III. ESTADOS DE LA MATERIA

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1 III. ESTADOS DE LA MATERIA

2 Fuerzas Intermoleculares Las fuerzas intermoleculares Son fuerzas de atracción entre las moléculas y son mas débiles que las fuerzas intramoleculares (enlaces químicos). Ejercen influencia significativa en las fases condensadas de la materia: líquido y sólido. Son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de la materia. Los puntos de ebullición reflejan la magnitud de las fuerzas intermoleculares (asociado a la cantidad de energía necesaria para que el líquido pase a la fase vapor)

3 Fuerzas Intermoleculares

4 Fuerzas Intermoleculares Fuerzas Dipolo dipolo Son la fuerzas de atracción entre moléculas polares, es decir entre moléculas que poseen momentos dipolares. Su origen es electrostático y se pueden explicar en función de la ley de Coulomb.

5 Fuerzas Intermoleculares El enlace de hidrógeno Es un tipo especial de interacción electrostática dipolo dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar: N H; O H; ó F H y un átomo electronegativo de N, O o F Los enlaces de hidrógeno tienen un fuerte efecto en la estructura y propiedades de muchos compuestos.

6 Fuerzas Intermoleculares

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9 Estado gaseoso Los gases, no tienen forma ni volumen fijo. Las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. El número de partículas por unidad de volumen es muy pequeño. Se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible.

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11 A condiciones atmosféricas normales de presión y temperatura: 25 ºC y 1 atm: Los gases nobles: He; Ne; Ar, Xe y Rn Las sustancias simples gaseosas mas comunes son H 2 ; O 2 ; N 2 ; Cl 2 ; F 2 ; O 3 Algunas sustancias compuestas: CO; CO 2 ; HCl, NH 3 ; HCN, SH 2. De todos ellos sólo el O 2 es esencial para la vida.

12 Presión de un gas En Física, llamamos presión a la relación que existe entre una fuerza y la superficie sobre la que se aplica: P = F/S

13 La fuerza que experimenta cualquier superficie expuesta a la atmósfera de la tierra es igual al peso de la columna de aire que está encima de ella. Se mide con el barómetro. La presión atmosférica estándar (1 atm) es igual a la presión que soporta un columna de mercurio de 760 mm a 0 ºC al nivel del mar. P atm = r.g.h Hg Para medir la presión de gases distintos de los de la atmósfera se utiliza el manómetro. P = P atm + r.g.h Hg Unidades: 1 torr = 1 mmhg; 1 atm = 760 mmhg = Pa (N/m 2 ) = 1013, 25 hpa

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16 Las leyes de los gases La relación presión volumen. Ley de Boyle En el siglo XVII R. Boyle estudió el comportamiento de los gases. Experimentalmente encontró que cuando la presión aumenta el volumen disminuye y viceversa, en la relación siguiente: P 1/V

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18 La dependencia del volumen con la temperatura absoluta se da por: V T; V = k 2.T; V/T = k 2 La dependencia de la presión con la temperatura absoluta se da por: P T; P = k 3.T; V/T = k 3

19 La relación temperatura volumen. Ley de Charles y de Gay - Lussac

20 La relación volumen cantidad. Ley de Avogadro. En 1811 estableció que a la misma presión y temperatura volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas (o átomos para los gases monoatómicos). El volumen del gas es proporcional al número de moléculas: V n; V = k 4.n

21 La ecuación del gas ideal explica la relación entre las cuatro variables P, V, T y n. La ecuación del gas ideal P V n T R p A n A P V n R T

22 Cálculo de la constante R A 0ºC (273,15 K) y 1 atm muchos gases se comportan como gases ideales. Experimentalmente se demuestra que a 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de V = 22,414 L Entonces : R = P.V / n.t = 1 [atm]. 22,4 [L] / 1,0 [mol]. 273 [K] = R = 0, [atm.l/mol.k]

23 Ley de Dalton de las presiones parciales En 1801 Dalton formuló la siguiente ley: La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo. V T R n P V T R n n P V T R n V T R n p p P V T R n p V T R n p B A B A B A B B A A ;

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25 La teoría cinética molecular de los gases. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento se puede describir por esta ecuación. Si bien no existe un gas ideal, las diferencias en los cálculos en márgenes razonables de presión y temperatura son poco significativas. Un gas está compuesto por moléculas que están separadas a distancias muchos mayores que sus dimensiones. Están en continuo movimiento en dirección aleatoria y frecuentemente chocan entre sí. Las colisiones son perfectamente elásticas. No ejercen fuerza de atracción ni repulsión. La energía promedio es proporcional a la temperatura (K).

