Fuerzas intermoleculares — Gases reales

FUERZAS
INTERMOLECULARES
GASES REALES
Fuerzas intramoleculares
Dentro de las moléculas: enlaces químicos
Influencian las propiedades químicas
Fuerzas intermoleculares
Entre moléculas
Influencian las propiedades físicas
Tipos de Fuerzas Intermoleculares
a) Fuerzas de London
b) Fuerzas Dipolo-Dipolo
c) Fuerzas Dipolo-Dipolo Inducido
d) Puentes de Hidrógeno
Fuerzas de Van der Waals
FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON
En las moléculas no
polares puede producirse
transitoriamente un
desplazamiento relativo
de los electrones
originando un polo
positivo y otro negativo
(dipolo transitorio) que
determinan una atracción
entre dichas moléculas.
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON
La intensidad de las fuerzas de London depende del
número de electrones de la molécula y de la fuerza con que
los sujeta la atracción nuclear. Así, las moléculas más
grandes con muchos electrones son relativamente
polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas
son menos polarizables porque tienen menos electrones
NºElec
P.A
P.E.ºC
He
2
4
-269
Ne
10
20
-246
Ar
18
40
-186
Kr
36
84
-152
EL Peb AUMENTA CON EL AUMENTO DE LA MASA
MOLAR DE LAS MOLÉCULAS NO POLARES
NºElec
P.M
P.E.ºC
F2
18
38
-188
Cl2
34
71
-34
Br2
70
160
59
I2
106
254
184
Hidrocarburos
Nº Electrones
P.M
P.E.ºC
CH4
10
16
-161
C2H6
18
30
-88
C3H8
26
44
-42
C4H10
34
58
0
FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
Cuando dos moléculas
polares (dipolo) se
aproximan, se produce una
atracción entre el polo
positivo de una de ellas y el
negativo de la otra.
Estas fuerzas se observan en las moléculas covalentes polares,
como el sulfuro de hidrógeno H2S , el metanol CH3OH , la
glucosa C6H12O6 , etc. Estas sustancias de elevada polaridad se
disuelven en solventes polares tales como el agua.
FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
En ciertas ocasiones, una
molécula polar (dipolo), al estar
próxima a otra no polar, induce en
ésta un dipolo transitorio,
produciendo una fuerza de
atracción intermolecular llamada
dipolo-dipolo inducido.
Esto hace que el OXÍGENO y el
DIÓXIDO DE CARBONO, que son no
polares presenten cierta solubilidad
en solventes polares, como el agua.
CARACTERÍSTICAS GENERALES
• Hay fuerzas de dispersión en todas las moléculas
(incluyendo las polares)
• En general mayor número de electrones favorece la
atracción intermolecular
• Cuánto mayor es el área de contacto, mayores son
las fuerzas de London.
• Para moléculas grandes, las fuerzas de dispersión
pueden superar las interacciones dipolo-dipolo
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO
Es un tipo de interacción DIPOLO-DIPOLO,
especialmente fuerte. Se produce entre las moléculas
que contienen átomos de HIDRÓGENO enlazados a
NITRÓGENO, OXÍGENO o FLUOR (que son muy
electronegativos y poseen pares de electrones no
compartidos).
ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO
moléculas de agua unidas
mediante puente de
hidrógeno
Dos moléculas de agua
unidas mediante puente de
hidrógeno
ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO
PUNTO DE EBULLICIÓN
PUNTOS DE EBULLICIÓN DE COMPUESTOS
BINARIOS DE HIDRÓGENO
SUSTANCIA
FORMULA
MASA MOLAR
(g/mol)
Punto de
ebullición (oC)
Fluoruro de hidrógeno
HF
20,0
19,5
Cloruro de hidrógeno
HCl
36,5
-84,9
Bromuro de hidrógeno
HBr
81,0
-66,8
HI
128
-39,4
agua
H2O
18
100
Sulfuro de hidrógeno
H2S
34
-60,7
Seleniuro de hidrógeno
H2Se
81
-41,5
Telururo de hidrógeno
H2Te
130
-2,00
amoníaco
NH3
17
-33,4
fosfina
PH3
34
-87,4
arsina
AsH3
78
-62,4
estibina
SbH3
125
-17,0
Ioduro de hidrógeno
El ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO AFECTA A LOS
ELEMENTOS MÁS ELECTRONEGATIVOS DEL GRUPO
El HIELO ES MENOS DENSO QUE EL AGUA LIQUIDA
POR ACCIÓN DE LOS PUENTES DE HIDRÓGENO
CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES IDEALES
1- Un gas ideal está formado por moléculas que se mueven al
azar y obedecen las leyes de Newton.
2- Número grande de moléculas cuya dirección y velocidad
cambia por choques.
3- El volumen de las moléculas es despreciable con respecto
al del recipiente.
recipiente
5- No hay fuerzas de atracción o repulsión entre las moléculas
6- Los choques son elásticos (la energía cinética de las
moléculas no cambia) y de duración insignificante.
