trasparencias del tema 4

 Fuerzas intermoleculares
 Estados de agregación de la materia
 Gases
 Gases ideales y reales
 Líquidos
 Tensión superficial, viscosidad, presión de vapor
 Sólidos
 Sólidos covalentes, iónicos, moleculares y metálicos
 Diagramas de fase
Fundamentos de Química (1º Grado en Física)
2011/2012
FUERZAS INTERMOLECULARES
1
Fuerzas intermoleculares: definición
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Son las responsables del estado físico en el que se presentan las distintas sustancias
presentan las distintas sustancias.
gas
líquido
sólido
gas líquido sólido
Las fuerzas intermoleculares determinan algunas propiedades macromoleculares como los puntos de fusión y ebullición, l l
l
d f ó
b ll ó
viscosidad, etc.
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FUERZAS INTERMOLECULARES
2
Fuerzas intermoleculares: clasificación
TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES:
 Fuerzas ion‐ion
F
i i
 Fuerzas ión‐dipolo
 Fuerzas de Van del Waals:
• Fuerzas de dispersión o London
• Fuerzas dipolo‐dipolo
Fuerzas dipolo dipolo
 Enlaces de hidrógeno
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FUERZAS INTERMOLECULARES
3
Fuerzas intermoleculares: clasificación
Ion dipolo
Ion‐dipolo
─
+
Ion‐ion

–
+
─
+
+
+ 
–
Dispersión de London
–
Dipolo‐dipolo
–
–
+
+
+
+ –
Puentes de hidrógeno
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N‐H
N‐H
N‐H
N
O
F
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O‐H
O‐H
O‐H
N
O
F
F‐H
F‐H
F‐H
N
O
F
FUERZAS INTERMOLECULARES
4
Interacciones iónicas
Es la atracción entre dos iones de distinta carga:
+
─
Energía de interacción:
Energía de interacción:
 z1 z2
E
d
z → carga
d → distancia
Mayor interacción: mayor carga y/o menor radio
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5
Interacciones iónicas
Ejemplo:
Mg2+
Na+
O2–
Cl–
r(Na) = 99 pm
( )
p
r(Cl–) = 181 pm
Radios:
Suma radios:
Cargas: r(Mg
( g2+)) = 72 pm
p
r(O2–) = 140 pm
280 pm 212 pm
z(Mg2+) = 2 z(O2–) = –2 z(Na) = 1 z(Cl–) = –1  z1 z2
E
 E(MgO)  E (NaCl)
d
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6
Interacciones iónicas
Sustancia
MgO
CaO
SrO
BaO
Na+
K+
Rb+
Cs+
F–
993
859
795
682
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Tf (ºC)
2800
2580
2430
1923
Tf (ºC)
Cl–
804
773
715
646
2011/2012
Br–
755
730
682
636
I–
651
680
642
621
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7
Interacciones iónicas: energía reticular
Energía reticular o energía de red (Hred): energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos.
MX (s) → M+ (g) + X– (g)
Hred
Ejemplos: KCl (s) → K+ (g) + Cl─ (g) H = 717 kJ/mol
MgO (s) → Mg2+ (g) + O2─ (g)
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H = 973.0 kJ/mol
FUERZAS INTERMOLECULARES
8
Interacciones iónicas: energía reticular
Ci l d B
F j
H b
é d
l l i di
Ciclo de Born‐Fajans‐Haber: método para calcular indirectamente la energía de red, que consiste en diseñar una serie de secuencias de etapas en las se conozcan todas las variaciones de entalpía excepto la etapa en la que se forma la red del cristal a partir de los iones gaseosos.
Ejemplo: A+ (g) + B─ (g)

A (g) + B (g)