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27 Desviación del comportamiento ideal Aunque se puede suponer que los gases reales se comportan como un gas ideal, no se debe esperar que lo hagan en todas las condiciones. Sin las fuerzas intermoleculares, los gases no se condensarían para formar líquidos. En qué condiciones los gases exhibirían un comportamiento no ideal?

28 Para los gases ideales PV/RT es siempre igual a 1, independientemente de la presión. Para los gases reales esto sólo es válido para presiones P 5 atm. A P > 5 atm las desviaciones son significativas. Las fuerzas de atracción operan a distancias relativamente cortas. A bajas presiones, densidad baja las moléculas están distantes unas de otras. A elevadas presiones, densidad mas alta, las moléculas están mas cercanas unas de otras.

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30 Aumento de temperatura

31 Los gases reales tienden a comportarse como ideales a altas temperaturas. Con el enfriamiento disminuye la energía promedio de las moléculas lo que limita su movimiento parar romper la atracción mutua. A una temperatura suficientemente baja las moléculas no tienen energía para liberarse de la atracción de las moléculas vecinas.

32 Temperatura y presión crítica Temperatura crítica (T c ): Temperatura máxima a la cual una sustancia puede existir en forma líquida. A temperatura mayores la fase gaseosa no se puede licuar, independientemente de la presión y no existe una distinción en líquido y gas: es sólo un fluido. Presión crítica (P c ): Mínima presión que se debe aplicar para llevar a cabo la liquefacción a la temperatura crítica.

33 P T V

34 Diagramas de fase Las relaciones completas entre las fases sólida, líquida, vapor y gases se representa en los diagramas de fase.

35 Diagramas de fase

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38 Estado líquido Tensión superficial: Es una medida de la fuerza elástica que existe en la superficie de un líquido. Se define como la energía necesaria por unidad de área. para aumentar la superficie de un líquido. Viscosidad Es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir.

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40 Presión de vapor de los líquidos Cuando un líquido se evapora sus moléculas ejercen una presión. Al principio las moléculas se mueven desde el líquido hacia el espacio vacío. Cuando aumenta la concentración, algunas se condensan. En cierto momento se llega a un estado de equilibrio dinámico. La presión de vapor del equilibrio es la presión de vapor medida cuando hay un equilibrio entre la condensación y la evaporación.

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42 Pv [mm Hg] Estados de la Materia Presión de vapor vs. Temp T [ºC] T eb H2O CCl4

43 Estructura y propiedades del agua El agua es una sustancia tan común en la Tierra que se menosprecia su naturaleza única. El agua participa en todos los procesos vitales. Es un magnífico disolvente para muchos compuestos iónicos. Tiene un calor específico elevado: Absorbe gran cantidad de energía para que la temperatura se eleve ligeramente. O la inversa. Su forma sólida es menos densa que su forma líquida.

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51 Estado sólido Los sólidos se clasifican en: Sólidos cristalinos: Poseen un ordenamiento estricto y regular de sus átomos, moléculas o iones. Es decir, que los mismo ocupan posiciones fijas. Gracias a esta distribución, las fuerzas de atracción son máximas. Los enlaces pueden ser iónicos, covalentes, fuerzas intermoleculares. Sólidos amorfos: Carece de un orden bien definido y repetido.

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53 La Celda Unitaria es la unidad estructural repetida de un sólido cristalino. Cada esfera representa un átomo, molécula o ion y se denomina punto reticular

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59 El sólido amorfo es un estado sólido de la materia, en el que las partículas que conforman el sólido carecen de una estructura ordenada. Estos sólidos carecen de formas y caras bien definidas. Esta clasificación contrasta con la de sólidos cristalinos, cuyos átomos están dispuestos de manera regular y ordenada formando redes cristalinas.

60 Muchos sólidos amorfos son mezclas de moléculas que no se pueden apilar bien. Casi todos los demás se componen de moléculas grandes y complejas. Entre los sólidos amorfos más conocidos destaca el vidrio. Un mismo compuesto, según el proceso de solidificación, puede formar una red cristalina o un sólido amorfo. Por ejemplo, según la disposición espacial de las moléculas de sílice (SiO 2 ), se puede obtener una estructura cristalina (el cuarzo) o un sólido amorfo (el vidrio).

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