UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II

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1 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Enlaces Químicos I: Conceptos Básicos Símbolos Lewis (Cap. 9 sec. 9.1) Enlace Iónico (Cap. 9 sec. 9.2) Enlace Covalente (Cap. 9 sec. 9.4) Electronegatividad (Cap. 9 sec. 9.5) Enlaces Químicos II Geometría Molecular (Cap. 10 sec. 10.1) Teoría de Enlace de Valencia y de Orbital Molecular(Cap. 10 sec. 10.3)

2 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Gases Sustancias que Existen Como Gases (Cap. 5 sec. 5.1) Presión de un Gas (Cap. 5 sec. 5.2) Las Leyes de los Gases (Cap. 5 sec. 5.3) Ecuación del Gas Ideal (Cap. 5 sec. 5.4) Ley de Presiones Parciales de Dalton (Cap. 5 sec. 5.6) Teoría de Cinética Molecular de los Gases (Cap. 5 sec. 5.7)

3 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Fuerzas Intermoleculares y Líquidos y Sólidos La Teoría Cinético Molecular de Sólidos y Líquidos (Cap. 11 sec. 11.1) Fuerzas Intermoleculares (Cap. 11 sec. 11.2) Propiedades de los Líquidos (Cap. 11 sec. 11.3) Propiedades y Estructura de Agua (Cap. 11 sec. 11.3) Características Estructurales de Sólidos (Cap. 11 sec. 11.6) Cambios de Fase (Cap. 11 sec. 11.8)

4 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Propiedades Físicas de Soluciones Tipos de Soluciones (Cap. 12 sec. 12.1) Visión Molecular del Proceso de Solución (Cap. 12 sec. 12.2) Unidades de Concentración (Cap. 12 sec. 12.3) El Efecto de la Temperatura en la Solubilidad (Cap. 12 sec. 12.4) El Efecto de la Presión en la Solubilidad de Gases (Cap. 12 sec. 12.5) Propiedades Coligativas en Soluciones No-Electrolíticas (Cap. 12 sec. 12.6) Propiedades Coligativas en Soluciones Electrolíticas (Cap. 12 sec. 12.7) Coloides (Cap. 12 sec. 12.8)

5 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Enlaces Químicos I: Conceptos Básicos Símbolos Lewis Es una representación de un átomo donde el símbolo del elemento representa el núcleo. Los electrones de valencia son representados por puntos alrededor del símbolo del elemento.

6 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Electrones de Valencia: Tabla Periódica Una alternativa simple (ej. elementos representativos) es referirse a la tabla periódica y fijarse al grupo que pertenece el elemento. El número de electrones de valencia es el mismo que el número Romano en la parte superior del grupo. Ej: Calcio, Ca, está en grupo IIA. El número de valencia de electrones es 2. Fósforo, P, está en grupo VA. El número de valencia de electrones es 5.

7 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
La Regla del Octeto De acuerdo a la regla del octeto, los átomos ganarán o perderán suficientes electrones para que su configuración electrónica en su nivel de mayor energía se parezca a la de los gases nobles. Este arreglo usualmente consiste de 8 electrones en el nivel de valencia. Ion Simple Un ion simple es un átomo que ha adquirido una carga positiva o negativa ganando o perdiendo uno o más electrones.

8 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Ejemplos de ion simple Magnesio, Mg, tiene 2 e- de valencia que pierde para formar un ión simple con carga +2. El ión se escribe como Mg2+. Oxígeno, O, tiene 6 e- de valencia. Este tiende a ganar 2 e- para formar un ión simple con carga -2. El ión se escribe como O2-. Cloro, Cl, tiene 7 e- de valencia. Este tiende a ganar 1 e- para formar un ión simple con carga -1. El ión e escribe como Br -.

9 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Enlace Iónico: es la fuerza electrostática que mantiene los iones unidos en un compuesto iónico. Compuestos Iónicos Ejemplo: Na2S Sodio es un metal del grupo IA y formará iones de sodio con el símbolo Na+. Azufre es un no-metal del grupo VIA y formará iones de azufre con el símbolo S2-. Para balancear las cargas se requieren 2 iones de Na+ y uno de S2- . Los dos iones de Na+ proveen 2 cargas positivas y un ión de S2- provee 2 cargas negativas. La fórmula es Na2S.

10 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Ejemplo Compuesto Iónico Aluminio y Oxígeno: Aluminio está en el grupo IIIA (metal) y formará iones con el símbolo Al3+. Oxígeno está en el grupo VIA (nonmetal) y formará iones con el símbolo O2-. Para balancear las cargas positivas y negativas se necesitan dos 2 iones de Al3+ y 3 iones de O2-. La fórmula es Al2O3.

