QUIMICA GENERAL E INORGANICA

Presentación del tema: "QUIMICA GENERAL E INORGANICA"— Transcripción de la presentación:

1 QUIMICA GENERAL E INORGANICA
Estados de la materia Soluciones Prof. Dra. Susana Llesuy

2 Cambios de estado endotermico subliminacion vaporizacion congelacion
ENFRIAR O COMPRIMIR ENFRIAR CALENTAR O REDUCIR PRESIÓN CALENTAR SÓLIDO LÍQUIDO GAS endotermico exotermico fusion vaporizacion congelacion condensacion deposicion subliminacion

3 Gases

4 Elementos que existen como gases a 25 ºC y 1 atm

5 Algunos compuestos comunes que son gases
Fórmula Nombre Características HCN Cianuro de hidrógeno Muy tóxico, tenue olor a almendras amagas HCl Cloruro de hidrógeno Tóxico, corrosivo, muy irritante H2S Sulfuro de hidrógeno Muy tóxico, olor de huevos podridos CO Monóxido de carbono Tóxico, incoloro, inodoro CO2 Dióxido de carbono Incoloro, inodoro CH4 Metano Incoloro, inodoro, inflamable N2O Óxido nitroso Incoloro, olor dulce, gas de la risa NO2 Dióxido de nitrógeno Tóxico, pardo rojizo, olor irritante NH3 Amoniaco Incoloro, olor penetrante SO2 Dióxido de azufre Incoloro, olor irritante

6 Ley de los gases ideales
Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Avogadro V  1/P V  T V n n, T constante n, P constante P, T constante P V = nRT Ley de los gases ideales Temperatura = 273,15 K Volumen = 22,4 L, n= 1 mol Presión = 1 atmosfera R= 0,082 L atm / K mol Un gas que se comporta exactamente apegándose a la ecuación del gas ideal se denomina gas ideal.

7 Teoría cinético molecular
Postulados 1- El volumen de las moléculas es despreciable comparado con el volumen total en el que esta el gas 2- Los moléculas se mueven al azar pero en línea recta en todas las direcciones a velocidades variables. 3- Las fuerzas intermoleculares (repulsión y atracción) son débiles ó despreciables. Salvo en el momento de la colisión. 4- Cuando las moléculas chocan, las colisiones son elásticas. 5- La energía cinética promedio de una molécula es proporcional a la temperatura absoluta.

8 Energía cinetica y temperatura
m = masa de la molécula v2 = velocidad cuadrática media EC = ½ mv2 EC  T ½ mv2  T Número de moléculas ½ mv2 = C T Velocidad molecular (m/s) La temperatura absoluta de un gas es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas.

9 Velocidad Molecular - Ley de Maxwell
Número de moléculas Velocidad molecular (m/s) V= 3RT v1=  Mm2  Mm v  Mm1

10 Camino recorrido por una sola molécula
Difusión Camino recorrido por una sola molécula

11 Efusión Ley de Graham Orificio pequeño Gas Vacío Velocidad de efusión
1- área del orificio 2- nº de moléculas por unidad de volumen

12 Gases reales No se cumplen con los siguientes postulados:
Los gases se componen de moléculas cuyo tamaño es despreciable comparado con la distancia media entre ellas. Las fuerzas intermoleculares son débiles ó despreciables. Salvo en el momento de la colisión.

13 Factor de compresión, Z Presión, atm Gas ideal Z = P V / RT Un gas ideal tiene un Z =1. Para un Z>1 la repulsión es mas importante que la atracción. El volumen molar es mayor que el esperado. La mayoría de los gases como el amoniaco, tienen Z < 1 a bajas presiones. Para estos gases la atracción es mas importante que la repulsión. El volumen molar es menor que el esperado.

14 La ecuación de van der Waals
nRT n2 a V -nb V2 P Corrección por el volumen de las moléculas Corrección por las atracciones moleculares P an2 (V - nb) = nRT V2 + Ecuación de van del Waals

15 Parámetros de van der Waals
Amoniaco Argón Benceno Dióxido de carbono Cloro Etano Hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Oxígeno Agua Parámetros de van der Waals

16 Líquidos

17 Fuerzas Intramoleculares Intermoleculares
Mantienen unidos a los átomos en una molécula. Son fuerzas de atracción entre moléculas o moléculas e iones Dan lugar a las propiedades químicas de las sustancias Dan lugar a las propiedades físicas de las sustancias Enlaces iónico, covalentes, metálico Fuerzas de van der Waals (dipolo – dipolo, ión - dipolo, de dispersión), puente de hidrógeno

18 La energía que se requiere para separar moléculas es mucho menor que la energía para romper un enlace químico. Ejemplo: 41 kJ para evaporar 1 mol de agua (intermolecular) 930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua (intramolecular) Las fuerzas intermoleculares determinan algunas de las propiedades físicas de las substancias, como su puntos de ebullición y de fusión.