AB (s)
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9
Interacciones iónicas: energía reticular
Ej
l KCl
Ejemplo: KCl
K+ (g) + Cl─ (g)
K (g) + Cl (g)
 HI(K) + HEA(Cl)
K (s) + ½ Cl2 (g)
 HS(K) + ½ HD(Cl2)
fH(KCl, s) H(KCl, s) = –437
437 kJ/mol
kJ/mol
HS(K) = 89 kJ/mol
HD(Cl2) = 244 kJ/mol
)
HI((K) = 418 kJ/mol
HEA(Cl) = –349 kJ/mol
Hred(KCl, s) = 717 kJ/mol
 Hred(KCl, s)
H(KCl )
 fH(KCl, s)
KCl ((s))
 =  + + 
Hred((KCl, s) = –
, )
( , )
)
)
fH(KCl, s) + H
S((K) + ½ H
D((Cl2)) + HI((K) + H
EA((Cl))
 717 = (437) + 89+ ½(244) + 418 + (349) Fundamentos de Química (1º Grado en Física)
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10
Interacciones ion-dipolo
S
d
ió
lé l
l
di l ( lé l
Se producen entre un ión y una molécula polar o dipolo (molécula con momento dipolar permanente). Un ion atrae la carga parcial de un dipolo.
–
+
+
─
+ –
Energía de interacción:
Energía de interacción:
 z
E 2
d
( → momento dipolar)
La hidratación de una sal en agua es un ejemplo de este tipo de interacción.
ejemplo de este tipo de interacción
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11
Interacciones de dispersión o London
S d bid
l f
ió d di l i
á
Son debidas a la formación de dipolos instantáneos.
Atracción
electrostática
Átomo de He 1
Átomo de He 2
Se dan entre dipolos instantáneos / dipolos inducidos
Están presentes en todas las moléculas y son las únicas interacciones presentes en los gases nobles y en moléculas
interacciones presentes en los gases nobles y en moléculas apolares.
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12
Interacciones de dispersión o London
D
d d l
l i bilid d (): facilidad con que un átomo ) f ilid d
á
Dependen de la polarizabilidad
adquiere un momento dipolar inducido.
  A B
E
d6
( → polarizabilidad)
En general, la polarizabilidad
En general la polarizabilidad aumenta con el número de electrones aumenta con el número de electrones
y la masa molecular, y también depende de la geometría.
Te (ºC)
( )
He
Ne
Ar
Kr
Xe
–269
–246
246
–186
–153
–108
Fundamentos de Química (1º Grado en Física)
Te (ºC)
( )
F2
Cl2
Br2
I2
2011/2012
–188
–34
34
59
184
FUERZAS INTERMOLECULARES
13
Interacciones de dispersión o London
Ejemplo: punto de ebullición de los alcanos (ºC) en función del número de átomos de carbono.
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FUERZAS INTERMOLECULARES
14
Interacciones dipolo – dipolo
Se dan en sustancias polares (dipolos).
–
–
+
–
+
+
+ –
E
Energía de interacción:
í d i t
ió
  AB
E
d3
Ejemplo:
(D)
masa molar (uma)
masa
molar (uma)
Te (K)
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N2
0
28
77
2011/2012
NO
0.153
30
121
O2
0
32
90
FUERZAS INTERMOLECULARES
15
Interacciones dipolo – dipolo
Cuando se comparan sustancias con masa moleculares muy diferentes, las fuerzas de dispersión normalmente son más importantes que las fuerzas dipolares.
importantes que las fuerzas dipolares.
(D)
masa molar (uma)
Te (K)
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HCl
1.08
36.5
188
2011/2012
HBr
0.82
80.9
206
HI
0.44
127.9
238
FUERZAS INTERMOLECULARES
16
Interacciones de puentes de hidrógeno
Interacción dipolo‐dipolo muy fuerte entre un átomo de H unido a un átomo de N, O o F, con otro átomo de N, O o F. N–H
N
H N O–H
O H N
N–H O O–H O
N–H F O–H F
FF–H
H N
F–H O
F–H F
