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- 1. LÍQUIDOS, SÓLIDOS Y CAMBIOS DE FASE
- 2. ENERGÍA Y MOVIMIENTO • La energía interna de una molécula es proporcional a su temperatura absoluta y se transforma en energía cinética Poca movilidad y rapidez Mucha movilidad y rapidez Las moléculas exhiben: Temperatura Alta Baja Mayores fuerzas intermoleculares En consecuencia:
- 3. LAS FUERZAS INTERMOLECULARES (FUERZAS DE VAN DER WAALS)• Fuerzas de dispersión (London) • Originadas por el movimiento electrónico (dipolos instantáneos) • Débiles • Mayores en las moléculas más grandes + - Fuerzas Dipolo-Dipolo Se presentan en moléculas polares Dependen de la geometría de la molécula, los electrones libres y las diferencias de electronegatividad + -
- 4. ESTADO LÍQUIDO • Se difunden rápido y siempre porque tienen un camino libre medio muy largo • No tienen forma ni volumen definidos • Se difunden más lento y no todos los líquidos son mutuamente solubles entre sí • Retienen su volumen pero no su forma Es un estado de orden intermedio entre el sólido y el gaseoso
- 5. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS • Presenta resistencia a fluir • No todas las moléculas presentan igual atracción Atraída igual Fuerza que se debe superar para ampliar el área de la superficie Disminuyenconaumentosdetemperatura
- 6. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS • Además de las fuerzas intermoleculares en el seno de los líquidos (fuerzas de cohesión), existen interacciones entre las moléculas líquidas y las que forman las paredes del contenedor (fuerzas de adhesión) • Los líquidos exhiben una concavidad dentro de los recipientes cuyo diámetro es pequeño respecto a su altura Adhesión < Cohesión Mercurio Adhesión > Cohesión Agua
- 7. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS • La energía cinética de las moléculas de un líquido cambia constantemente debido a los choques intermoleculares • La distribución en un momento dado se parece a: 0 0,2 0,4 0,6 0,8 1 1,2 0 0,1 0,2 Mayor Temperatura Menor Temperatura Límite para superar las fuerzas de atracción ( ) ( )g2 Equilibrio l2 BrBr →← La Presión que ejerce el vapor que se encuentra en un sistema líquido-vapor en equilibrio se conoce como Presión de Vapor y es proporcional a la temperatura RT E eBoltzmanndeFactor − =
- 8. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS • Punto de Ebullición: es la temperatura a la cual la presión de vapor iguala a la presión externa • La temperatura de ebullición de un líquido permanece constante ⇒ necesita energía ∆Ηvap • Si la presión externa es 1 atm se conoce como punto de ebullición normal Punto de Fusión: es la temperatura a la cual el sólido y el líquido coexisten en equilibrio La temperatura de congelación de un líquido permanece constante ⇒ ceder energía ∆Ηfus Si la presión externa es 1 atm se conoce como punto de congelación ó fusión normal
- 9. CURVA DE CALENTAMIENTO Si registramos la temperatura cada cierto intervalo de tiempo al calentar un trozo de hielo hasta evaporarlo totalmente observaríamos esta gráfica: 80 [cal/g] 540 [cal/g] para H2O
- 10. CAMBIOS DE FASE Evaporación Fusión Sublimación Condensación Soldificación Deposición Estos cambios se pueden representar para una sustancia pura en un Diagrama de Fases cuyos ejes serán P y T
- 11. DIAGRAMAS DE FASE DEL H2O Presión [atm] 218 374Temperatura [ºC] 6,03x10-3 0,01 1
- 12. DIAGRAMAS DE FASE DEL CO2 Presión [atm] 72,8 31,0Temperatura [ºC] 5,11 -56,6 1
- 13. DIAGRAMAS DE FASE: SUPERFICIE PVT • Los diagramas anteriores sólo representan 2 de las 4 variables que hemos empleado en el curso. • La alternativa sería representar una cantidad dada (usualmente expresada en moles) y determinar cada uno de los estados de equilibrio de fases en términos de P, v y T con un eje para cada una de las variables.
- 14. EQUILIBRIO LÍQUIDO - VAPOR • La curva de equilibrio en el Diagrama PT es no lineal, se puede linealizar usando logaritmos: logP = b – m(1/T) • La pendiente depende del factor de Boltzmann: m=E/2.3R • E, en este caso es el calor de vaporización. • La ordenada en el origen la determinamos usando dos puntos diferentes. − ∆ = 122 1 11 58,4 log TT H P P vap Ecuación de Claussius-Clapeyron
- 15. ESTADO SÓLIDO • Volumen y forma dados. • Estructura definida. • No son compresibles. • Alta densidad. • Bajo coeficiente de dilatación térmica. • Elevadas fuerzas de cohesión de distinta naturaleza.
- 16. TIPOS DE SÓLIDOS • Amorfos • No tienen una forma específica ni una estructura interna estándar. • Cristalinos • Los cristales se tipifican según la naturaleza de la fuerza que los une: • Moleculares, metálicos, iónicos y covalentes. • Están arreglados en formas regulares basadas en una representación esquemática ó patrón de ordenamiento, que se llama celda unitaria.
- 17. TIPOS DE CRISTALES TIPO DE FUERZA FORMA DE LAS PARTICULAS UNITARIAS FUERZAS ENTRE LAS PARTICULAS PROPIEDADES EJEMPLOS Molecular Átomos o moléculas Dispersión (London), fuerzas dipolo-dipolo, puentes de hidrógeno Blandos, puntos de fusión de bajo a moderadamente altos, baja conductividad térmica y eléctrica Neón, -249 ºC H2S, -86 ºC H2O, 0 ºC Vinagre 17 ºC Covalente Átomos conectados en una red de enlaces covalentes Enlaces covalentes Muy duros, punto de fusión muy alto, baja conductividad térmica y eléctrica Diamante, 3550 ºC Cuarzo, 1610 ºC Iónica Iones negativos y positivos Atracciones electrostáticas Duros y quebradizos, alto punto de fusión, baja conductividad térmica y eléctrica Sales típicas: NaCl, 801 ºC Ca(NO3)2 645 ºC Metálica Átomos Enlaces metálicos Desde blandos hasta duros, punto de fusión desde bajo hasta alto, excelente conductividad térmica y eléctrica, maleables y dúctiles Elementos metálicos: Hg, 39 ºC Na, 98 ºC W, 3410 ºC
- 18. CRISTALIZACIÓN • Transición del estado líquido al sólido (si este forma cristales) que ocurre en dos etapas: • Formación de núcleos • Crecimiento del cristal. • Al disminuir la temperatura se favorece la formación de núcleos y el crecimiento de cristales a partir de ellos, ya que el movimiento de los átomos disminuye. • La rapidez de enfriamiento es el factor más importante para determinar la rapidez de nucleación, a más velocidad cristales más pequeños.