19 La existencia de las fuerzas intermoleculares se refleja en la existencia de materia condensada (estados de agregación líquido y sólido).

20 Clasificación Se dividen en dos grandes grupos:
Fuerzas ión dipolo (electrotática) Fuerzas de van der Waals dipolo – dipolo Puente de Hidrógeno dipolo – dipolo inducido Fuerzas de dispersión (fuerzas de London)

21 FUERZAS IÓN-DIPOLO Son atracciones entre un ión y el polo de carga opuesta de una molécula polar. La magnitud de la atracción aumenta con la carga del ión y la carga del dipolo. … como cuando se disuelven y solvatan los iones de sólidos iónicos.

22 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas dipolo-dipolo Las moléculas polares se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del negativo de otra. Se establecen atracciones cuya intensidad depende de la carga de su dipolo. En los líquidos, las moléculas están en libertad de moverse, pueden encontrarse en orientaciones atractivas o repulsivas. En los sólidos, predominan las atractivas.

23 PUENTE DE HIDRÓGENO Son un tipo especial de atracción dipolo-dipolo.
Ocurre en moléculas muy polares que poseen átomos muy electronegativos (F, O, N) unidos a hidrógeno. Ejemplos: HF; H2O y NH3. La unión se establece entre los pares de e- libres y el átomo de H. Son fuerzas intermoleculares muy intensas y permanentes. H2O liq. H2O sól.

24 Son más fuertes que las interacciones dipolo - dipolo y que las fuerzas de dispersión.
La formación de puentes de hidrógeno es la responsable de un gran número de propiedades físicas o de “anomalías” en el comportamiento de algunas substancias, especialmente del H2O. Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos como alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc., y es la causa de las relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de estos compuestos.

25 Fuerzas intermoleculares
Enlace de hidrógeno

26 ¿Por qué el enlace de hidrógeno se considera una interacción “especial” dipolo-dipolo?
Masa molar decreciente Punto de ebullición decreciente Grupo 6A Grupo 7A Punto de ebullición Grupo 5A Grupo 4A Periodo

27 En general Los puentes de Hidrógeno: Reducen la presión de vapor.
Aumentan los puntos de ebullición Aumentan la viscosidad Afectan la organización conformacional, especialmente en moléculas de interés biológico.

28 Estructura secundaria de las proteínas

29

30 FUERZAS DIPOLO- DIPOLO INDUCIDO
Al acercarse un dipolo a una molécula no polar genera sobre ésta una distorsión de la nube de e-, originando un dipolo transitorio. Cuando se acerca una molécula polar el átomo se polariza y se forma un dipolo El átomo esférico no presenta dipolo

31 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas Dipolo inducido Catión Interacción ion-dipolo inducido Dipolo inducido Dipolo Interacción dipolo-dipolo inducido

32 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión continua, Fuerzas de London Polarización es la facilidad con que la distribución del electrón en el átomo o molécula puede distorsionarse La polarización aumenta con: mayor número de electrones más difusa la nube del electrón Las fuerzas de dispersión normalmente aumentan con la masa molar

33 Fuerza intermolecular fuerte
Propiedades de los liquídos - Viscosidad Viscosidad es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir Fuerza intermolecular fuerte Alta viscosidad Viscosidad de la mayoría de los líquidos disminuye al aumentar la T

34 Propiedades de los líquidos
Tensión superficial es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área Fuerza intermolecular grande Cohesión es una atracción intermolecular entre moléculas semejantes Alta tensión superficial Adhesión es una atracción entre moléculas distintas AGUA: Fuerzas de adhesión > Fuerzas de cohesión MERCURIO: Fuerzas de adhesión < Fuerzas de cohesión

35 Tension superficial y fuerzas intermoleculares
Sustancia Formula Tension superficial (J/m2) at 200C Fuerzas involucradas dietil eter CH3CH2OCH2CH3 1.7x10-2 dipolo-dipolo; dispersion etanol CH3CH2OH 2.3x10-2 Puente de H butanol CH3CH2CH2CH2OH 2.5x10-2 Puente de H; dispersion agua H2O 7.3x10-2 Puente de H mercurio Hg 48x10-2 Union metálica

36 Propiedades de los líquidos - Presión de vapor
Energía cinética

37 Propiedades de los líquidos - Presión de vapor

38 Sólidos

39 Clasificación de los sólidos Propiedades de los físicas
Tipos de sólidos Unidad estructural Fuerzas de atracción Ejemplos Molecular átomos o moléculas intermoleculares CO2, H2O Metálicos átomos enlaces metálicos Fe,Cu, Ag Iónico iones enlace iónico NaCl, CsCl Covalente atomos enlace covalente diamante Propiedades de los físicas Tipos de sólidos Punto de fusión Dureza o fragilidad Conductividad eléctrica Molecular bajo blando, quebradizo no conductor Metálicos variable variable, maleable conductor Iónico alto- muy alto duro, quebradizo sólido no conductor solución conductor Covalente muy alto muy duro usualmente no conductor

