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FUERZAS INTERMOLECULARES Seg n pasamos de gases a s lidos, la distancia entre las part culas disminuye y esto trae consigo que empecemos a constatar la existencia ... – PowerPoint PPT presentation

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Title: Presentaci


1
FUERZAS INTERMOLECULARES
Según pasamos de gases a sólidos, la distancia
entre las partículas disminuye y esto trae
consigo que empecemos a constatar la existencia
fuerzas de atracción y/o repulsión entre ellas
fuerzas intermoleculares
En un gas las distancias intermolec. son muy
grandes, lo que los hace muy comprimibles y
tienen gran libertad de movimiento (incluso
usamos como modelo al gas ideal, en que las
partículas no interaccionan entre sí).
En un líquido las moléculas se mantienen unidas
por fuerzas de atracción, lo que los hace mucho
más densos, poco comprimibles, tienen un volumen
bien definido, pueden fluir y adoptar la forma
del recipiente que los contiene.
En un sólido las moléculas ocupan una posición
rígida y casi no tienen libertad para moverse.
Mantienen un orden de largo alcance
Una sustancia podría presentar más de una fase
en equilibrio, por ejemplo, sólido y líquido
(hielo y agua líquida). Entendiendo por fase
aquella región del espacio, con límites bien
definidos, donde las propiedades químicas y
físicas son constantes.
2
estado de la materia volumen/forma densidad compresibilidad mov. molec.
Gas adopta volumen y forma del recipiente que lo contiene baja mucho muy libre
Líquido tiene volumen definido, pero adopta forma del recipiente que lo contiene alta poco se deslizan entre sí libremente
Sólido tiene volumen y forma definidos alta incompresibles (casi) vibran en torno a una posición fija
3
(No Transcript)
4
FUERZAS INTERMOLECULARES fuerzas van der
Waals dipolo-dipolo dipolo-dipolo inducido fzas.
de dispersión
Estas fuerzas son responsables de mantener
unidas las moléculas. De ellas dependen las
propiedades macroscópicas de la materia (por
ejemplo, pt. de ebullición y fusión).
las fzas. electrostáticas ion-dipolo y los
enlaces de H, se tratarán aparte
Nota Las fzas. intramoleculares (enlaces entre
los átomos que conforman una molécula) Son más
fuertes que las intermoleculares
5
Fza. Dipolo-Dipolo
Es de origen electrostático responde a la ley
de Coulomb a mayor momento dipolar, mayor fuerza.
6
Fza. Ion-Dipolo
También obedece a la ley de coulomb. La
hidratación es un ejemplo de ello. El NaCl se
disuelve en agua . Cada ion Na (o Cl-) se rodea
de moléculas de agua (dipolo). El CCl4 no es un
dipolo, luego no produce esta interacción.
7
Fzas. de Dispersión
dipolo inducido la separación de cargas se debe
a la proximidad de una molécula polar
interacción dipolo-dipolo inducido
interacción ion-dipolo inducido
8
dipolo instantáneo El movimiento aleatorio de
los e dentro de un átomo puede provocar dipolos
que duran un instante, pero lo suficiente como
para inducir dipolos en las moléculas vecinas.
Estas débiles uniones son responsables de la
condensación de gases no polares
Estas fuerzas de dispersión aumentan con la masa
molar, pues al ser más grande, aumenta el número
de e y la capacidad de ser polarizada la molécula.
9
Al comparar CCl4 (Pf-23ºC) con CH3F
(Pf-141.8ºC), sorprende ver que el CCl4 funde a
mayor T, es decir la unión entre sus moléculas es
mayor que en el CH3F. CCl4 tiene sólo uniones
tipo dispersión, CH3F tiene dispersión y
dipolo-dipolo, pero el primero tiene más e, lo
que hace que la fuerza de dispersión sea grande
Nota toda molécula puede tener fuerzas de
dispersión, ya sea neutra, iónica, polar, etc.
Estas fuerzas son generadas por los dipolos
temporales inducidos en los átomos o moléculas
10
Enlace de H
11
El H2O tiene el mayor Peb, a pesar de ser el más
liviana. El H2O puede formar puentes de H, lo
que hace que cada molécula se asocie a otra. El
metanol, tiene sólo un H para puentear y la
acetona no forma puentes de H.
12
EL ESTADO LÍQUIDO
Tensión Superficial
Es la cantidad de energía necesaria para estirar
o aumentar la superficie de un líquido por unidad
de área.
Las moléculas en el seno están sometidas a
fuerzas de atracción en todas direcciones y de la
misma intensidad, pero las moléculas localizadas
en la superficie o interfase líquido-aire están
desbalanceadas en sus fuerzas intermoleculares y
disponen de una gran energía. Por lo que
moléculas de la superficie tienden a irse al
interior del líquido en busca de un estado de
menor energía. La superficie entonces, tiende a
contraerse espontáneamente provocando un estado
de tensión llamada "tensión superficial".
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1) Porqué las gotas de un líquido son
esféricas? 2) Cómo explicamos el fenómeno de
tensión interfacial en dos líquidos inmicibles
? 3) Sean dos sistemas agua-hexano y
agua-hexanol. Cómo influye la presencia del
grupo polar de la segunda fase sobre el valor de
la tensión interfacial ?