11 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos Iones Poliatómicos son grupos de átomos enlazados covalentemente y contienen carga eléctrica. La mayoría tienen carga negativa. En la fórmula el símbolo del metal se escribe primero y luego la fórmula del ión poliatómico. Debe haber igual número de cargas positivas y negativas representadas en la fórmula. Cuando se necesita más de un ión poliatómico en la fórmula, se utiliza paréntesis alrededor del ión poliatómico y se pone en la parte inferior derecha el número correspondiente.

12 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Ejemplos de Iones Poliatómicos

13 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Enlace Covalente Un enlace covalente es un tipo de enlace donde la regla del octeto se cumple cuando los átomos comparten los electrones de valencia. Ejemplo: F2. Los átomos que comparten uno o más de un par de electrones están atraídos entre si a los electrones compartidos. La atracción hacia cada uno se llama un enlace covalente. Puede ser representado por el par de e- compartidos o por una línea sencilla entre los átomos.

14 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Enlace Covalente El compartir electrones que resulten en enlaces covalentes puede ocurrir entre átomos iguales o diferentes. Moléculas como Cl2, O2 y N2 se forman cuando se comparten e- entre átomos iguales. Moléculas como H2O, CH4 , CO2 se forman cuando se comparten e- entre átomos diferentes. Los enlaces covalentes pueden ser enlaces sencillos, dobles y triples.

15 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Ejemplos de Enlaces Covalentes

16 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Ejemplos de Enlaces Covalentes

17 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Comparación de Propiedades entre Compuestos Covalentes e Iónicos Compuestos Covalentes Existen 2 tipos de fuerza atractivas. Fuerza o Entalpía de Enlace Fuerzas Intermoleculares Son usualmente gases, líquidos o sólidos (bajo punto de fusión). Poco solubles en agua. No están tan fuertemente unidos porque las fuerzas intermoleculares son débiles comparadas a la fuerza entre los átomos. Compuestos Iónicos Fuerzas electrostáticas son más fuertes . Son usualmente sólidos a temperatura ambiente y tienen punto de fusión altos. Muchos son solubles en agua y la solución acuosa conduce electricidad ya que poseen cationes y aniones que se mueven en la solución.

18 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Electronegatividad Existen compuestos con enlaces donde lo electrones ni están compartidos exactamente ni existe una transferencia completa de éstos. Estos compuestos forman enlaces polares covalentes. Esta propiedad se explica con el concepto de electronegatividad. Es la habilidad de un átomo en atraer hacia si los electrones en un enlace químico. Atomos con afinidad electrónica (atraer electrones fácilmente) y energía de ionización (no pierde electrones fácilmente) altas, tiene también alta electronegatividad.

19 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Atomos de elementos con grandes diferenciales de electronegatividad entre ellos tienden a formar enlaces iónicos (NaCl, CaO). Generalmente, un enlace iónico une un átomo de un elemento metálico y uno no metálico. Atomos de elementos con electronegatividades comparables tienden a formar enlaces polares covalentes. La mayoría de los enlaces covalentes ocurren con elementos no metálicos.

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21 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Enlaces Químicos II Se utilizan dos teorías de mecánica cuántica para describir la formación de enlaces covalentes y de la estructura electrónica de una molécula. Teoría de Enlace de Valencia El nivel de valencia es el más lejano nivel ocupado por los electrones que van a participar en los enlaces químicos. Se asume que los electrones en una molécula ocupan los orbitales atómicos solamente en los átomos individuales. Teoría de Orbital Molecular Se asume la formación de orbitales moleculares a partir de los orbitales atómicos.

22 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Geometría Molecular Se utiliza el modelo VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion). Establece la geometría (forma) de la molécula teniendo en cuenta el arreglo de electrones alrededor de un átomo central y la repulsión electroestática entre los pares de electrones.

23 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Gases Sustancias que Existen Como Gases Composición de la Atmósfera 78% N2 , 21% O2 , 1 % otros gases incluyendo CO2 H2 , N2 , O2 , O3 , F2 , Cl2 , He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn HF, HCl, HBr, HI, CO, CO2, NH3, NO, NO2, N2O, SO2 , H2S, HCN Características Físicas Ocupan el volumen y asumen la forma del recipiente. Los más comprimibles entre los tres estados de la materia. Se mezclan completa y uniformemente en un contenedor. Tienen densidad menor comparados con sólidos y líquidos.

