESPUESTA

HF tiene puentes de H por lo tanto P.E más elevado de los 3, le sigue el

CO ligeramente polar y P.M elevado

Finalmente el Ne que es no polar

H2:no polar y P.M bajo, P.E más bajo

RESPUESTA

Puntos de ebullición reales:

BaCl2 1813.0 K

HF 293.0 K

CO 83.0 K

Ne 27.0 K

H2 20.0 K

TALLER

¿Por qué es más fácil licuar los gases cuando están comprimidos?

RESPUESTA:

Las moléculas al estar más juntas ejercen mayor fuerza de atracción. Hay menos espacio vacío entre ellas

TALLER

¿Qué fuerzas de atracción intermoleculares existen entre?

a) Todas las moléculas

b) Moléculas polares

c) El átomo de H de un enlace polar y un átomo electronegativo

TALLER

RESPUESTA

a) Todas las moléculas: fuerzas de dispersión (polares o no polares)

b) Moléculas polares: fuerzas dipolo - dipolo

c) El átomo de H de un enlace polar y un átomo electronegativo: puentes de hidrógeno

TALLER

¿Qué clase de fuerzas de atracción hay que vencer para:

a) Fundir el hielo

b) Hervir el bromo

c) Fundir el NaCl

d) Disociar el F2 en átomos de F

e) Fundir el CCl4

f) Sublimar el I2

TALLER RESPUESTA:

a) Fundir el hielo: puentes de hidrógeno

b) Hervir el bromo: fuerzas de dispersión de London

c) Fundir el NaCl: enlaces iónicos

d) Disociar el F2 en átomos de F: enlaces covalentes

e) Fundir el CCl4 :fuerzas de dispersión de London

f) Sublimar el I2 :fuerzas de dispersión de London

DEBER

¿Cuál es la naturaleza de la principal fuerza de atracción de cada uno de los casos siguientes?

a) Xe(l)

b) NH3(l)

c) PCl3(l)

d) H2O y Fe3+ en FeCl3(ac)

e) CH3OH(l)

f) CH3F(l)

DEBER

¿Cuál de las moléculas siguientes espera que sea la más polarizable? Explique.

Br2 , Cl2 , I2 , F2

¿Qué molécula de cada par de las sustancias siguientes esperaría que tuviera el P.E más elevado?

a) N2 u O2

b) CH4 Ó SiH4 c) NaCl ó CH3Cl d) C2H5Cl ó C2H5OH

DEBER

¿Cuáles de las siguientes especies pueden formar enlaces de hidrógeno con el H2O?

a) CH3OCH3

b) CH4

c) F-

d) HCOOH

e) Na+

PROPIEDADES DE LOS

LÍQUIDOS

TENSIÓN SUPERFICIAL

VISCOSIDAD

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS


Es la cantidad de energía requerida para dilatar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área.

Fuerzas intermoleculares fuertes

Alta tensión superficial Agua: 7,29 x 10-2 J/m2 a 20oC Insectos caminan Aguja flota



El Hg tiene un valor de

46 x 10-2 J/m2

Debido a los fuertes enlaces metálicos entre los átomos.

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS Cohesión es la atracción intermolecular entre moléculas similares.

11.3

Adhesión es la fuerza que une una sustancia a una superficie.

Menisco extremo superior curvado que se forma en un líquido que se encuentra en un vidrio (U), Hg curvado hacia abajo

Adhesión

Cohesión


ACCIÓN CAPILAR Ascenso de líquidos en

tubos muy angostos

Fuerzas de atracción entre líquido y paredes tienden aumentar área superficial del líquido y

éste sube hasta

Fuerzas de atracción

Fuerzas de cohesión

FUERZA DE GRAVEDAD


ACCIÓN CAPILAR

Agua

Nutrientes

Asciendan por tallos

de plantas


Viscosidad es una medida de la resistencia de un líquido para fluir.

Fuerzas intermoleculares fuertes

Alta viscosidad Melazas y líquidos para motor

VISCOSIDAD

Agua a 20 oC tiene 1.00 x 10-3 N-s/m2

a 80 oC es 0,356 x 10-3 N-s/m2

Aumenta temperatura

Aumenta energía cinética de moléculas

Se pueden vencer fuerzas de atracción de moléculas


DETERMINACIÓN DE VISCOSIDAD

Velocidad de caída de balines a

través de un líquido

Tiempo que fluye líquido

a través de tubo delgado

Por acción de gravedad


VISCOSIDAD:

SAE (Sociedad de Ingenieros Automotrices de EE.UU)

ha establecido valores de viscosidad.

Número > viscosidad > a cualquier temperatura.

Aceite SAE 40 más viscoso que SAE 10


VISCOSIDAD:

La viscosidad disminuye con el aumento de temperatura.