La superficie de un líquido sufre una
contracción por la tensión superficial,
provocando una menor superficie. En pequeñas
cantidades las gotas de un líquido y las burbujas
de un gas, presentan este mismo fenómeno y
tienden a adoptar la forma esférica.
Aquí cada fase tiende a contraerse como
resultado de un desbalance de fuerzas que sufren
las moléculas que se encuentran en la interfase.
La tensión interfacial actúa como una fuerza que
se opone al aumento de la interfase entre los dos
líquidos.
La separación de las dos fases depende de la
naturaleza química de la segunda fase. En
términos de polaridad, el sistema agua-hexanol
tiene un grupo alcohol que le da la polaridad
pudiendo introducirse en la fase acuosa evitando
parcialmente la separación de las fases y
disminuyendo la tensión interfacial.
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Capilaridad Es una consecuencia de la tensión
superficial. Como se ve en cada molécula de
solvente coexisten tres fuerzas gravedad,
cohesión (atracción con otras moléc) y adhesión
(atracción entre la molécula y la superficie
sólida)
  • El líquido moja (agua en un recipiente de
    vidrio). Las fuerzas de adherencia son mucho
    mayores que las de cohesión. La resultante de las
    fuerzas que actúan sobre las moléculas próximas a
    la pared, está dirigida hacia el interior de la
    pared, por lo que la forma de la superficie del
    líquido es cóncava. (menisco cóncavo).
  • El líquido no moja (mercurio en un recipiente de
    vidrio). Las fuerzas de cohesión son mayores que
    las de adherencia. La resultante de las fuerzas,
    está dirigida hacia el interior del líquido, por
    lo que la forma del la superficie del líquido
    será convexa (menisco convexo).

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VISCOSIDAD Es una medida de la resistencia de
los líquidos a fluir. Aquellos líquidos con mayor
fuerza intermolecular, tienen mayor viscosidad.
La glicerina forma puentes de H, y por su forma,
es más fácil que se enrede con otra molécula a
que fluya libremente.
Líquido viscosidad N s/m2
H2O 1.0110-3
Hg 1.55 10-3
glicerina 1.49
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ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DEL AGUA
Su polaridad la hace un disolvente muy bueno
para muchos compuestos iónicos y otras sustancias
con las que forma puentes de H.
Además tiene un gran calor específico lo que la
convierte en un moderador de T eficaz (debido a
que para romper sus fuerzas intermoleculares se
debe dar mucho calor). Explican por qué usamos
agua en los sistemas de refrigeración o por qué
el clima junto al mar es templado.
La densidad del agua merece atención. Cada O
queda unido a dos H por enlaces covalentes y a
otros dos por puente de H (gracias a sus pares de
e libres), dando lugar así a un tetraedro. Esta
estructura tridimensional es propia del agua, ni
el NH3 o HF lo logran (aunque formen puentes de H
y originen cadenas y anillos). Al romperse el
orden (fundir) las moléculas se pueden acercar
más (más denso) quedando atrapadas entre las
cavidades de la estructura tridimensional
17
Bajo 0ºC hay un orden tridimensional. De 0 a 4 ºC
las moléculas empiezan a romper sus enlaces y a
quedar atrapadas en la estructura tridimensional,
aumenta la densidad. Sobre 4ºC la expansión es
normal.
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CRISTALES
Un sólido cristalino posee un ordenamiento
estricto y de gran alcance, en que sus átomos
ocupan posiciones que se repiten
tridimensionalmente. Una celda unidad es la
mínima unidad estructural que al repetirse,
reproduce a todo el cristal
19
Las celdas están caracterizadas por parámetros
cristalinos como distancias y ángulos.
20
(No Transcript)
21
Empaquetamiento de esferas La manera en que se
ordenan esferas idénticas en un mínimo espacio,
da lugar a distintos tipos de celda unidad.
en un cubo hay ocho esquinas, 1/8 esferas en cada
una, así hay 8 x 1/8 1 esfera en la celda
número de coordinación es el número de átomos (o
iones) que rodean a un átomo (o ion) en una red
cristalina. A mayor nº de coord., más juntas
están las esferas.
22
Hay tres tipos de celdas cúbicas celda cúbica
simple (scc), celda centrada en el cuerpo(bcc) y
celda cúbica centrada en las caras (fcc)
bcc
En la bcc, cubica centrada en el cuerpo, la
segunda capa de esferas se acomoda en los huecos
de la primera. De esta forma el nº de coord. es 8
En la celda cúbica centrada en las caras, fcc, se
logra un empaquetamiento más compacto, más
eficiente
23
TIPOS DE CRISTALES
La estructura y propiedades de los cristales
(Pfusión, P ebullición , dureza, densidad), están
determinado por las fuerzas intermoleculares. Así
los cristales se clasifican en iónicos,
covalentes, moleculares o metálicos.
Cristales iónicos Están formados por especies
cargadas y, generalmente, cationes y aniones son
de distinto tamaño. Los radios de los iones se
estiman a partir de las medidas hechas de ellos
en muchos compuestos (promedios)
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Ejercicio, Cuántos iones Na y Cl- hay en una
celda unidad de NaCl?
NaCl es fcc, cúbica centrada en las caras,
hay un Na en el centro de la celda unidad y 12 en
las aristas (aportan con ¼). Así, el número de
Na es 1 12 (¼) 4 Hay 6 Cl- en los
centros de las caras (aportan con ½) y 8 en las
esquinas (aportan con 1/8). Así, el número de
iones Cl- es 6 (½) 8 (1/8) 4 4 Na y 4 Cl-
en la celda unidad
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Ejercicio, La longitud de la arista de la celda
unitaria del NaCl es de 564 pm. cuál es la
densidad del NaCl, en g/cc?
