2. AGENDA
• Estructura molecular
• Fuerzas intermoleculares
• Cambios de estado
• Presión (tensión) de vapor
• Punto de ebullición
• Diagrama de fases
3. ESTRUCTURA MOLECULAR
Algunas propiedades de los estados de la materia:
• GASES:
Asumen la forma y volumen del recipiente donde están contenidos, se pueden
comprimir, fluyen rápidamente, el proceso de difusión es rápido.
• LIQUIDOS:
Asumen la forma y volumen de la porción del recipiente donde están
contenidos, no se pueden comprimir, fluye rápidamente, la difusión ocurre
lentamente.
• SOLIDOS:
Retienen su propia forma y volumen, no se pueden comprimir, no fluyen, la
difusión es extremadamente lenta.
4. ESTRUCTURA MOLECULAR
• MODELO DE LEWIS (REPASO)
• Modelo estructural para representar diferentes moléculas y compuestos
• Permite identificar la carga neta y la distribución electrónica del compuesto bajo
estudio
• Método visual para identificar si un compuesto en particular es polar o no, basado en
la distribución de la nube electrónica
Ejemplo:
• Prediga mediante el modelo de Lewis la estructura y polaribilidad de CH 4
5. FUERZAS INTERMOLECULARES
• DEFINICION: Fuerzas de interacción entre moléculas neutrales de un mismo compuesto.
(IMPORTANTE…..No son enlaces entre moléculas, son interacciones)
• Se conocen como “fuerzas de van der Waals”,
• Otro tipo de interacción intermolecular es Ion-Dipolo
• TIPOS DE FUERZAS DE VAN DER WAALS:
• Dipolo- Dipolo
• Fuerzas de London (fuerzas de dispersión)
• Puente de Hidrogeno
6. FUERZAS INTERMOLECULARES (ION-DIPOLO)
• Fuerza de atracción entre un ion y el polo de una molécula polar, de carga opuesta al ion
• La parte positiva del dipolo es atraída hacia el anión
• La parte negativa del dipolo es atraída hacia el catión
7. FUERZAS INTERMOLECULARES (DIPOLO-DIPOLO)
• Presentes en moléculas polares neutrales
• La atracción ocurre entre el polo positivo de una molécula y el polo negativo de otra
molécula
• Por lo general son mas débiles que las interacciones ion-dipolo
• Para los líquidos ,en las moléculas de tamaño y masa aproximados, aumenta la fortaleza
de la interacción intermolecular a medida que aumenta la polaridad.
• Para moléculas de igual polaridad, aumenta la fortaleza de la interacción mientras menor
volumen molecular posean.
8. FUERZAS INTERMOLECULARES (DIPOLO-DIPOLO)
• La temperatura de ebullición de un compuesto polar es directamente proporcional al
momento dipolar.
Ejemplo: De la siguiente tabla, que compuesto posee una mayor fuerza de atracción dipolo -
dipolo.
9. FUERZAS INTERMOLECULARES (LONDON)
• Presentes en moléculas y átomos no polares
• Se crea en la molécula no polar un dipolo instantáneo
• Esta interacción es posible en moléculas que se encuentran muy cercanas entre si
• La fortaleza de esta interacción depende de la capacidad de polarización de la molécula
bajo estudio
• Las fuerzas de dispersión tienden a aumentar a medida que aumenta el peso molecular
• Moléculas orgánicas lineales no polares tienen mayor fuerza de atracción entre si
Ejemplo:
De las siguientes moleculas, CCl4, CBr4 y CH4; mencione (a) cual se polariza mas facil, (b)
cual posee mayor atraccion por fuerzas de London
10. FUERZAS INTERMOLECULARES (PUENTES DE
HIDROGENO)
• Es un tipo especial de atracción intermolecular entre el átomo de hidrogeno en un enlace
polar (-F-H; -O-H; -N-H) y un par de electrones sin compartir de algún átomo
electronegativo cercano a este (generalmente F, O, N)
• El punto de ebullición de compuestos que presentan este tipo de interacción es mucho
mayor que el de compuestos con fuerzas de dispersión de London
Ejemplo: En cual (o cuales) de los siguientes
compuestos hay presencia de puentes de hidrogeno:
CH2Cl2; PH3; H2O2; CH3COCH3
11. CAMBIOS DE ESTADO
• Estados de la materia: Solido, Liquido y Gas
• Cada vez que ocurre un cambio de estado (fase) ocurre un cambio en energía
• Cuando pasa de solido a liquido se llama entalpia de fusión (ΔHfus)
• Cuando pasa de liquido a gas se llama entalpia de evaporación (ΔHevap)
• Cuando pasa de solido a gas se llama entalpia de sublimación
ΔHsub= ΔHfus + ΔHevap
• Por lo general para un compuesto ΔHfus< ΔHeva , porque al pasar del estado liquido al
estado solido se deben eliminar todas las interacciones intermoleculares y esto conlleva
una mayor cantidad de energía.
12. CURVA DE CALENTAMIENTO
• Se utiliza para describir los cambios en fase del agua en función del tiempo
• ΔHA-B= mCp(ΔTA-B)
• ΔHB-C= nΔHfus (entalpia molar de fusión)
Ej: Calcule el cambio en entalpia, a presión constante, que conlleva convertir 2.00 mol de
hielo desde -30 °C hasta vapor a 120 °C. (Cpice=2.09 j/g-K; Cpagua=4.18 j/g-K; Cpvapor=1.84
j/g-K; ΔHfus= 6.01 Kj/mol; ΔHevap= 40.67 Kj/mol)
13. PRESIÓN DE VAPOR
• Mide el aumento en energía en un liquido mediante la acumulación de moléculas en fase
gaseosa a medida que aumenta la temperatura
• La presión ejercida por las moléculas gaseosas que escapan del liquido igualan la
presión externa al liquido, una vez que sucede este fenómeno se dice que el liquido
ebulle (hierve)
14. DIAGRAMA DE FASES
• Forma grafica de resumir las condiciones de equilibrio que existen entre los tres estados
de la materia
• Se utiliza para predecir en que estado se encontrara la materia a una temperatura y
presión dadas
• Para un compuesto químico los puntos normales de fusión y ebullición se determinan a
1.0 atmosfera de presión.