24 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Gases: Presión, Volumen, y Temperatura Visión Cinética Molecular de Sólidos, Líquidos, y Gases

25 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Presión Se define como una fuerza sobre una unidad de área de una superficie donde la fuerza actúe. En cálculos usando la ley de gases, la presión se expresa usualmente en unidades relacionadas a la presión atmosférica.

26 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
La temperatura de una muestra de gas es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas del gas en la muestra. Se utiliza la escala de temperatura Kelvin en los cálculos de leyes de gases. Cero Absoluto Una temperatura de 0 K se conoce como cero absoluto. Es la temperatura donde las moléculas de un gas no tienen energía cinética porque no tienen movimiento. En la escala Celsius cero absoluto es igual a -273°C.

27 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Relación entre Presión, Volumen y Temperatura para Gases: Observación a Nivel Macroscópico y Relaciones Físicas y Matemáticas Relación Presión-Volumen: Ley de Boyle La presión de una cantidad fija de gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. P  1/V , P = k (1/V) P1 V1 = k = P2 V2 Relación Temperatura-Volumen y Temperatura-Presión: Ley de Charles y Guy-Lussac El volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. V  T, V = k (T) V1 / T1 = V2 / T2 La presión de un gas con una cantidad fija de gas y constante volumen es directamente a la temperatura. P  T, P = k (T) P1 / T1 = P2 / T2

28 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Relación Volumen-Cantidad de Gas: Ley de Avogadro A presión y temperatura constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de gas presente. V n , V = k (n) Ley Combinada de Gases Ley de Boyle y de Charles se pueden combinar y forman lo que se llama la ley de gas combinada y se escribe matemáticamente como: Se puede expresar en otra manera útil para calcular condiciones iniciales o finales de la muestra del gas.

29 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Ecuación de un Gas Ideal Permite hacer cálculos donde varían la cantidad del gas, la temperatura, la presión, y el volumen. PV= nRT P = presión, V = volumen, T = temperatura Kelvin, n = cantidad del gas (moles) R = constante de gas universal Gas Ideal Gas hipotético al cual su comportamiento de presión, volumen, y temperatura puede ser estudiado usando las leyes de gases. Gases Reales Se estima que a 0o C ( K) y 1 atm muchos gases reales se comportan como ideales. Se ha medido experimentalmente que 1 mole de un gas a estas condiciones ocupa L. Se le conoce como condición STP.

30 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Presiones Parciales de Gases: Ley de Dalton La presión total ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas en la mezcla.

31 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Presiones Parciales de Gases: Ley de Dalton Pi = Xi PT , Xi = ni / nT fracción molar Gas A, Gas B XA = nA / nT XB = nB / nT ¿Cómo explicar el comportamiento físico que se observa en los gases a nivel macroscópico?

32 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
La teoría cinética molecular de la materia es una herramienta útil para explicar las propiedades que se observan en los tres estados de la materia: sólido, líquido y gas. Postulado 1: La materia está compuesta de partículas llamadas moléculas. Postulado 2: Las partículas en la materia están en constante movimiento. Por lo tanto poseen energía cinética. Postulado 3: Las partículas poseen energía potencial como resultado de la atracción o rechazo entre sí. Postulado 4: La velocidad promedio de una partícula aumenta a medida que aumenta la temperatura. Postulado 5: Las partículas transfieren energía unas a otras durante choques inter-particulares y no hay pérdida neta de energía en el sistema donde estén.

33 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Conceptos Relacionados a la Teoría Cinética Molecular El movimiento molecular es una forma de energía que se puede definir como la capacidad de hacer trabajo o producir un cambio. En términos mecánicos, trabajo se define como fuerza x distancia. Energía = trabajo realizado = fuerza x distancia La unidad de energía en SI es joule (J) = 1 kg m2 / s2 Energía Cinética (KE) es energía usada por un objeto en movimiento o energía de movimiento. KE = ½ mv2 ; m = masa de la molécula , v2 = promedio del cuadrado de la velocidad. KE promedio  T, ½ mv2  T La temperatura de un gas es una medida del promedio de KE de las moléculas. Es una indicación del movimiento aleatorio de las moléculas- a mayor temperatura, las moléculas son más energéticas.

34 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Fuerzas Intermoleculares y Líquidos y Sólidos Teoría Cinética Molecular de Líquidos y Sólidos Estado Volumen/ Forma Densidad Compresibi- lidad Movimiento Molecular Gas Asume volumen y forma del contenedor Baja Bien Alta Libre Líquido Volumen definido y asume forma del contenedor Alta Ligeramente Deslizamiento libre Sólido Volumen y forma definida Casi nada Vibración en posición fija.