Sabemos que hay 4 Cl- y 4 Na, entonces la masa
de la celda es masa 4(22.99 uma) 4(35.45
uma) 233.8 uma
El volumen de la celda unitaria es (564 pm)3
d masa volumen d 2,16 g/cc
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Cristales covalentes En ellos los átomos están
unidos sólo por enlaces covalentes a la red
tridimensional.Veamos el caso del carbono
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El cuarzo, SiO2, también presenta una estructura
tipo diamante, pero aquí debemos intercalar Si y
O (enlace polar)
Cristales moleculares Esta vez son moléculas
las que se repiten en el cristal. Están unidas
por fuerzas de Van der Waals y/o enlaces de H.
Ejemplo, el SO2, en que las fuerzas dipolo-dipolo
mantienen unido al cristal en tanto que el hielo
se mantiene unido por enlace de H. A excepción
del H2O, tienden a juntarse lo más posible,
ocupando el menor espacio que pueden. Dado que
las fuerzas que mantiene unidas las moléculas
dentro del cristal son débiles (comparadas con
las covalentes o iónicas), fácilmente se rompen y
funden casi todos bajo 100ºC
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Cristales metálicos Los puntos en la red
cristalina son ocupados por un átomo del mismo
metal. Suelen ser cúbicos centrados en el cuerpo,
cúbicos centrados en las caras o hexagonales (son
muy densos). Sus enlaces no los constituyen e
localizados entre dos átomos sino que e
deslocalizados entre todos lods la red (iones
positivos inmersos en un mar de e).
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Tipo de cristal fuerza de unión propiedades ejemplo
Iónico electrostática Duro, quebradizo, Pf alto, mal conductor de calor y electricidad NaCl, LiF, MgO, CaCO3
Covalente enlace covalente Duro, Pf alto, mal conductor de calor y electricidad C(diamante),, SiO2(cuarzo)
Molecular Fza. dispersión, dipopo-dipolo, enlace de H Suave, Pf bajo, mal conductor de calor y electricidad Ar, CO2, I2, H2O
Metálico enlace metálico Blando, Pf alto o bajo, buen conductor de calor y electricidad Na, Mg, Fe, Cu, etc
el diamante es buen conductor térmico
30
Sólidos Amorfos
Se obtienen cuando un líquido solidifica tan
rápidamente que no le queda tiempo a sus átomos o
moléculas para tomar una posición ordenada y dar
lugar al correspondiente cristal quedan
desordenados (un vidrio)
Un vidrio es un producto de fusión de materiales
inorgánicos ópticamente transparentes que se ha
enfriado a un estado rígido sin cristalizar.
Se trata de mezclas de SiO2 (mayor ), Na2O,
B2O3 y otros óxidos que le confieren color y
otras propiedades. Carece de un orden periódico
de largo alcance, en lo que se parece a un
líquido (existen varias calidades, como pyrex o
cal sodada).
Los óxidos le confieren color verde por
presencia de Fe2O3 o CuO amarillo, por UO2,
Azul, por CoO y CuO rojo, por partículas de Au y
Cu
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Cambio de Fase
Son las transformaciones de una fase a otra,
cuando agregamos o quitamos energía (calor).
Estos cambios afectan el orden molecular
(sostenido por fuerzas intermoleculares), pero no
afectan los enlaces dentro de cada molécula.
Una fase es una región de uniformidad del
sistema. Su composición química y propiedades
físicas son uniformes (Castellan, Físicoquímica,
6º ed. 1987)
32
Equilibrio líquido-vapor Las moléculas de
líquido se mueven con gran libertad, y chocan con
gran frecuencia. En estos choques se transfieren
energía cinética. Algunas moléculas pueden llegar
a tener suficiente Ecinética como para liberarse
de las fuerzas de atracción con las otras
moléculas del líquido y pasar a estado gaseoso.
El proceso en que un líquido se transforma en gas
se llama evaporación. Por supuesto que a mayor T,
mayor evaporación ya que las moléculas tendrán
mayor Ecinética
Por otro lado, las moléculas de gas pueden
chocar con la superficie del líquido y ser
atrapadas por las fuerzas intermoleculares, luego
pasa de la fese gas a la fase líquida. Este
proceso se llama condensación.
33
Con el tiempo se llega a un equilibrio dinámico,
es decir velocidad de las moléculas que evaporan
llega a ser igual a la velocidad de las que
condensan. La presión de vapor corresponde a la
presión en este equilibrio. La presión de vapor
es constante a T constante, si ella aumenta lo
hará también la presión (no es lineal el
comportamiento)
Calor de vaporización, ?Hvap Es la energía
necesaria para vaporizar un mol de líquido. Si
las fuerzas intermoleculares son grandes,
deberemos dar más energía para vaporizar un
mayor ?Hvap (en este caso la presión de vapor es
baja).