COMPORTAMIENTO IDEAL vs. REAL DE LOS GASES
Todos los gases forman una fase líquida (se licúan) a
baja temperatura y elevada presión
COMPORTAMIENTO IDEAL vs. REAL DE LOS GASES
1-
LAS MOLÉCULAS DE GAS TIENEN UN VOLUMEN
FINITO
2- LAS MOLÉCULAS EJERCEN FUERZAS DE
ATRACCIÓN
A elevada presión las distancias
intermoleculares
son pequeñas y la fuerza de
atracción es máxima.
Pideal > Preal
COMPORTAMIENTO IDEAL vs. REAL DE LOS GASES
La ecuación de estado de los gases ideales establece
PV=nRT
Para 1 mol de gas,
PV=1
RT
Los Gases NO se Comportan Idealmente a
Presiones Elevadas
1 mol
300 K
PV=ZnRT
Z , factor de
compresibilidad
El Factor de Compresibilidad Mide la Desviación de
K
la Idealidad en el Comportamiento de un Gas273
Real
Argon Compressibility
2.5
2.0
Z = PVm/RT
Z>1
1.5
Z
F. repulsión
1.0
Z<1
F. atracción
0.5
0.0
0
200
400
600
pressure (atm)
800
1000
Las Fuerzas de Atracción Aumentan con el
Aumento del Peso Molecular del Gas
Los Gases se Comportan Idealmente a
Temperatura Elevada
1 mol N2(g)
La Ecuación de van der Waals
La presión de un gas real es inferior a la presión de un
gas ideal debido a la acción de las fuerzas de
atracción molecular
Las fuerzas intermoleculares
disminuyen los impactos de
las partículas sobre las
paredes por lo tanto,
disminuye la presión.
La Ecuación de van der Waals
La presión de un gas real es inferior a la presión de un
gas ideal debido a la acción de las fuerzas de
atracción molecular
Pideal = Preal + a (n2/V2)
a constante [ lt2 atm/mol2 ]
n moles de gas
V volumen del recipiente
La disminución de la presión es proporcional a las colisiones y por lo
tanto a la densidad de moléculas por unidad de volumen (n/V).
La Ecuación de van der Waals
El volumen de
las moléculas
no es
despreciable
cuando
aumenta la
presión y la
densidad del
gas
La Ecuación de van der Waals
En la ecuación de estado se utiliza el “volumen libre” o
volumen del recipiente no ocupado por las moléculas de
gas.
P Videal = n R T
El “volumen libre corregido” es la diferencia entre el
volumen del recipiente y el volumen ocupado por las
moléculas de gas
Videal = Vrecipiente - n b
b constante conocida como co-volumen [ lt/mol ]
n moles de gas
La Ecuación de van der Waals
(P + a n2/V2)(V - n b) = nRT
P = nRT - a n2
V - nb
a
b
n
V
P
T
V2
constante [ lt2 atm/mol2 ]
constante [lt/mol]
moles de gas
volumen del recipiente [litros]
presión [atm]
temperatura [K]
a
(L2bar/mol2)
a
(L2bar/mol2)
b
(L/mol)
b (L/mol)
NH3
4.225
0.03707
HCl
3.716
0.04081
Ar
1.363
0.03219
CH4
2.283
0.04278
C6H6
18.24
0.1154
CH3OH
9.649
0.06702
Butano
14.66
0.1226
0.2135
0.01709
CO2
3.640
0.04267
Ne
CO
1.505
0.03985
N2
1.408
0.03913
Cl2
6.579
0.05622
O2
1.378
0.03183
Helio
0.03457
0.0237
SO2
6.803
0.05636
H2
0.2476
0.02661
H 2O
5.536
0.03049
HBr
4.510
0.04431
Xe
4.250
0.05105
A PRESIONES MODERADAS SE DESPRECIA LA
CORRECCIÓN DE VOLUMEN
(P + a/V2) (V) ≈ R.T
P.V + a/V ≈ R.T
P V/R T ≈ 1 – a/V R T
Z
a
P
T
A PRESIONES ELEVADAS SE DESPRECIA LA
CORRECCIÓN DE PRESIÓN
P (V – b) ≈ R T
PV–Pb≈RT
P V/R T ≈ 1 + P b/R T
T
Z
b
P
BIBLIOGRAFÍA
“Química la Ciencia Central” de T. Brown, H.E. LeMay,
B. Bursten y J.R. Burge, Pearson-Prentice Hall,
Capítulo 11,9na edición (2004).
“Química” Raymond Chang, McGraw-Hill (2001)
a) Dibujar un gráfico PV/RT vs P para un mol de gas ideal
y uno de gas real, a una temperatura tal que sean
visibles tanto las desviaciones positivas como las
negativas. Justifique utilizando la ecuación de van der
Waals. A cargo de Adriel Acosta
b) Cómo se modifica el diagrama anterior a medida que
aumenta la temperatura ?. Justifique brevemente
utilizando la ecuación de van der Waals.
c) Describa las distintas fuerzas intermoleculares. Cuál es
la relación entre estas fuerzas y la ecuación de van der
Waals?.Y con la temperatura crítica?.
A cargo de T. Mac Loughlin