40 Gases Líquidos Sólidos
Carecen de forma Carecen de forma definida Tienen forma definida Son compresibles Ligeramente compresibles Son casi incompresibles Baja Densidad Alta Densidad Suelen tener mayor densidad que los líquidos Son fluidos Son fluidos No son fluidos Difunden con rapidez Difunden Difunden muy lentamente Desordenadas Menos desordenadas Ordenadas, partículas muy cercanas, movimiento vibratorio

41 Agua

42 Agua Máxima densidad 40C Molécula Densidad del agua
Estructura tridimensional del hielo Molécula

43 Cambio de fases

44 Equilibrio liquido - vapor
Energía cinética Numero de moléculas

45

46 Diagrama de fases Dioxido de carbono (CO2) Agua (H2O)
El agua es un caso especial donde el solido se expande en la transformacion a solido. La densidad del solido disminuye Densidad del liquido: 1 g/cm3 Densidad del solido: 0,917 g/cm3 La mayoria de las sustancias se contraen cuando se tranforma de liquido a solido La densidad del solido aumenta

47 Soluciones Soluciones

48 Son sustancias formadas por 2 o mas elementos. Contiene el mismo % de
cada elemento en peso. Sustancias Elementos Compuestos No se pueden descomponer en partes mas simples Mezclas Homogéneas Heterogéneas cambios físicos cambios químicos Tiene 1 fase. Posee las mismas propiedades en toda la muestra Tiene mas de1 fase. No posee las mismas propiedades en toda la muestra

49 Mezcla homogénea Soluciones coloidales Soluto Solvente Solución

50 Disuelve moléculas (glucosa)
Soluto: sólido Iónico Molecular No conducen la electricidad Se dispersan Conducen la electricidad Forman iones Disuelve iones (NaCl) Disuelve moléculas (glucosa) Soluciones electrolíticas Soluciones no electrolíticas

51 Solución no saturada sobresaturada

52 Formación de solución saturada
Soluto es agregado a una cantidad fija de agua Después de unos minutos, la solución es coloreada por disolución del soluto Después de un tiempo la solución es mas coloreada que en b, hay menos soluto que en b Después de un largo tiempo, el color y la cantidad de soluto disuelto es la misma que en c solución no saturadas solución saturada

53 Solución saturada Cuando el disolvente ha disuelto todo el soluto que pudo y queda algo sin disolver. El soluto disuelto y el soluto sin disolver se encuentran en equilibrio dinámico entre sí.

54 Formas de expresar concentración
1 mol Molalidad Fracción molar Molaridad Nro de moles de soluto disueltos en 1 kg de disolvente Nro de moles de soluto disueltos en 1 L de disolución

55 Dilución Agrego solvente solución concentrada solución diluida
Transfiero solución concentrada solución diluida

56 Como se prepara una solución?
Agua Agrego agua hasta el enrace Mezclar

57 Tipos de soluciones Gas Líquido Sólido Soluto Sólidos Solvente Gas
Aire O2 en agua Alcohol en agua cloruro de sodio en agua H2 en Pd Hg en plata Ag en oro Solución Ejemplos

58 Tipos de soluciones Gas Líquido Sólido Soluto Sólidos Solvente Gas
Aire bebidas espumantes vino agua de mar H2 en Pd Hg en plata Ag en oro Solución Ejemplos

59 La solución se forma cuando estas 3 fuerzas son similares
Representación cinético –molecular del proceso de soluciones Las principales interacciones que afectan la disolución de un soluto son: La solución se forma cuando estas 3 fuerzas son similares Solvente Soluto Solvente Soluto Soluto Solvente

60 Solución ideal No hay diferencias importantes entre las energías individuales de la solución Una solución que se forma sin cambios importantes de energía se llama solución ideal. El volumen ocupado por una solución ideal es igual a la suma de los volúmenes de los componentes . La entropía de la mezcla es mayor que los líquidos separados. El aumento de la entropía del sistema es la fuerza impulsora en la formación de una solución ideal. Ejemplo: hexano – pentano.