La ecuación de Claussius Clapeyron relaciona
Pvapor y T absoluta de un líquido Ln P
-?Hvap C RT Esto es una recta
34
Ln P -?Hvap 1 C R T
Esto es una recta y su pendiente es -?Hvap
R Así se determinan los ?Hvap de los líquidos
LnP
C2H5OC2H5
H2O
1/T
Como el agua tiene un mayor ?Hvap que el eter, su
pendiente es mayor
por qué al frotarnos las manos con alcohol se
sienten frías? por qué transpiramos al hacer un
esfuerzo físico?
35
Si aumentamos T, la Pvap aumenta, hasta el punto
en que el líquido hierve, es decir la Pvap se
iguala a la Pexterna. Esta T se conoce como el
punto de ebullición. El líquido dentro del
recipiente forma burbujas, es decir algo pasó a
estado gas. Esta burbuja tiene una Pinterna que
es debida sólo a la Pvap del líquido. Sobre la
burbuja está la Pext y la P debida al líquido que
está sobre ella. La burbuja sube y si la Pinterna
es igual a la externa, ella revienta. Si fuera
menor, colapsaría antes de terminar de subir
A mayor ?Hvap, mayor punto de ebullición. Ambos
dependen de las fuerzas intermoleculares. Ar y
metano tienen fuerzas de dispersión débiles,
luego tienen puntos de ebullición y ?Hvap bajos.
En tanto el agua y el etanol, con fuertes
interacciones tipo enlace de H, poseen puntos de
ebullición y ?Hvap altos. El benceno tiene un
punto de ebullición similar al etanol, pero él no
forma puentes de H, la razón está en las fuerzas
de dispersión elevadas que posee el benceno
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Temperatura y Presión Crítica
Al enfriar un gas, la energías cinética de él
disminuye, las moléculas se agregan y forman
gotitas. Otra forma de condensar un gas es
aplicar presión. Al comprimir, la distancia
promedio de las moléculas disminuye y se
mantienen unidas por fuerzas intermoleculares.
Temperatura Crítica, Tc, es aquella sobre la cual
el gas no se puede licuar, independiente de la P
que apliquemos. Es también la temperatura más
alta a la que puede existir una sustancia
líquida. La Presión Crítica es la mínima
presión que se debe aplicar para llevar a cabo la
liquefacción a la Tc. Sobre la Tc las fuerzas
intermoleculares son vencidas y las moléculas
escapan de esta atracción. Líquidos con fuertes
interacciones intermoleculares (agua, benceno,
etanol) tienen Tc altas.
37
Equilibrio Sólido-Líquido
El punto de fusión de un sólido o congelación
de un líquido es la temperatura a la cual las
fases sólidas y líquidas coexisten en equilibrio.
El punto de fusión o congelación normal de una
sustancia es la temperatura a la cual se funde o
congela a 1 atm de presión
hielo ? agua equilibrio dinámico (en este
caso a 0ºC)
al pasar de una fase a otra se deben romper
ligaduras entre las moléculas (fzas. intermolec).
Entonces, parte del calor invertido en esto se
destina a este fin calor de fusión, evaporación,
etc
38
En A empieza a fundir. El sistema absorbe calor
hasta B (A-B, periodo de fusión) la T es
constante. El calor ayuda a las moléculas a
vencer las fuerzas de atracción en el sólido. En
B está totalmente fundida la muestra. Desde aquí
la T aumenta, el líquido adquiere más Ecinética,
gracias al calor que llega. En C empieza el
proceso de evaporación, que se explica igual. El
calor ayuda a las moléculas a vencer las fuerzas
de cohesión en el líquido. En D todo es gas y
empieza a calentarse aumentando la Ecinética
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Calor molar de fusión, ?Hfus, Es la E necesaria
para fundir un mol de un sólido. ?Hfus es menor
que ?Hvap, debido a que en un líquido aun las
moléculas están empacadas muy juntas y se
necesita cierta energía para el reordenamiento
del sólido al líquido. Por otro lado, cuando el
líquido se evapora, sus moléculas se separan por
completo, y se necesita una cantidad de energía
aun mayor para vencer las fuerzas de atracción.
El enfriamiento de la sustancia sigue el camino
inverso. Al enfriar, baja la E cinética (baja la
T), se libera calor. Durante la condensación, la
T es cte. (D? C). Cuando todo el vapor condensó,
la T del líquido comienza a bajar. Finalmente se
llega a la congelación (B ? A)
Si el líquido se enfría bajo su punto de
congelación, se dice que se sobreenfrío. Esto
sucede cuando el calor se elimina tan rápido que
las moléculas no tienen tiempo suficiente para
reacomodarse en la estructura ordenada de un
sólido. Es muy inestable, una agitación o una
semilla cristalina del mismo compuesto pueden
hacer que solidifique rápidamente
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Equilibrio Sólido-Vapor El proceso por el cual
las moléculas pasan directamente de sólido a
vapor se llama sublimación. El proceso inverso,
deposición ahora las moléculas pasan de vapor a
sólido. El naftaleno (el que ocupamos para matar
polillas) tiene una Pvap alta, lo que lo hace
sublimar fácilmente
sólido ? vapor equilibrio dinámico
El Calor molar de sublimación, ?Hsub, es la E
necesaria para sublimar un mol de un sólido
?Hsub ?Hfus ?Hvap
41
Ejemplo, Calcule la cantidad de energía necesaria
para calentar 346g de agua desde 0º hasta
182ºC Calor específico del agua es 4,184 J/mol
ºC , calor específico del vapor 1,99 J/gºC
1) calentamiento del agua q1 m s ?T (346 g)
(4,184 J/gºC) (100ºC-0ºC) 1,45 105 J 145 kJ
2) Evaporación de 346 g de agua a 100ºC de
tablas, ? Hvap 40,79 kJ/mol q2 346g H2O
1mol H2O 40,79 kJ 783 kJ
18,02 g H2O 1 mol H2O
3) calentamiento del vapor desde 100ºC hasta 182
ºC q3 m s ?T (346 g) (1,99 J/gºC)
(182ºC-100ºC) 5,65 104 J 56.5 kJ
La E total q1 q2 q3 145 kJ 783 kJ 56,5
kJ 985 kJ
42
Diagrama de fases
Un diagrama de fases es una gráfica que resume
las condiciones bajo las cuales una sustancia
puede estar como sólido, líquido o gas.
