1. CURSO DE QUÌMICA GENERAL I
M.Sc. EMA MORENO de MEDINA

2. FUERZAS INTERMOLECULARES DE LÍQUIDOS Y SÓLIDOS

3. 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.

4. 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

5. 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

6. ENLACES QUÍMICOS
COVALENTES
IÓNICOS
METÁLICOS

7. ENLACES IÓNICOS
Transferencia completa de electrones
Una sustancia cede y otra gana electrones
Origina compuestos iónicos
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD MAYOR A 1,8

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)

9. ESTRUCTURA DEL NaCl, UN COMPUESTO IÓNICO

10. ENLACES COVALENTES
SUCEDEN ENTRE ÁTOMOS NO METÁLICOS

11. ENLACE COVALENTE

12. ESTRUCTURA DE LEWIS DEL HCl

13. ELECTRONEGATIVIDAD
CAPACIDAD DE UN ÁTOMO Ó UNA MOLÉCULA PARA ATRAER ELECTRONES HACIA SÍ MISMO.
Linus Pauling desarrolló una escala numérica de electronegatividad.

14. TABLA DE ELECTRONEGATIVIDAD

15. 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

16. 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

17. 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

18. ENLACES METÁLICOS

19. ENLACES COVALENTES
Los enlaces covalentes , que son fuerzas dentro de las moléculas, influyen en:
 Forma de las moléculas
 Energías de enlace y
 Otros comportamientos.

20. 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

21. FUERZAS INTERMOLECULARES
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)

22. FUERZAS INTERMOLECULARES DE LÍQUIDOS Y SÓLIDOS

23. FUERZAS INTERMOLECULARES 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.

24. FUERZAS INTERMOLECULARES
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

25. TIPOS DE FUERZAS DE ATRACCIÓN
Fuerzas ión – dipolo
Fuerzas dipolo – dipolo
Fuerzas de dispersión de London
Puentes de Hidrógeno

26. FUERZAS DE VAN DER WAALS
Dipolo – dipolo
Dipolo-dipolo inducido
Dispersión

27. 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.

28. 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.

29. FUERZAS IÓN - DIPOLO
Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar.
Interacción ion-dipolo

30. 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)

31. 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.
+ -
+ -

32. FUERZAS INTERMOLECULARES
Orientación de moléculas polares en un sólido

33. 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

34. FUERZAS DIPOLO – DIPOLO
+ -
- +
+ -
+ -
Orientaciones en que se atraen
Orientaciones en que se repelen
ATRACCIÓN NETA
LÍQUIDOS
Libre movimiento

35. 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.

36. 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)

37. FUERZAS DE DISPERSIÓN
RECUERDE:
LAS FUERZAS DE DISPERSIÓN EXISTEN ENTRE ESPECIES , YA SEAN:
 NEUTRAS
CON GARGA NETA
POLARES O NO POLARES

38. 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

39. FUERZAS DE DISPERSIÓN
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

40. DIPOLOS INDUCIDOS INTERACTUANDO ENTRE SÍ

41. FUERZAS INTERMOLECULARES
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.

42. 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

43. 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

44. FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON
Las F. de D. entre moléculas polares pueden contribuir más a las fuerzas de atracción totales que las fuerzas dipolo-dipolo. Ejm.

45. FUERZAS DE DISPERSIÓN DE 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

46. FUERZAS DE DISPERSIÓN DE 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

47. 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.

48. 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

49. 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.

50. 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

51. 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

52. Enlace por puente de hidrógeno

53. ¿Por qué se considera al enlace por puente de hidrógeno como
una interacción dipolo-dipolo “especial?
Disminución del PM
Disminución del punto
de ebullición

54. PUENTES DE HIDRÓGENO
Molécula de AGUA
enlace polar:
H-O
par de electrones no compartido de átomo electronegativo
O

55. PUENTES DE HIDRÓGENO EN LA MOLÉCULA DE H2O(S)

56. Densidad máxima
40C
El hielo es menos denso que el agua
Densidad del agua
11.3
EL AGUA ES UNA SUSTANCIA ÚNICA

58. EJERCICIOS
Enumere las sustancias en orden creciente de sus P.E:
BaCl2
H2
CO
HF
Ne

59. 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

60. 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

61. 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

62. 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

63. 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

64. 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

65. 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

66. 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

67. 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)

68. 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

69. DEBER
¿Cuáles de las siguientes especies pueden formar enlaces de hidrógeno con el H2O?
a)CH3OCH3
b)CH4
c)F-
d)HCOOH
e)Na+

70. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
TENSIÓN SUPERFICIAL
VISCOSIDAD

71. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
TENSIÓN SUPERFICIAL
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

72. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
TENSIÓN SUPERFICIAL
El Hg tiene un valor de
46 x 10-2 J/m2
Debido a los fuertes enlaces metálicos entre los átomos.

73. 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

74. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
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

75. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
ACCIÓN CAPILAR
Agua
Nutrientes
Asciendan por tallos de plantas

76. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
Viscosidad es una medida de la resistencia de un líquido para fluir.
Fuerzas intermoleculares fuertes
Alta viscosidad
Melazas y líquidos
para motor

77. 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

78. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
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

79. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
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

80. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
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.

81. 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

82. 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

83. 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)

84. 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

85. 11.4

87. 11.4

88. Compartido por 8 celdas unitarias
Compartido por 2 celdas unitarias

89. 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)

90. ESTRUCTURA DE LOS SÓLIDOS

91. 11.4

93. ESTRUCTURA DE LOS SÓLIDOS
Determine el número
de iones Na y de iones cloro en una celda unitaria de cloruro de sodio

94. 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-

95. 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

96. 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

97. CRISTALES IÓNICOS
CsCl
ZnS
CaF2

98. CRISTALES COVALENTES
diamante
grafito
átomos de
carbono

99. CRISTALES MOLECULARES
SO2
DIÓXIDO DE AZUFRE

100. CRISTALES METÁLICOS
Corte transversal de un cristal metálico
núcleo y capa
interna e-
“mar” móvil
de e-

101. 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)

102. Estructuras de cristales metálicos

103. 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

104. 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

105. 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

106. DIFRACCIÓN DE Rx

107. Distancia extra =
BC + CD =
2d sen q
= nl
(Ecuación de Bragg)
11.5

108. 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

109. CAMBIOS DE ESTADO
CAMBIOS DE FASE
ó
transiciones de fase

110. 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

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

112. 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.

113. 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

114. 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

115. 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

116. 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

117. CAMBIO DE CALOR (q)
q = ms Δt
Δt = tfinal - tinicial
 q = C Δt
q + : procesos endotérmicos
q - : procesos exotérmicos

118. 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

119. 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.

120. 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

121. 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

122. 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

123. PRESIÓN DE VAPOR

124. 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

125. 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.

126. PUNTO DE EBULLICIÓN

127. 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

128. 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

129. Fusión
11.8
Congelación
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.

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

131. Destilación
11.8
Sedimentación
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)

132. 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.

133. 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.

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

135. 11.9
Efecto del aumento de la presión en el punto de fusión
del hielo y el punto de ebullición del agua

136. DIAGRAMAS DE FASES

137. 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)

138. 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)

139. 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

140. DEBER
¿En qué se base el enfriamiento de un refrigerador?
¿Cómo se mantiene la temperatura en nuestro cuerpo?

141. DEBER
Consultar la extracción con fluidos supercríticos.
¿Cómo se realiza la deshidratación de los alimentos?