61 Enfoque molecular del proceso de solución. Entalpia de la solución
Proceso exotermico Proceso endotermico

62 Disolución exotérmica
Representación cinético –molecular del proceso de soluciones Disolución exotérmica Interacción soluto-solvente > soluto-soluto solvente-solvente Ej: alcohol -agua Disolución endotérmica Interacción soluto-solvente < soluto-soluto solvente-solvente Ej: alcohol - hexano

63 Entropías de las soluciones
Representación cinético –molecular del proceso de soluciones Menor desorden Mayor desorden sólidos líquido solución líquido líquido 2 solución La entropía de la solución generalmente es positiva

64 Solubilidad La solubilidad se define como la máxima cantidad de un soluto que se puede disolver en determinada cantidad de solvente a una temperatura especifica. Se la expresa en g/ 100g de agua o en mol/ kg agua.

65 Soluciones No saturada Sobresaturada Saturada Solubilidad Soluto Solvente Temperatura Presión Ley de Henry

66 Disolución de los compuestos iónicos en el agua.
NaCl NH4NO3 Endotérmica NaOH Exotérmica

67 Solubilidad de los sólidos Energía reticular
- + U= 787 kJ/mol NaCl(s) Cl- (g) + Na+(g) Siempre son positivas. Proceso endotérmico.

68 Energía reticular a 25 ºC (kJ/mol)
LiF LiCl LiBr LiI NaCl 787 KCl 717

69 Calor de hidratación HH= - 784 kJ/mol
+ HH= kJ/mol H2O Na+(g) Cl – (g) Na+ (ac) + Cl– (ac) Siempre es un proceso exotérmico

70 Entalpía de hidratación a 25 ºC (kJ/ mol)
F Cl- Br I- H Li Na K

71 U=Hreticular Hhidratación Hdisolución = U+ Hhidratación
Por definición, lleva signo positivo. Más endotérmico a mayor carga y menor tamaño Hhidratación Por convención, lleva signo negativo. Más exotérmico a mayor carga y menor tamaño.

72 Entalpías de disolución (kJ/mol) a 298 K

73 Entropía y Espontaneidad
Exotérmico Su = Ss S entorno Aumenta el desorden del sistema Aumenta el desorden del entorno Endotérmico Aumenta el desorden del sistema Disminuye el desorden del entorno

74 La solubilidad depende:
1. Soluto 2. Solvente 3. Temperatura 4. Presión (para gases)

75 Influencia del solvente
La regla es : Lo semejante disuelve a lo semejante

76 Diagrama de las entalpias de disolucion para el NaCl y el octano en hexano

77 Disolucion de NaCl en dos solventes distintos

78 La solubilidad depende:
1. Soluto 2. Solvente 3. Temperatura 4. Presión (para gases)

79 Solubilidad y temperatura . Líquidos- Sólidos
Temperatura (C) Solubidad(g soluto/100 g H2O) La solubilidad aumenta con la T, si la disolución es endotérmica. La solubilidad disminuye con la T, si la disolución es exotérmica.

80 Solubilidad y temperatura – Gases- liquido
P = 1 atm Solubilidad (mmol/L) Temperatura ( C)C)

81 La solubilidad depende:
1. Soluto 2. Solvente 3. Temperatura 4. Presión (para gases)

82 Disolución de gases en líquidos
Mínimas interacciones soluto-soluto La solubilidad aumenta con la presión. Mayor presión Equilibrio Aumento de presión Restauración del equilibrio

83 Ley de Henry (1803) Sgas = kH X Pgas A temperatura constante,
Presión del gas (atm) Solubilidad (mg gas/ 100 g de agua) Ley de Henry (1803) A temperatura constante, Sgas = kH X Pgas La solubilidad del gas en un liquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución.

84 Aplicación de la ley de Henry
¿Que pasa cuando destapo una gaseosa? El aire y CO2 esta a una P saturada de vapor de agua. CO2(g) + H2O  H2CO3 Cuando se destapa, la P de CO2 cae a 0,03 atm,  la solubilidad y por lo tanto el CO2 que sobre se escapa de la solución. CO2 bajo presión CO2 disuelto en la solución  Presion de CO2 Burbujas de CO2 que salen de la solución

85 Aplicaciones de la ley de Henry.
Solubilidad del CO2 es 33 mM a 25°C y 1 atm Solubilidad del O2 es mM a 25°C y 1 atm

86 Clasificadas según su tamaño
Mezclas Homogéneas Heterogéneas puede ser Clasificadas según su tamaño coloidales Soluciones pueden ser formadas por solubilidad sobresaturada No saturada soluto solvente relación soluto-solvente máxima saturada depende de presión temperatura Ley de Henry expresada por Formación depende de fuerzas intermoleculares entre 1- soluto-soluto 2- solvente-solvente 3- soluto-solvente se refleja en Calor de la solución Hsoln Entropía de la Ssoln cantidades relativas se expresan Unidades de concentración incluyen Molaridad (M) Molalidad (m) Porcentaje en peso (%) Fracción molar (x)

87 Bibliografía Chang R. Química. 9na edición. Ed Mc. Graw Hill. Capítulos 11 y 12