AGUA
cada región es una fase pura y la línea que las
separa indica las condiciones bajo las cuales
coexisten.
43
El punto triple indica las condiciones bajo las
cuales las tres fases están en equilibrio
recíproco. Para el agua es 0,01ºC y 0,006 atm.
Viendo el gráfico podemos predecir que al
aumentar la presión del hielo, el punto de fusión
disminuye (ver interfase sólido-líquido). Al
aumentar la presión del agua líquida, aumenta su
punto de ebullición
44
Dióxido de carbono
esta vez la pendiente de la curva fase
líquida-fase sólida es positiva, lo que es común
para las otras sustancias (para el agua la
densidad del hielo es menor que la del líquido).
Para el CO2 el punto triple está en 5,2 atm y
57ºC. Este diagrama nos explica porque no
podemos tener CO2 líquido a 1 atm. La fase
líquida recién aparece sobre 5 atm. El sólido
sublima sobre 78ºC a 1 atm (hielo seco)
Decimos que el CO2 no se funde, pasa directamente
a gas (a 1 atm). Es muy usado como refrigerante.
45
PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS DISOLUCIONES
una disolución es una mezcla homogénea de dos o
más sustancias
componente 1 componente 2 estado soln. resultante ejemplo
gas gas gas aire
gas líquido líquido agua gaseosa
gas sólido sólido H2 en paladio
líquido líquido líquido alcohol en agua
sólido líquido líquido NaCl en agua
sólido sólido sólido Bronce (Cu-Zn) soldadura (Pb-Sn)
46
La solubilidad es una medida de la cantidad de
soluto que se disolverá en cierto disolvente a
una temperatura dada. Una disolución saturada,
contiene la máxima cantidad de soluto que se
puede disolver en ella (en general, a mayor T,
mayor capacidad de disolver). Así, nos
referiremos a una solución como insaturada cuando
aun el disolvente tenga capacidad de disolver
soluto
Una disolución sobresaturada contiene más soluto
que el que puede contener (saturada). La
cristalización es el proceso por el cual el
soluto se separa de la solución formando
cristales (precipitado cristalino, cuya
estructura responde a un orden tridimensional).
Si este proceso de precipitación es muy rápido
obtendremos un precipitado no cristalino, amorfo
(pequeñas partículas), debido a que no se le dio
tiempo a los iones a separarse del solvente y
ocupar un lugar bien definido en la red
cristalina
Al disolver una sustancia en otra, las
partículas del soluto, ocupan espacio de las
moléculas del disolvente. Hay tres interacciones
que considerar al describir una
disolución interacción-disolvente-disolvente inte
racción soluto-soluto interacción
disolvente-soluto
J.H. Reedy, Análisis Químico Cualitativo, Ed
Aguilar 1950, pp23-31.
47
El proceso lo podemos dividir en tres
Así, la etapa 1 es la separación de las
moléculas de disolvente la 2 , de las de soluto.
Estas etapas requieren energía para romper las
fuerzas de atracción, entonces son endotérmicas.
La etapa 3 es la mezcla de soluto y disolvente,
puede ser endo o exotérmico
?H disolución ?H1 ?H2 ?H3
48
?H disolución ?H1 ?H2 ?H3
Si la atracción soluto-disolvente es mayor que la
disolvente-disolvente y que la soluto-soluto,
entonces el proceso de disolución será favorable,
o exotérmico (?H disolución lt0). Si no es así,
será endotérmico (?H disolución gt0).
La explicación a por qué un soluto cuyo ?H
disolución gt0 se disuelve, se encuentra en el
hecho de que además del calor (producto de la
formación y ruptura de enlaces intermoleculares),
se debe considerar el aumento del desorden
causado sobre los sistemas soluto y solvente
puro, lo que favorece el proceso de disolución.
Se puede establecer así, una competencia entre
estos fenómenos.
49
Lo semejante disuelve a lo semejante Nos
referimos con esto a que es probable que dos
sustancias cuyas fuerzas intermoleculares sean
similares en naturaleza y magnitud, sean
miscibles entre sí (se mezclan).
Tetracloruro de carbono y benceno son apolares,
se mezclan entre sí en todas proporciones. Las
fuerzas de atracción en ambos casos son del tipo
dispersión
50
El NaCl se disuelve en agua, ya que los iones se
hidratan estableciéndose fuerzas intermoleculares
del tipo ion-dipolo. Así, los compuestos polares
son solubles en H2O, NH3, HF, etc. (solventes
polares en general). Los iones sólo establecen
interacciones débiles tipo ion-dipolo-inducido
con solventes no polares luego los compuestos
iónicos son poco solubles en ellos.