Un aceite multigrado

SAE 10W/40 (Winter, invierno) tiene la viscosidad de uno SAE 10 a -18 oC y de uno SAE 40 a 99 oC.

CRISTALINOS

Cuarzo SiO2, diamante

• Ordenamiento estricto y regular

• Átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas

• Fuerzas intermoleculares máximas (iónicas, covalentes , puentes de hidrógeno, van der Waals)

• Funden a temp. específicas

AMORFOS

Vidrio

caucho

• Carecen de ordenamiento definido

• Intensidad de F.I.varían

• No funden a temp. específicas

• Se suavizan

SÓLIDOS

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ESTRUCTURA DE LOS SÓLIDOS CRISTALINOS

Celda unitaria

punto de entrecruzamiento

Celdas unitarias en 3 dimensiones

En los puntos de entrecruzamiento:

• Átomos

• Moléculas

• Iones

Se repite en un sólido cristalino

Unidad estructural básica

CELDA UNITARIA

ESTRUCTURA DE LOS SÓLIDOS

Un sólido cristalino se puede representar como un arreglo tridimensional de puntos denominado RETÍCULO CRISTALINO ó RED CRISTALINA Celdas unitarias son paralelepípedos (6 lados)

CELDAS UNITARIAS

CÚBICA SENCILLA

Punto de retículo sólo en esquinas

CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO

Un punto de red en centro de celda unitaria así como en cada esquina

CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS

Puntos centrados en caras así como en cada esquina

Compartido por 8 celdas unitarias

Compartido por 2 celdas unitarias

1 átomo/celda unitaria

(8 x 1/8 = 1)

2 átomos/celda unitaria

(8 x 1/8 + 1 = 2)

4 átomos/celda unitaria

(8 x 1/8 + 6 x 1/2 = 4)


Determine el número de iones Na y de iones cloro en una celda unitaria de cloruro de sodio

ESTRUCTURA DEL NaCl

Na+ : en arista se comparte con 4 celdas unitarias En el centro del cubo hay un Na+ entero (12 aristas x ¼ Na+ )+ (1 Na+ entero centro)= 4 Na+ Cl- : en vértices se comparte con 8 celdas unitarias En cada cara se comparte con 2 celdas unitarias (8 esquinas x 1/8 ) + (6 caras x ½) = 4 Cl-

Cuando la plata se cristaliza, forma celdas cúbicas de cara centrada. La longitud de la arista de la celda unitaria es de 409 pm. Calcular la densidad de la plata.

d = m

V V = a3 = (409 pm)3 = 6.83 x 10-23 cm3

4 átomos/celda unitaria en una celda cúbica de cara centrada

m = 4 Ag átomos 107.9 g

mol Ag x

1 mol Ag

6.022 x 1023 átomos x = 7.17 x 10-22 g

d = m

V

7.17 x 10-22 g

6.83 x 10-23 cm3 = = 10.5 g/cm3

TIPOS DE CRISTALES

IÓNICO

Atracción electrostática

Pntos de entrecruzamiento ocupado por iones

Duros, quebradizos, P.F. alto, malos conductiores de

calor y electricidad.

NaCl, LiF, MgO, CaCO3

COVALENTE

Enlace covalente

Puntos de entrecruzamiento

ocupados por átomos

Duros, P.F. alto, malos conductores.

C (diamante)

SiO2 (cuarzo)

MOLECULAR

Fuerzas de dispersión,

dipolo-dipolo, puentes H

Suaves, P.F. bajos, malos conductores.

Ar, CO2 , I2 , H2O, C12H22O11 (sacarosa)

METÁLICO

Enlace metálico

Suave a duro, P.F. alto a bajo, buenos

conductores.

Todos los metales:

Na, Mg, Fe, cu

CRISTALES IÓNICOS

CsCl ZnS CaF2

CRISTALES COVALENTES

diamante grafito

átomos de carbono

CRISTALES MOLECULARES

SO2

DIÓXIDO DE AZUFRE

CRISTALES METÁLICOS

Corte transversal de un cristal metálico

núcleo y capa interna e-

“mar” móvil de e-

EMPAQUETAMIENTO COMPACTO

DE ESFERAS (sólidos metálicos)

a) Primera capa: cada esfera en contacto con otras seis b) La segunda capa se sitúa en depresiones de la primera c) Cada esfera en la tercera capa se sitúa directamente sobre una Esfera en la primera capa (estructura empaquetada hexagonal)

Estructuras de cristales metálicos

SÓLIDOS AMORFOS

Un vidrio es un producto de fusión de materiales inorgánicos ópticamente transparente, que tiene un estado frío rígido sin cristalización

Cuarzo cristalino (SiO2)

Vidrio de cuarzo no cristalino

DEBER

Realizar los 7 tipos de celdas unitarias

La estructura de: • Cloruro de sodio • Cloruro de cesio • Sulfuro de zinc • Fluoruro de calcio • Empaquetamiento compacto

hexagonal • Empaquetamiento compacto

cúbico

DIFRACCION DE Rx

Dispersión de Rx debida a las unidades de un sólido cristalino

Permite deducir el ordenamiento de las partículas en la red sólida

DIFRACCIÓN DE Rx

Distancia extra = BC + CD = 2d sen q = nl (Ecuación de Bragg)

11.5

Rayos X con una longitud de onda de 0.154 nm son

difractados desde un cristal a un ángulo de 14.170.