Es debida a la naturaleza fortísimamente polar del enlace, ya que N, O y F son átomos muy electronegativos.
– + – +
X─H X─H
La carga parcial positiva sobre el hidrógeno atrae al par libre de un La
carga parcial positiva sobre el hidrógeno atrae al par libre de un
átomo vecino A, muy electronegativo.
Debido al pequeño tamaño del H, es el único elemento que puede Debido
al pequeño tamaño del H es el único elemento que puede
dar esta interacción (considerada casi como un enlace).
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FUERZAS INTERMOLECULARES
17
Interacciones de puentes de hidrógeno
E
i
i
d
l
d 10 40 kJ/ l f
Estas interacciones pueden tener valores de 10 a 40 kJ/mol frente a los 3–4 kJ/mol de las interacciones entre dos dipolos menos intensos.
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18
Interacciones de puentes de hidrógeno
H2 O
Hi l
Hielo
H2O (l)
En el líquido, cada molécula solo tiene enlaces de H con alguna de sus vecinas, lo que permite a las moléculas empaquetarse más densamente en el líquido que en el sólido (
q
q
(sólido < líquido)
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19
Estados de agregación de la materia
GAS
condensación o licuación
cristalización o
sublimación inversa
sublimación inversa
vaporización o ebullición
LÍQUIDO
solidificación o
o congelación
congelación
sublimación
fusión
SÓLIDO
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FUERZAS INTERMOLECULARES
20
GASES
Adoptan la forma y volumen del recipiente que los contiene.
Presentan una compresibilidad muy elevada.
Tienen densidades mucho menores que sólidos y líquidos.
Las interacciones entre las moléculas (aparte de sus colisiones) son Las
interacciones entre las moléculas (aparte de sus colisiones) son
muy pequeñas).
En el caso hipotético en el que no hay interacciones entre las En
el caso hipotético en el que no hay interacciones entre las
moléculas y las colisiones son elásticas, hablamos de gases ideales o perfectos. A bajas presiones y altas temperaturas, casi todos los gases se comportan como ideales.
Cuando los gases se alejan del comportamiento ideal, decimos que se trata de gases reales.
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21
GASES: gases ideales
Ab j
i
l
l
A bajas presiones y altas temperaturas, se cumple:
Ley de Boyle: (n y T ctes) V1
P
Ley de Charles: (n y P ctes)
V T
Ley de Avogadro: (P y T ctes)
V n
• Ecuación de Estado de los Gases Ideales:
nT
nT
V   V  R 
P
P
PV  nRT
R: constante de los gases
R = 0.0820574 atm L mol–1 K–1 = 8.31447 J mol–1 K–1
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22
GASES: mezcla de gases ideales
Una mezcla de gases ideales sigue la
Ley de Dalton de las Presiones Parciales:
PT = 8.4 atm
1.265 mol He
+
0.50 mol H2
PT =  Pi
i
La presión total ejercida por la mezcla de gases ó
l
d
l
l d
(PT) es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los gases que componen la g
q
p
mezcla.
La presión parcial del gas i (Pi) es la presión que ejercería el gas i si se encontrara solo a la misma temperatura y ocupando el volumen total.
ni RT
Pi =
V
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PH2 = 6.0 atm
1.25 mol He
PH2 = 2.4 atm
0.50 mol H2
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23
GASES: mezcla de gases ideales
ni RT
 PT = RT  ni
Pi =
V
V i
ni