  • ejemplo,
  • prediga la solubilidad relativa en
  • Br2 en benceno (? 0 D) y en agua (? 1,87 D)
  • KCl en CCl4 (? 0 D) y en amoníaco líquido, NH3
    (l) (? 1,46 D)
  • urea (NH2)2 CO en disulfuro de carbono (? 0 D)
    y agua

K (ac) Cl- (ac) compuesto iónico, luego es más
soluble en NH3 (l)
51
Efectos de la Temperatura sobre la Solubilidad de
Sólidos En general la solubilidad de los sólidos
aumenta con la temperatura. No es claro como se
relaciona con ?H disolución. Por ejemplo, la
disolución de CaCl2 es exotérmica y la de NH4Cl,
endotérmica sin embargo, ambas solubilidades
aumentan con la temperatura.
Vemos las diferentes variaciones, por ejemplo,
el KNO3 aumenta considerablemente, el NaCl muy
poco y el Ce2(SO4)3 disminuye. Valiéndonos de
esto, podemos separar componentes puros desde una
mezcla de sustancias. Esto se llama
cristalización fraccionada.
52
Ejemplo, Supongamos tener una mezcla de 90 g de
KNO3 contaminada con 10 g de NaCl. Para purificar
el KNO3, se disuelve la mezcla en 100 mL de agua
a 60ºC, entonces se enfría gradualmente hasta
0ºC.
A 60ºC, ambos solutos están disueltos, pero a
0ºC el agua es capaz de mantener disuelto sólo
12,1 g de KNO3/100g H2O, luego se separará de
ella (90-12,1) g de esta sal, o sea 78 g de KNO3.
Pero el NaCl seguirá en solución, pues el agua
aun no se satura con él. En concecuencia,
podemos separar aprox. el 90 del KNO3 puro (se
separa poor filtración)
53
Solubilidad de gases y la Temperatura En
general la solubilidad de los gases disminuye al
aumentar la temperatura. Al calentar agua vemos
que aparecen burbujas antes de que esta hierva
se trata del aire disuelto en el agua que sale de
ella..
La llamada contaminación térmica de ríos y lagos
es un problema que se explica por este fenómeno.
Si calentamos el agua, el O2 disuelto en ella
disminuye, esto afecta directamente al ecosistema
(por ejemplo, la muerte de peces).
54
Efecto de la Presión en la Solubilidad de los
Gases
La solubilidad de un gas en un líquido es
proporcional a la presión del gas sobre la
disolución. Esta es la Ley de Henry.
c ? P c es la concentración en
mol/L P es la presión
en atm. Si hay varios gases, se c k P
trabaja con la P parcial
Una interpretación molecular de la ley de Henry
nos dice que cuando la presión parcial de un gas
aumenta de (a) a (b), la concentración del gas
disuelto también aumenta, según c k P. Hay un
equilibrio dinámico, si aumenta la presión del
gas, habrá más moléculas de él chocando contra la
superficie del líquido, disolviéndose en la
solución.
55
Henry
La efervescencia de las bebidas se debe a que al
envasarlas se hace bajo alta presión de aire y
CO2 saturados con vapor de agua. Así estos gases
se disuelven en gran cantidad en la bebida. Luego
al abrir la botella, se escapan hasta que la
presión de la botella se iguala a la presión
atmosférica. La cantidad de CO2 que queda en la
botella está determinada solamente por la presión
parcial atmosférica normal del CO2, que es 0,0003
atm.
56
Ejemplo, La solubilidad del N2 (g) es 6,8 10-4
mol/L a 1 atm y 25ºC. Cuál es la concentración
de nitrógeno disuelto en agua en condiciones
atmosféricas? La presión parcial del N2(g) en la
atmósfera es de 0,78 atm
k? c kP 6,8 10-4 mol/L
k (1 atm) k 6,8 10-4
mol/L atm
Luego, la solubilidad del N2(g) en agua es c
(6,8 10-4 mol/L atm) (0,78 atm) 5,3 10
4 mol/L c 5,3 10 -4 M vemos que la
concentración bajó debido a que la P bajó de 1
atm a 0,78 atm
57
La ley de Henry, nuevamente es una aproximación
que no considera ciertos factores, como es el
caso del NH3(g) que además de mezclarse con el
agua, forma puentes de H con ella luego, la
solubilidad es mayor que lo esperado
NH3 (g) H2O(l) ? NH4(ac)
OH- (ac)
El CO2 también reacciona con el agua,
CO2 (g) H2O (l) ? H2CO3 (ac)
El O2(g) en el agua no es muy soluble, pero en la
sangre sí. Esto es debido a la hemoglobina, una
molécula que se une con el O2 aumentando así su
solubilidad en la sangre.
Hb 4 O2 ? Hb(O2) 4
58
Propiedades Coligativas de Disoluciones de
No-Electrolitos
Las propiedades coligativas son propiedades que
dependen sólo del número de partículas de soluto
en la disolución y no de la naturaleza de ellas.
Se trata de la disminución de la presión de
vapor, aumento del punto de ebullición,
disminución del punto de congelación y la presión
osmótica.