Suponiendo que n = 1, ¿cuál es la distancia (en pm)

entre las capas en el cristal?

nl = 2d sen q n = 1 q = 14.170 l = 0.154 nm = 154 pm

d = nl

2 sen q =

1 x 154 pm

2 x sen14.17 = 314.0 pm

11.5

CAMBIOS DE ESTADO

CAMBIOS DE FASE ó

transiciones de fase

CAMBIOS DE ESTADO

Cambio de estado

Cambio E del sistema

Sólido se funde

CALOR FUSIÓN

Ó

ENTALPÍA DE FUSIÓN

Hielo: 6,01 kJ/mol

Líquido se vaporice

CALOR VAPORIZACIÓN

Ó

ENTALPÍA DE VAPORIZACIÓN

Agua: 40,67 kJ/mol

Sólido se sublime

CALOR DE SUBLIMACIÓN

Ó

ENTALPÍA DE SUBLIMACIÓN

ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap

CAMBIOS DE ESTADO

Energía es para compensar fuerzas de atracción entre las moléculas y no para aumentar la Ec promedio.

CAMBIOS DE ENTALPÍA

ΔHsub = ΔHfus + Δhvap

Ley de Hess

La entalpía o cambio de calor para todo el proceso, es la misma si la sustancia pasa directamente de sólido a vapor , o si pasa de sólido a líquido y luego a vapor.

Ecuación válida si los cambios de fase suceden a la misma temperatura.

CALOR ESPECÍFICO (s)

Es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia.

Unidades: J/g oC

CAPACIDAD CALORÍFICA (C)

Es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad de sustancia.

Unidades: J/ oC

RELACIONES

C = ms

m = masa

Para el agua s: 4,184 J/ g oC

La capacidad calorífica para 60 g de agua es

C= 60g x 4,184 J/ g oC = 251 J/ oC

EJERCICIOS

Calcular la capacidad calorífica para 46 g de Hg. s= 0,139 J/ g oC

Calcular la capacidad calorífica para 2 moles de alcohol etílico.

s= 2,46 J/ g oC

CAMBIO DE CALOR (q)

q = ms Δt

Δt = tfinal - tinicial

q = C Δt

q + : procesos endotérmicos

q - : procesos exotérmicos

EJERCICIOS

Una muestra de 466 g agua se calienta desde 8,5 hasta 74,6 oC. Calcule la cantidad de calor (kJ) e indique si es proceso exo o endotérmico.

Una barra de hierro cuya masa es de 869 g se enfría a partir de 94 a 5 oC. Calcule la cantidad de calor (kJ) e indique si es proceso exo o endotérmico. s= 0,444 J/ g oC

EJERCICIO

Calcule la cantidad de energía (kJ) que se necesita para calentar 346 g de agua líquida desde 0oC a 128oC .

Supóngase que el calor específico del agua (s) es 4,184 J/g oC en todo el intervalo líquido y el calor específico del vapor es de 1,99 J/g oC.

SOLUCIÓN

Se calcula el cambio de calor en cada etapa

a) calentamiento de 0oC a 100oC

q1= ms Δt

q1 = 145 kJ

b) evaporación a 100 oC de 346 g H2O

ΔHvap = 40,67 kJ/mol

q2 =346 gx(1mol H2O/18 gH2O)x40,67 kJ/mol

q2 = 782 kJ

SOLUCIÓN

c) calentamiento del vapor de 100oC a 128oC

q = ms Δt

q= 19,28 kJ

ENERGÍA GLOBAL:

qglobal = q1 + q2 +q3

qglobal = 946 kJ Todos los valores de q son + se absorbió calor

durante la transición de fase

EJERCICIO

Calcule el cambio de entalpía para convertir 1.00 mol de hielo de -50 °C en vapor de agua a 150 °C bajo una presión constante de 1 atm.

CALORES ESPECIFICOS AGUA EN TRES FASES (J / g – K)

VAPOR LÍQUIDO SÓLIDO

1.84 J / g – K 4.18 J / g – K 2.03 J / g – K Cambios de entalpía (kJ / mol)

Calor de vaporización Calor de fusión

40.67 kJ/mol. 6.01 kJ/mol

PRESIÓN DE VAPOR

La presión de vapor en equilibrio es la presión de vapor medida cuando existe un equilibrio dinámico entre la condensación y la evaporación.