35 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Fuerzas Intermoleculares (Dipolo-Dipolo, Dipolo Inducido-Dipolo, Fuerzas de Dispersión: Fuerzas van der Waals) Fuerzas de atracción entre moléculas. Responsables de propiedades de la materia como punto de fusión y de ebullición. Aumentan a medida que aumentan las fuerzas intermoleculares. Fuerzas Dipolo-Dipolo: fuerzas de atracción entre moléculas polares que poseen momentos dipolos (medida cuantitativa de la polaridad de un enlace). (HF, HCl, HBr, HI, H2O, H2S, NH3 , SO2 ) Fuerzas Dipolo Inducido-Dipolo: el dipolo de una molécula no polar es inducido por la proximidad de un ión o una molécula polar.

36 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Fuerzas de Dispersión: fuerzas de atracción que resultan de dipolos inducidos temporeramente en átomos o moléculas. (Fuerzas de London) Depende de la polarizibilidad de éstos, cuán fácil la distribución de electrones puede ser impactado. En general, mientras más electrones, hay más densidad electrónica sobre mayor espacio (volumen) y los electrones tendrán menos influencia por el núcleo. Por lo tanto, mayor será la polaridad. Aumentan a medida que aumenta la masa molar ya que moléculas grandes tienen más electrones. Fuerzas Ión-Dipolo: fuerzas de atracción entre un ión (catión o anión) y una molécula polar.

37 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Enlaces de Hidrógeno Interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno en un enlace polar (N-H, O-H, F-H) y un átomo electronegativo (O, N, F). Propiedades de Líquidos Tensión Superficial: Cantidad de energía requerida para estirar o aumentar la superficie de un líquido por una unidad de área (ej. 1 cm2 ). Líquidos con grandes fuerzas intermoleculares tienen grandes tensiones superficiales. Los enlaces de hidrógeno son responsables de la tensión superficial del agua. Acción capilar Cohesión: atracción intermolecular entre moléculas iguales. Adhesión: atracción entre diferentes moléculas (i.e. agua y los lados del tubo de cristal). Viscosidad Medida de la resistencia de un líquido a fluir.

38 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Propiedades y Estructura del Agua Excelente solvente con muchos compuestos iónicos y otras sustancias capaces de formar enlaces de hidrógeno con el agua. Puede absorber gran cantidad de energía cuando sube la temperatura. Subir la temperatura significa aumentar la energía cinética molecular. Tiene alta especificidad calórica (cantidad de calor necesario para subir la temperatura de 1 gramo de agua, 1 grado C: (J/g) oC. Se debe a la gran cantidad la enlaces intermoleculares de hidrógeno que romper. En su estado sólido es menos denso que en su estado líquido. Por lo tanto, el hielo flota. El ordenamiento molecular de los cristales de hielo no permiten que las moléculas se acerquen mucho unas a otras.

39 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Características Estructurales de Sólidos Se dividen en sustancias cristalinas o amorfas. Estructura Cristalina Los átomos, moléculas, o iones ocupan una posición específica ordenada y rígida. El arreglo de éstos es tal que las fuerzas intermoleculares están en su máximo. Las fuerzas responsables por la estabilidad de un cristal pueden ser fuerzas iónicas, enlaces covalentes, de van der Waals, enlaces de hidrógeno o una combinación de éstas.

40 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Características Estructurales de Sólidos Tipos de Cristales Tipo de Cristal Fuerza Unificadora Propiedades Generales Ejemplos Iónico Atracción Electrostática Duros, Quebradizo, Alto Punto de Fusión, Pobres Conductores de Calor y Electricidad NaCl, LiF, MgO, CaCO3 Covalente Enlace Covalente Duros, Alto Punto de Fusión, Pobres Conductores de Calor y Electricidad C (diamante), SO2 (cuarzo) Moléculas Fuerzas de Dispersión y Dipolo-Dipolo, Enlaces de Hidrógeno Suaves, bajo punto de fusión, Pobres Conductores de Calor y Electricidad Ar, CO2 , I2 , C12 H22 O11 Metálico Enlace Metálico Suave a duro, bajo a alto punto de fusión, buenos conductores de calor y electricidad Todos los elementos metálicos (Na, Mg, Fe, Cu)

41 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Cambios de Fase (Estado) Cambios en estado usualmente ocurren cuando se añade o remueve calor (energía) a la sustancia. Cuando se añade energía se conoce como un proceso endotérmico. Cuando se remueve (libera) calor en el cambio de estado se conoce como un proceso exotérmico.