Disminución de la presión de vapor Un soluto no
volátil (no tiene Pvap medible) provoca que la
presión de vapor del disolvente sea menor que
cuando está puro. La ley de Rault dice que la
presión parcial de un disolvente en una
disolución, P1, está dada por la presión de vapor
del disolvente puro, P1º, multiplicada por la
fracción molar del disolvente en la disolución,
X1 P1 X1 P1º
Xi moles de i moles totales
59
Vemos que en (a), solvente puro, las moléculas
tienen acceso a toda la superficie de interfase.
En (b), las moléculas de disolvente no tienen
acceso a tanta superficie , ya que la deben
compartir con las de soluto. Por tanto, son menos
las moléculas de disolventes que pasar a fase
gas, luego la presión de vapor en (b) es menor.
Entrópicamente, vemos que la diferencia de
desorden entre líquido y gas, es mayor en (a) que
en (b)
60
(No Transcript)
61
P1 X1 P1º
Si sólo hay un soluto, X1 1-X2, donde X2 es la
fracción molar del soluto
P1 (1-X2) P1º P1 P1º - X2 P1º P1º - P1 ?P
X2 P1º
Así la disminución de la presión de vapor, ?P, es
directamente proporcional a la concentración del
soluto (medida en fracción molar)
62
Ejemplo, A 25ºC la presión de vapor del agua
pura es de 23,76 mmHg y la de una disolución
acuosa de urea es 22,98 mmHg. Calcule la
molalidad de la disolución.
?P (23,76 22,98) mm Hg X2 (23,76 mm Hg) X2
0,033 en que X2 n2 donde
n1 y n2 son el número de n1
n2 moles de disolvente y soluto
respectivamente.
Como X2 es pequeño, la solución es diluida, y
supondremos que n1 es mucho mayor que n2, luego
X2 n2
n2 n2 n1 X2
n1 n2 n1
El número de moles de agua en un kilogramo de
ella es 1000g H2O 1 mol H2O 55.49 mol H2O
18,02 g H2O el número de
moles de urea en 1 kg de agua es n2 n1 X2
(55,49mol)(0,033) 1,8 mol luego, la
concentración de la disolución es 1,8 m
63
Si ambos componentes de la disolución son
volátiles (se puede medir su Pvap), la Ptotal es
la suma de las Pi (Ley de Dalton)
Si la solución está compuesta por dos sustancias,
A y B PA XA PºA PB XB PºB
PT XA PºA XB PºB
Imaginemos benceno y tolueno sus fuerzas
intermoleculares son similares, luego son
miscibles
Cada componente obedece la Ley de Rault como
sólo hay dos componentes sabiendo la fracción de
uno, se la del otro ya que deben sumar 1 Xbenceno
Xtolueno 1
64
este es un ejemplo de disolución ideal, se sigue
la Ley de Raoult al pie de la letra. Una
característica de una solución ideal es que
?Hdisolución 0.
En general sucede que al observar las fuerzas
involucradas 1_ A-A y B-B gt A-B las moléculas
tienden a abandonar la solución. La Pvap es mayor
que la predicha por Raoult desviación positiva
(calor de disolución positivo o mezclado
endotérmico) 2_ A-A y B-B lt A-B La Pvap es menor
que la predicha por Raoult desviación negativa
(calor de disolución negativo o mezclado
exotérmico))
65
(No Transcript)
66
Destilación Fraccionada
Es un procedimiento de separación de líquidos,
basado en la diferencia de sus Peb. Pensemos en
el sistema Benceno-tolueno, ambos volátiles el
benceno hierve a 80,1ºC y el tolueno a 110,6ºC.
Al hervir la disolución, el vapor formado, es más
rico en el componente más volátil, el benceno
entonces, al condensar en un recipiente distinto
y hervir nuevamente, tendremos un vapor más rico
aun en en benceno. Si esto se repite varias
veces, se logra una separación muy completa entre
benceno y tolueno.
67
(No Transcript)
68
Elevación del punto de ebullición, ?Tb
El punto de ebullición de un disolvente puro,
Tbº, se alcanza cuando la Pvap iguala la Pext. El
fenómeno de elevación de este punto sucede como
consecuencia de la presencia de un soluto no
volátil, que causa la disminución de la Pvap.
Luego para alcanzar efectivamente la Pext, debo
aumentar la temperatura de la solución, así
aumenta la energía cinética de las moléculas
volátiles y recién, a esta mayor temperatura,
Tb, igualar la Pext.
?Tb Tb Tbº ?Tb
es proporcional
a la disminución de la Pvap
y a la
concentración de la
disolución
?Tb ? m ?Tb Kb m m,
molalidad de la disolución.
Kb, constante molal de
elevación
del punto de ebullición
69
Disminución del Punto de Congelación
Se define como la diferencia entre el punto de
congelación del disolvente puro, Tfº, y el de la
disolución,Tf. ?Tf Tfº Tf
?Tf ? m ?Tf Kf m m, molalidad
de la disolución.
Kb, constante molal de disminución
del punto de
congelación
Nota Para que se verifique la disminución del
punto de congelación, el soluto puede o no ser
volatil (compare con la elevación del punto de
ebullición, en que el soluto es no volátil). De
hecho, se ocupa como anti-congelante en
automóviles el metanol (Punto ebullición 65ºC).
Por qué se ocupa sal en las calles para
descongelarlas?