H2O (l) H2O (g)

Tasa de condensación

Tasa de evaporación

=

Equilibrio dinámico

El punto de ebullición es la temperatura en la cual la presión de vapor (en equilibrio) de un líquido es igual a la presión externa.

El punto de ebullición normal es la temperatura en la cual un líquido hierve cuando la presión externa es de 1 atm.

PUNTO DE EBULLICIÓN

Calor molar de vaporización (DHvap) es la energía requerida para vaporizar 1 mol de un líquido en su punto de ebullición.

ln P = - DHvap

RT + C

Ecuación de Clausius-Clapeyron

P = (equilibrio) presión de vapor

T = temperatura (K)

R = constante de gas (8.314 J/K•mol)

Presión de vapor contra temperatura

ECUACIÓN DE CLAUSIUS – CLAPEYRON A OTRA TEMPERATURA

EJERCICIO

1. El éter dietílico es un líquido orgánico volátil y muy inflamable que

se utiliza como disolvente. La presión de vapor del éter dietílico es 401 mmHg a 18oC . Calcule su presión de vapor a 32oC en mmHg

= 26 kJ/mol R= 656, 71 mmHg 2. La presión de vapor del etanol es 100 mmHg a 34,9 oC. ¿Cúal es su presión de vapor a 63,5 oC. ? = 39,3 kJ/mol

ln P1/P2 = DHvap

R (T1-T2/T1T2)

Ecuación de Clausius-Clapeyron

Fu

sió

n

11.8 C

on

gela

ció

n

H2O (s) H2O (l)

El punto de fusión de un sólido o el punto de congelación de un líquido es la temperatura en la cual las fases sólida y líquida coexisten en equilibrio.

Calor molar de fusión (DHfus) es la energía requerida para fundir 1 mol de una sustancia sólida en su punto de congelación.

Destila

ció

n

11.8

Sedim

enta

ció

n

H2O (s) H2O (g)

Calor molar de destilación (sublimación) (DHsub) es la energía requerida para destilar 1 mol de un sólido.

DHsub = DHfus + DHvap

( Ley de Hess)

La temperatura crítica (Tc) es la temperatura por arriba de la cual el gas no puede licuarse, no importa cuán grande sea la presión aplicada.

La presión crítica (Pc) es la presión mínima que debe aplicarse para ocasionar licuefacción a la temperatura crítica.

Inútil licuar un gas aumentando la presión si está a una temperatura superior a la crítica.

CAMBIOS DE ESTADO

TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICA O2 T.C: -118,8 oC P.C: 49,7 atm Debe ser enfriado a una temperatura inferior a

la crítica antes de que se pueda licuar por presión.

NH3 T.C: 132,4 oC P.C: 111,5 atm Se puede licuar a temperatura ambiente

comprimiendo el gas a una presión adecuada.

DIAGRAMA DE FASES

Es una forma gráfica de resumir las condiciones bajo las cuales se da un equilibrio entre estados diferentes de la materia.

11.9

Efecto del aumento de la presión en el punto de fusión del hielo y el punto de ebullición del agua

DIAGRAMAS DE FASES

DIAGRAMA DE FASE DEL AGUA

Describa los cambios de fase que suceden cuando al agua se conserva

a) A 0oC mientras la presión aumenta a partir del punto 1 al 5 (vertical)

b) A 1,0 atm mientras la temperatura se incrementa desde el punto 6 hasta el 9 (horiuzontal)

PUNTO DE EBULLICIÓN

Describe lo que sucede cuando en una muestra de CO2 inicialmente a 1 atm y -60oC

a) La presión aumenta a temperatura constante hasta 60 atm

b) Después de a), la temperatura aumenta de -20oC mientras la presión permanece constante a 60 atm

CO2(g) CO2(s) CO2(s) CO2(l)

DIAGRAMA DE FASES

El punto triple del CO2 está a 5.11 atm y -

56.4°C, y el punto crítico está a 73 atm y

31.1°C. ¿Cuál de los enunciados

siguientes es incorrecto?

• puede existir líquido a presiones

menores que 73 atm

• puede existir sólido por encima de 73

atm

•L a condensación no es posible por

encima de 32°C

• hay sublimación a presiones por debajo

de 4 atm

• no puede haber coexistencia de sólido y

gas por encima de 73 atm

DEBER

¿En qué se base el enfriamiento de un refrigerador?

¿Cómo se mantiene la temperatura en nuestro cuerpo?

DEBER

Consultar la extracción con fluidos supercríticos.

¿Cómo se realiza la deshidratación de los alimentos?

fuerzas intermoleculares de líquidos y sólidos

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