42 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Propiedades Físicas de Soluciones Soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias donde los componentes están presentes como átomos, moléculas, o iones. Solvente de una solución El solvente de una solución es la sustancia con la mayor concentración presente en la solución. Soluto de una solución El soluto de una solución es la sustancia presente en una concentración menor a la del solvente. Una solución puede contener más de un soluto.

43 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Estados físicos de soluciones El estado físico de una solución (sólido, líquido, gas) es usualmente igual as del estado físico del solvente.

44 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Solubilidad La solubilidad de un soluto es la cantidad máxima del soluto que se puede disolver en una cantidad específica de solvente en unas condiciones específicas de temperatura y presión.

45 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Sustancia soluble Este término es usado para describir una sustancia que se disuelve extensivamente en el solvente. Sustancia insoluble Este término es usado para describir una sustancia que no se disuelve extensivamente en el solvente.

46 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Inmiscible Describe a líquidos que no son solubles entre ellos. No forman una solución.

47 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Proceso de solución El proceso de solución envuelve las interacciones entre las moléculas del solvente y las partículas del soluto.

48 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Proceso de solución Está influenciada por dos factores principales: Energía: proceso exotérmico o endotérmico Tendencia inherente natural al desorden Ej. Soluto iónico en Solvente polar

49 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Solubilidad de Solutos Polares en Solvente Polar Amonia Disuelta en Agua: Las moléculas polares de amonia se disuelven en moléculas polares de agua. La mezcla es efectiva porque ambas moléculas interactúan a través de enlaces de hidrógeno.

50 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Solutos No Polares en Solventes Polares Varios gases como O2, N2, H2, CO2 no son muy solubles porque son no polares. Sabemos que hay oxígeno disuelto en agua lo suficiente para que los peces pueden “respirar” y sustraer el O2 . Bióxido de Carbono es soluble en agua. Esto lo observamos en botellas tapadas de refrescos carbonatados. ¿Qué sucede cuando destapamos la botella? ¿Qué sucede cuando dejamos la botella destapada por un largo período de tiempo? Los compuestos no polares más comunes son los hidrocarburos. Estos tienen muchos enlaces no polares como C-C and C-H. Hidrocarburos se encuentra presentes en aceites, grasas (fats), solventes en “dry cleaning”, turpentine, acetona y gasolina.

51 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Proceso de solución Un soluto no se disuelve en un solvente si: las fuerzas entre las partículas del soluto son tan fuertes que no se afectan por las interacciones con las partículas del solvente. las partículas del solvente están atraídas entre si más fuertemente que hacia las partículas del soluto. Una “regla” conocida para describir solubilidad es “igual disuelve a igual” (“like dissolves like”). Solventes Polares disuelven solutos polares o iónicos. Solventes No Polares disuelven solutos no polares o no iónicos.

52 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Factores que ayudan en el proceso de disolución Reducir el tamaño del soluto (moler o pulverizar). Las partículas pequeñas proveen mayor área de superficie para interaccionar con el solvente y se disuelven más rápido que partículas grandes. Calentar el solvente. Las moléculas del solvente se mueven más rápido y chocan más frecuentemente con el soluto a altas temperaturas. Mover o agitar la solución. Ayuda a dispersar el soluto entre el solvente y promueve que el solvente no saturado interaccione con el soluto.

53 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Efecto de la temperatura en la solubilidad

54 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Efecto de la Presión en la Solubilidad de Gases Ley de Henry: la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la solución. C = kP

55 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Osmosis Cuando soluciones con distintas concentraciones de soluto son separadas por una membrana semipermeable, el solvente tiende a fluir (migrar) a través de la membrana de la solución de menor concentración hacia la solución de mayor concentración. Cuando la solución de mayor concentración se somete a suficiente presión, el flujo osmótico del solvente hacia la solución puede ser detenido. La presión necesaria para prevenir el flujo osmótico del solvente hacia la solución se llama presión osmótica de la solución. Ejemplos de osmosis: Las raíces de las plantas absorben agua del suelo. Muchas raíces finas componen mayor área de superficie. Agua entra y sale de las células en el cuerpo humano

56 UNIDAD 3 VISION MACROSCOPICA Y MICROSCOPICA DE LA MATERIA PARTE II
Coloides Es una dispersión de partículas de una sustancia (fase dispersada) a través de un medio hecho de otra sustancia. Medio Dispersante Fase Dispersada Nombre Ejemplo Gas Líquido Aerosol Niebla Sólido Humo Foam Whipped Cream Emulsión Mayonesa Sol Leche de Magnesia Foam Plásticos Gel Jalea, Mantequilla