70
Ejemplo, El etilenglicol, CH2(OH)CH2(OH), es un
anticongelante común para automóviles, EG. Es
soluble en agua y bastante no volátil (Peb
197ºC). Calcule el punto de congelación de una
disolución que contiene 651 g de esta sustancia
en 2505 g de agua. se debe dejar esta sustancia
en el radiador del automóvil en el varano. La
masa molar del EG es de 62,01 g/mol, Kb0,52ºC/m
y Kf 1.86ºC/m.
molalidad de la disolución? 651 g EG 1 mol
EG 1 4,19 mol EG/kg H2O
62,01 g EG 2,505 kg

Pero ?Tf Kf m (1,86ºC/m) (4,19 m)
7,79ºC el
agua congelará a 7,79ºC
en verano la dejo si la Teb aumenta
La elevación del punto de ebullición es ?Tb Kb
m (0,52ºC/mol) (4,19m)
2,2ºC es decir el agua hervirá
a (1002,2)ºC
71
Entonces, al bajar la Pvap, sube el Punto de
ebullición y baja el Punto de congelación
72
Presión Osmótica
La osmosis es el paso selectivo de moléculas de
disolvente a través de una membrana porosa. Esto
sucede desde una solución diluida hacia otra más
concentrada, en pos de igualar las
concentraciones. La membrana es impermeable al
soluto en el caso de la osmosis
La presión que se requiere para impedir el paso
del agua es la Posmótica, ?. ? MRT M,
molaridad R, cte gas
T K la ? se expresa en atm

73
Veamos, en la figura la Pvap a la izquierda
(solvente puro) es mayor que a la derecha
(disolución), luego hay una transferencia neta de
agua al vaso de la derecha
? es directamente proporcional a la
concentración. Esto es lo esperado para las
propiedades coligativas, que dependen sólo del
número de partículas. Si dos disoluciones tienen
la misma concentración, luego igual ?, se dice
que son isotónicas. Si tienen distinta
concentración, la mayor se dice que es
hipertónica y la de menor concentración,
hipotónica
74
Explique
Por qué se dice que las bacterias mueren en una
mermelada?
En un medio hipertónico, el agua de las células
bacterianas sale por osmosis, llegando a
achicarse tanto la célula que deja de funcionar
75
(No Transcript)
76
Ejemplo, La Posmótica del agua de mar es de 30
atm a 25ºC. Calcule la concentración molar de una
disolución acuosa de urea (NH2)2 CO que es
isotónica con el agua.
  • MRT
  • M ? 30 atm
  • RT (0,082 L atm/mol) (298K)
  • 1,23 mol/L
  • 1,23 M

77
Determinación de la masa molar, uso de Prop.
Coligativas
Para este fin se ocupan preferentemente el
descenso del punto de congelación y la Posmótica
Una muestra de 7,85 g de un compuesto con fórmula
empírica C5H4 se disuelve en 301 g de benceno. El
punto de congelación de la disolución es 1,05ºC
menor que en el benceno puro. cuál es la masa
molar y la fórmula molecular de este compuesto?
?Tf Kf m m? m ?Tf 1,05 ºC 0,205
m Kf 5,12 ºC/m
cuántos moles de soluto hay en 301 g de
disolvente? 0,205 mol 0,301 kg
disolvente 0,0617 mol 1 kg disolvente
finalmente, 7,85 g 127 g/mol
como C5H4 son 64g, la fórmula debe 0,0617 mol

ser C10H8
78
Ejercicio, Se prepara una disolución disolviendo
35,0 g de hemoglobina (Hb) en la cantidad
suficiente de agua para tener un volumen de 1L.
Si se encuentra que la presión osmótica de la
disolución es de 10 mmHg a 25ºC, calcule la masa
molar de la hemoglobina.
  • MRT
  • P 10 mmHg 1atm 0,01315atm
  • 760 mmHg
  • M ? 0,01315atm
  • RT (0,082 L atm/mol) (298K)
  • 5,38 10-4 moles/L

Pero n g PM 5,38 10-4
35,0 g PM PM 35,0
g 5,38 10-4 moles PM 6,51 104
g/mol
79
Propiedades Coligativas de las Disoluciones de
Electrolitos
Los electrolitos se disocian en iones al
disolverlos. Esto trae consigo que una partícula
de lugar a dos o más unidades (y este número de
entidades es finalmente es responsable de las
propiedades coligativas).
NaCl es una partícula, pero NaCl (ac) Na
Cl-, son dos partículas CaCl2 es una partícula,
pero CaCl2 (ac) Ca2 2Cl-, son tres
partículas Así, una disolución 0,1 m de CaCl2
(ac) , producirá un descenso el triple del
esperado para una disolución 0,1 m de un no
electrolito
i es el factor de Vant Hoff i nº real de
partículas en una disolución después de la
disolución nº de unidades fórmula disueltas
inicialmente en la disolución para un no
electrolito i1 (sacarosa) para NaCl, i2 para
CaCl2, i 3
80
Sin embargo, no se puede confiar mucho en los
electrolitos, al estar cargados, forman pares
iónicos, lo que reduce el número de partículas y
por ende las propiedades coligativas. Este
fenómeno se incremente con la concentración
Ejemplo, La presión osmótica de una disolución
0,010M de KI es de 0,465 atm a 25ºC. Calcule el
factor de Vant Hoff para el KI a esta
concentración.
  • i M R T
  • i ?
  • M R T
  • i 0,465 atm
  • (0,010M) (0,082Latm/mol K) (298K)
  • i 1,90
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