Diapositivas sobre las fuerzas intermoleculares

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 Volumen/Forma Densidad Compresibilidad Movimiento
materia molecular
Gas Asume la forma y el Baja Muy compresible Movimiento muy
volumen del recipiente libre
que lo contiene
Líquido Tiene volumen definido Alta Ligeramente Se deslizan entre
pero asume la forma del compresible sí libremente
recipiente que lo
contiene
Sólido Tiene volumen y forma Alta Prácticamente Vibraciones
definidos incompresible alrededor de
posiciones fijas

5. Mantienen
unidos los
átomos en las
moléculas
Atracción que
una sustancia ENLACES Mantienen
unidos los
QUÍMICOS
ejerce sobre iones en los
otra cristales
Responsables
de
propiedades
físicas y
químicas

6. COVALENTES
ENLACES
QUÍMICOS
METÁLICOS IÓNICOS

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

8. Todos son
Sólidos a
temperatura
ambiente
P.E. muy
Conducen altos
corriente Compuestos
eléctrica Entre
iónicos
(electrolitos) 1000 y 1500
oC
Se disocian
en agua

9. ESTRUCTURA DEL NaCl, UN COMPUESTO
IÓNICO

10. SUCEDEN
ENLACES ENTRE
COVALENTES 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
ENLACES •Los electrones se compartes por
COVALENTES igual entre los 2 átomos
•No hay diferencia de
NO POLARES electronegatividad
•Elementos diatónicos
ENLACES •Sucede entre 2 átomos no
metálicos distintos
COVALENTES •Diferencia de electronegatividad
hasta 1,8
POLARES

16. EJEMPLOS DE ENLACES
 IyI
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
IONES • FORMAN RED
TRIDIMENSIONAL
METÁLICOS
• DÉBILMENTE SUJETOS
SE DESPLAZAN
LIBREMENTE POR TODO
ELECTRONES EL METAL
• SON LOS MEJORES
CONDUCTORES DE
ELECTRICIDAD

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
Fuerzas de atracción propiedades
FUERZAS macroscópicas:
que existen entre las
INTERMOLECULARES
moléculas Punto Ebullición
Punto Fusión
Mantienen juntos los Responsables de la
FUERZAS átomos en una estabilidad de
INTRAMOLECULARES molécula moléculas
Enlaces individuales

21. FUERZAS
INTERMOLECULARES
SÓLIDOS
LÍQUIDOS F.I. son tan fuertes
F.I. tienen que mantienen
GASES suficiente moléculas
Falta de F.I. intensidad para No hay libertad de
permite que se mantener juntas movimiento
expanda y llene el las moléculas
Sólidos son rígidos
recipiente que lo No son tan fuertes
contiene para evitar su Tienen estructuras
movimiento muy ordenadas
(verter) (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. 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)
11.2

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. PUNTOS DE EBULLICIÓN DE
SUSTANCIAS ORGÁNICAS
Sustancia Masa Momento Punto de
dipolar ebullición
Molecular D
K
Uma
Propano C3H8 44 0.1 231
Eter dimetílico 46 1.3 249
CH3OCH3
Cloruro de metilo 50 2.0 249
CH3Cl
Acetaldehído 44 2.7 293
CH3CHO
Acetonitrilo 41 3.9 355
CH3CN

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

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.
- + - +- - +
+
DIPOLO MOLÉCULA DIPOLO
IÓN
INDUCIDO POLAR 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
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.
11.2

42. PUNTOS DE EBULLICIÓN DE
HALÓGENOS Y GASES NOBLES
HALÓGENOS P.E.(K) GASES P.E (K)
NOBLES
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
Tamaño iguales
• Fuerzas de atracción se
y forma incrementan con
POLARIDAD
similares
Polaridad • Fuerzas de atracción se
incrementan con aumento
y forma de PESO MOLECUALR
similares
• Fuerzas de dispersión
mayores

47. ¿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.
S
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 or A H… A
A & B son N, O, o F

51. PUENTES DE HIDRÓGENO
PUENTE DE PAR LIBRE DE
HIDRÓGENO ELECTRONES DEL
INTERACCIÓN ÁTOMO
Más fuerte que COULÓMBICA ELECTRONEGATIVO
dipolo-dipolo o de Y EL NÚCLEO DE
dispersión 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. EL AGUA ES UNA SUSTANCIA ÚNICA
El hielo es menos denso que el agua
Densidad máxima
40C
Densidad del agua
11.3

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.
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
11.3

74. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
Fuerzas de atracción
entre líquido y paredes
Ascenso de líquidos en
ACCIÓN CAPILAR tienden aumentar área
tubos muy angostos
superficial del líquido y
éste sube hasta
Fuerzas de
atracción
FUERZA DE GRAVEDAD
Fuerzas de
cohesión

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

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
Se pueden
vencer
fuerzas de
Aumenta atracción de
energía moléculas
cinética de
moléculas
Aumenta
temperatura
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

78. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
DETERMINACIÓN
DE VISCOSIDAD
Tiempo que
fluye líquido Velocidad de
caída de
a través de
balines a
tubo delgado
través de un
Por acción de líquido
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. SÓLIDOS • Ordenamiento
estricto y regular
• Átomos, moléculas o
iones ocupan
posiciones específicas
CRISTALINOS • Fuerzas
Cuarzo SiO2, intermoleculares
diamante máximas (iónicas,
covalentes , puentes
de hidrógeno, van
der Waals)
• Funden a temp.
específicas
• Carecen de
ordenamiento
definido
AMORFOS • Intensidad de
Vidrio F.I.varían
caucho • No funden a temp.
específicas
• Se suavizan

82. ESTRUCTURA DE LOS SÓLIDOS CRISTALINOS
Unidad estructural Se repite en un
CELDA UNITARIA
básica sólido cristalino
En los puntos
de
entrecruzami
ento:
punto de
• Átomos
entrecruzamiento
• Moléculas
• Iones
Celda unitaria Celdas unitarias en 3 dimensiones

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 CÚBICA CÚBICA
SENCILLA CENTRADA CENTRADA
Punto de EN EL EN LAS
retículo sólo CUERPO CARAS
en esquinas Un punto de Puntos
red en centro centrados en
de celda caras así como
unitaria así en cada
como en cada esquina
esquina

85. 11.4

87. 11.4

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

89. 1 átomo/celda unitaria 2 átomos/celda unitaria 4 átomos/celda unitaria
(8 x 1/8 = 1) (8 x 1/8 + 1 = 2) (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.
m
d= V = a3 = (409 pm)3 = 6.83 x 10-23 cm3
V
4 átomos/celda unitaria en una celda cúbica de cara centrada
107.9 g 1 mol Ag
m = 4 Ag átomos x x = 7.17 x 10-22 g
mol Ag 6.022 x 1023 átomos
m 7.17 x 10-22 g
d= = = 10.5 g/cm3
V 6.83 x 10-23 cm3

96. TIPOS DE CRISTALES
IÓNICO COVALENTE MOLECULAR METÁLICO
Atracción Enlace covalente
Fuerzas de
electrostática Puntos de dispersión,
Pntos de entrecruzamiento Enlace metálico
dipolo-dipolo,
entrecruzamiento ocupados por
puentes H
ocupado por iones átomos
Duros, quebradizos, Suave a duro, P.F.
Duros, P.F. alto, Suaves, P.F. bajos,
P.F. alto, malos alto a bajo, buenos
malos conductores. malos conductores.
conductiores de conductores.
calor y electricidad. C (diamante) Ar, CO2 , I2 , H2O,
Todos los metales:
C12H22O11
NaCl, LiF, MgO, SiO2 (cuarzo) Na, Mg, Fe, cu
(sacarosa)
CaCO3

97. CRISTALES IÓNICOS
CsCl ZnS CaF2

98. CRISTALES COVALENTES
átomos de
carbono
diamante grafito

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 Vidrio de cuarzo
cristalino (SiO2) 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. DIFRACCIÓN DE Rx

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

107. CAMBIOS DE ESTADO
Cambio de estado
Cambio E del sistema
Líquido se vaporice Sólido se sublime
Sólido se funde CALOR CALOR DE
VAPORIZACIÓN SUBLIMACIÓN
CALOR FUSIÓN
Ó Ó
Ó
ENTALPÍA DE ENTALPÍA DE
ENTALPÍA DE FUSIÓN VAPORIZACIÓN SUBLIMACIÓN
Hielo: 6,01 kJ/mol Agua: 40,67 kJ/mol ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap

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

109. 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.

110. 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

111. 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

112. 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

113. 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

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

115. 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

116. 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.

117. 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

118. SOLUCIÓN
c) calentamiento del vapor de 100oC a
128oC
q = ms Δt
q= 40,53 kJ
ENERGÍA GLOBAL:
qglobal = q1 + q2 +q3
qglobal = 967 kJ
Todos los valores de q son + se absorbió calor
durante la transición de fase

119. 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

120. PRESIÓN DE VAPOR

121. 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)
Equilibrio dinámico
Tasa de = Tasa de
condensación evaporación

122. 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.

123. PUNTO DE EBULLICIÓN

124. Calor molar de vaporización (DHvap) es la energía requerida para
vaporizar 1 mol de un líquido en su punto de ebullición.
Ecuación de Clausius-Clapeyron
DHvap P = (equilibrio) presión de vapor
ln P = - +C
RT T = temperatura (K)
R = constante de gas
(8.314 J/K•mol)
Presión de vapor contra temperatura

125. ECUACIÓN DE CLAUSIUS – CLAPEYRON A OTRA TEMPERATURA
Ecuación de Clausius-Clapeyron
DHvap
ln P = - +C
RT
EJERCICIO
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.
La presión de vapor del etanol es 100 mmHg a 34,9 oC. ¿Cúal es su
presión de vapor a 63,5 oC. ?

126. 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
Congelación
coexisten en equilibrio.
Fusión
11.8

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

128. H2O (s) H2O (g)
Sedimentación
Calor molar de destilación
Destilación
(sublimación) (DHsub) es la
energía requerida para destilar 1
mol de un sólido.
DHsub = DHfus + DHvap
( Ley de Hess)
11.8

129. 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.

130. 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.

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

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

133. DIAGRAMAS DE FASES

134. 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)

135. 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)

136. 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

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

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