ni RT
ni RT i
ni RT
Pi    ni  i PT

V
V  ni
 ni V i
i
i
La presión parcial del gas i (Pi) es igual a la fracción molar del gas i
en la mezcla multiplicada por la presión total.
Pi  i PT
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24
GASES: gases reales
En los gases reales, las interacciones entre las moléculas no son despreciables. La existencia de estas interacciones se hace más apreciable a presiones altas y temperaturas bajas.
apreciable a presiones altas y temperaturas bajas.
No existe una ecuación simple para todos los gases reales.
La ecuación de Van der Waals recoge dos características importantes de las moléculas que forman los gases reales: su tamaño finito y la atracción que experimentan a distancias medias y grandes: 2 

an
 P  2  V  nb   nRT
V 

donde a y b
donde a
y b son constantes características de cada gas.
son constantes características de cada gas
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25
LÍQUIDOS
En los líquidos las distancias intermoleculares son mucho En
los líquidos las distancias intermoleculares son mucho
menores que en los gases.
Las fuerzas de interacción entre las moléculas son más Las
fuerzas de interacción entre las moléculas son más
importantes.
La existencia de estas fuerzas se aprecia en la tensión superficial y la viscosidad.
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LÍQUIDOS: tensión superficial
Las moléculas del interior de un líquido se estabilizan más eficazmente ya que presentan un mayor número de
presentan un mayor número de interacciones atractivas, menor energía que las de la superficie. Por eso los líquidos tienden a presentar una lí d
d
superficie mínima.
La tensión superficial es la energía necesaria para aumentar el área de la superficie de un líquido (J m
superficie de un líquido (J m–2).
)
La tensión superficial disminuye con el aumento de la temperatura.
d l
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LÍQUIDOS: tensión superficial
F
h i
l
d
lé l d l i
i
Fuerzas cohesivas: las que se dan entre moléculas del mismo tipo.
Fuerzas adhesivas: las que se dan entre moléculas de distinto tipo.
Consecuencia de la existencia de estas fuerzas es la existencia de C
i d l
i
i d
f
l
i
i d
meniscos y fenómenos de capilaridad.
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LÍQUIDOS: viscosidad
Es la resistencia que opone un líquido a fluir.
Cuanto mayores son las fuerzas intermoleculares, mayor es la Cuanto
mayores son las fuerzas intermoleculares mayor es la
viscosidad.
LLas fuerzas de cohesión dentro del líquido crean una fricción f
d
h ió d
d l lí id
f i ió
interna que reduce la velocidad del flujo.
La viscosidad disminuye cuando la temperatura aumenta.
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29
LÍQUIDOS: presión de vapor
Las moléculas en la superficie de un líquido presentan fuerzas de atracción por el resto que tienden a mantenerlas unidas a él.
Algunas moléculas pueden obtener energía (térmica) suficiente para escapar de la superficie.
El proceso de evaporación de moléculas desde la superficie del líquido coexiste con el proceso de condensación de moléculas en q
p
estado vapor.
Si se deposita un líquido en un recipiente cerrado sin ocuparlo Si se deposita un líquido en un recipiente cerrado sin ocuparlo
completamente, se alcanza el equilibrio cuando el número de moléculas que abandonan la superficie por unidad de tiempo i l ld l
iguala al de las que se depositan. d
i
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30
LÍQUIDOS: presión de vapor
V
Vaporización
i ió
vvaporización > v
> condensación
vvaporización = vcondensación
La presión ejercida por un vapor en equilibrio dinámico con su La
presión ejercida por un vapor en equilibrio dinámico con su
líquido se denomina presión de vapor.
La presión de vapor aumenta con la temperatura.
p
p
p
Los líquidos con presiones de vapor relativamente altas a temperatura ambiente se denominan volátiles, los que tienen presiones de vapor bajas se denominan no volátiles. Fundamentos de Química (1º Grado en Física)
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LÍQUIDOS: presión de vapor
P ió d
Presión de vapor del agua a diferentes temperaturas
d l
dif
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32
LÍQUIDOS: ebullición
Cuando un líquido se calienta en un recipiente abierto hay un momento en el que la vaporización tiene lugar en el seno de todo el
vaporización tiene lugar en el seno de todo el líquido, no solamente en la superficie. Se produce la ebullición del líquido.
El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor iguala la presión externa.
Si la presión externa es la presión normal (1 bar), se denomina Si
l
ió
t
l
ió
l (1 b )
d
i
punto de ebullición normal.
(1 t
(1 atm = 1.01325 bar)
1 01325 b )
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33
SÓLIDOS
En los sólidos, las moléculas o iones que los forman tienen la movilidad muy reducida: sus movimientos se limitan a vibraciones en la red
en la red.
Tipos de sólidos cristalinos
Sólidos covalentes: los átomos que forman la red están unidos entre sí por enlaces covalentes.
Sólidos iónicos: la red está formada por cationes y aniones.
p
Sólidos moleculares: la red está formada por moléculas neutras.
Sólidos metálicos: la red está formada por cationes rodeados de electrones deslocalizados.
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SÓLIDOS: sólidos covalentes
DIAMANTE GRAFITO
red cúbica
red cúbica red hexagonal
red hexagonal
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35
SÓLIDOS: sólidos iónicos
NaCl
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CaTiO3 (Perovskita)
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36
SÓLIDOS: sólidos moleculares
I2
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Hielo Fósforo blanco (P4)
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37
SÓLIDOS: sólidos metálicos
Empaquetamiento hexagonal
compacto: Mg, Zn, Cd
p
g
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Empaquetamiento cúbico compacto: Na, K, Fe, Cr
p
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38
Resumen – sólidos cristalinos
Tipo Metálico
Ió i
Iónico
Red covalente
Partículas P
tí l
estructurales
FFuerzas intermoleculares
Propiedades
Ejemplos
•Tf varía de bajo a Cationes y Cationes
y
Na, Mg, Al,
Na, Mg, Al, muy alto
l
electrones Enlaces metálicos
Fe, Sn, Cu, •Buenos deslocalizados
Ag, W
conductores Cationes y y
aniones
Atracciones electrostáticas
•Tf varía de moderados a muy altos
NaCl,, MgO, g ,
N
d t
•No conductores NaNO3
en sólidos pero buenos en líquido
Átomos
Enlaces covalentes
C(diamante), •Tf muy altos
•La mayoría no
C(grafito), son conductores SiO2
son conductores
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Resumen – sólidos cristalinos
Partículas estructurales
Fuerzas intermoleculares
Átomos o Á
moléculas no polares
Fuerzas de dispersión
•Tf muy bajos o moderados
He, Ar, H
H
A H2, CO2, CCl4, CH4, I2
Molecular ‐
polar
Moléculas polares
Fuerzas de dispersión y atracciones dipolo dipolo
dipolo‐dipolo
•Tf de bajos a moderados
(CH3)2O, CHCl3, HCl
Molecular‐
con enlace hid ó
hidrógeno
Moléculas con Enlaces de H unido a N, O
hidrógeno
g
oF
•Tf de bajos a
moderados
H2O, NH3
Tipo Molecular‐
no polar
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Propiedades
Ejemplos
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40
Diagramas de fases
El diagrama de fases resume las condiciones en las que una sustancia existe como sólido, líquido o gas, o aquellas en las que hay dos o más fases en equilibrio
hay dos o más fases en equilibrio.
 Punto triple: valores de P y T donde coexisten 3 fases en equilibrio.
p
q p
q
 Punto crítico: temperatura más alta a la que puede existir el líquido.
Presión
SÓLIDO
FLUIDO SUPERCRÍTICO
LÍQUIDO
punto crítico
punto triple
VAPOR
Temperatura
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41
Diagramas de fases
Ejemplo: diagrama de fases del I2
• Punto fusión normal:
P t f ió
l
Tfo  113.6 º C
• Punto ebullición normal:
Punto ebullición normal:
Teo  184.4 º C
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42
Diagramas de fases
Ejemplo: diagrama de fases del CO2
“Hielo seco” o “ i
“nieve carbónica”
bó i ”
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43
Diagramas de fases
Ejemplo: diagrama de fases del H2O
Hielo
Curva de fusión: pendiente negativa
H2O O
líquida
sólido < líquido
H2O vapor
p
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Diagramas de fases: polimorfismo (alotropía)
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45
Dependencia de la presión de vapor con la temperatura:
Ecuación de Clausius-Clapeyron
• Pendiente de la curva de coexistencia de estados:
P
sólido
lí id
líquido
dP = H
dT T  V
(H → entalpía del cambio de fase)
vapor
T
•
Vaporización:
dPv Hvap Pv  Hvap
=

dT T  V
nRT 2
T1, Pv1:
T2, Pv2:

dPv
=
Pv
Hvap
 cte
ln Pv 1 =
nRT1
Hvap
 cte
ln Pv 2 =
nRT2
Fundamentos de Química (1º Grado en Física)
Hvap
 nRT
2
dT
Hvap
ln Pv =
 cte
nRT
Pv 2 Hvap  1 1 
ln
=
 

Pv 1
nR  T1 T2 
2011/2012
FUERZAS INTERMOLECULARES
46