FASES CONDENSADAS SÓLIDOS Y LÍQUIDOS

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1 FASES CONDENSADAS SÓLIDOS Y LÍQUIDOS
LAS FASES CONDENSADAS SON EL RESULTADO DE LAS FUERZAS DE ATRACCIÓN ENTRE ÁTOMOS, IONES o MOLÉCULAS. ÉSTOS FORMAN SÓLIDOS CUANDO NO TIENEN ENERGÍA SUFICIENTE COMO PARA ESCAPAR DE SUS VECINOS. FORMAN LÍQUIDOS CUANDO PUEDEN MOVERSE EN RELACIÓN CON SUS VECINOS PERO NO ALEJARSE TOTALMENTE DE ELLOS.

2 SÓLIDOS Todos los sólidos presentan dos propiedades físicas que los caracterizan, tienen forma y volumen propio. Esto se debe a que las fuerzas de cohesión que mantienen unidas sus unidades fundamentales son muy intensas, permitiendo que éstas tengan, tan solo, movimientos de vibración en su sitio.

3 Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos.
En un sólido cristalino sus unidades (átomos, iónes o moléculas) están ordenadas en disposiciones bien definidas. Por este motivo tienen superficies planas o caras con ángulos bien definidos. Ejemplos: amatista, cuarzo, diamante. AMATISTA

4 En un sólido amorfo (del griego “sin forma”)
las partículas no siguen una estructura ordenada, por lo cual estos sólidos carecen de forma y caras bien definidas. Los más conocidos son el hule y el vidrio.

5 matriz tridimensional de Puntos, formada por repetición de celdas
EL ARREGLO DE ÁTOMOS, IONES O MOLÉCULAS SE DETERMINA EXPERIMENTALMENTE POR DIFRACCIÓN DE RAYOS X. ASÍ SE COMPROBÓ QUE TODO SÓLIDO CRISTALINO ESTA FORMADO POR: Celdas unitarias: son las unidades de repetición que conforman un sólido cristalino. Red cristalina: es una matriz tridimensional de Puntos, formada por repetición de celdas unitarias.

6 TIPOS DE SÓLIDOS Las propiedades físicas de los sólidos cristalinos, como su punto de fusión y su dureza, dependen tanto del acomodo de las partículas como de las fuerzas que las mantienen unidas. Así los sólidos pueden clasificarse de acuerdo a los fuerzas actuantes en ellos en: SÓLIDOS IÓNICOS. SÓLIDOS DE RED COVALENTES. SÓLIDOS MOLECULARES. SÓLIDOS METÁLICOS.

7 CÚBICA CENTRADA EN CARAS
SÓLIDOS IÓNICOS Consisten en iones que se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas. Éstas, si bien son intensas, dependen de la carga y del tamaño de los iones (a mayor carga y menor tamaño, la fuerza es mayor). Ejemplos: NaCl – MgO – LiF – CaO -KCl - AgCl EL NaCl ES UN SÓLIDO TÍPICO CON ESTRUCTURA CÚBICA CENTRADA EN CARAS

8 PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS IÓNICOS.
Son sólidos duros y quebradizos. Poseen altos puntos de fusión. Baja conductividad térmica. Son malos conductores de la electricidad en estado sólido. Es de hacer notar que las sustancia iónicas se denominan, en algunos casos, electrolitos pues en estado líquido o disueltas en agua conducen la electricidad.

9 SÓLIDOS DE RED COVALENTE
Consisten en átomos unidos en grandes redes o cadenas mediante enlaces covalentes. Dado que estos enlaces son más intensos, los sólidos son duros y sus puntos de fusión son más altos que los sólidos moleculares. Ejemplos GRAFITO ( C ) – DIAMANTE ( C ) – CUARZO ( Si O2 ) – CARBURO DE SILICIO ( Si C) – NITRURO DE BORO ( BN )

10 Variedades alotrópicas del carbono: diamante y grafito
DIAMANTE: cada átomo de carbono está unido a cuatro átomos vecinos en configuración tetraédrica. GRAFITO: los átomos se disponen en anillos hexagonales interconectados, unidos a 3 átomos vecinos y dejando un electrón libre.. DIAMANTE: sólido muy duro y de elevadísimo punto de fusión (3550ºC) GRAFITO: buen conductor de la electricidad y grasoso al tacto.

11 SÓLIDOS MOLECULARES

12 SÓLIDOS METÁLICOS SON LLAMADOS SIMPLEMENTE METALES.
LOS CATIONES DE UN METAL SE MANTIENEN UNIDOS POR SU INTERACCIÓN CON EL “MAR DE ELECTRONES” FORMADO POR LOS ELECTRONES QUE HAN PERDIDO A FIN DE ESTABILIZARSE. ESTOS ELECTRONES SE DENOMINAN DESLOCALIZADOS PUES NO PERTENECEN A NINGUN ÁTOMO, SINO QUE FORMAN ESTE “MAR”. .

13 HIERRO LA FUERZA QUE MANTIENE UNIDOS LOS ÁTOMOS METÁLICOS VARÍA CONSIDERABLEMENTE PUES DEPENDE DEL NÚMERO DE ELECTRONES DISPONIBLES PARA LOS ENLACES. ESTE HECHO HACE QUE LAS PROPIEDADES FÍSICAS SEAN VARIABLES DE UN METAL A OTRO.

14 Propiedades de los metales
Desde blandos hasta muy duros. Punto de fusión desde bajos hasta altos. Excelente conductividad térmica y eléctrica. Dúctiles (hilos o alambres). Maleables (pueden martillarse hasta armar láminas). No cambia la atracción entre las capas. Éstas se desplazan sin romperse

15 TIPO DE SÓLIDO EJEMPLOS FUERZAS INTERACTUANTES PROPIEDADES
Molecular Argón (Ar) metano (CH4) hielo (H2O) Blandos, Puntos de fusión bajos o moderadamente altos, Baja conductividad térmica y eléctrica. De red covalente Diamante (C) Cuarzo (SiO2) Muy duros, punto de fusión muy alto, comúnmente baja conductividad térmica y eléctrica. Iónico Na Cl Ca (NO3)2 Duros, quebradizos, alto punto de fusión, baja conductividad térmica y eléctrica. Metálico Todos los elementos metálicos, como el Cu, Al, Fe, W Desde blandos hasta muy duros, Punto de fusión desde bajos hasta altos. Excelente conductividad térmica y eléctrica. Dúctiles y Maleables

16 LÍQUIDOS: UN ESTADO INTERMEDIO DE LA MATERIA
http//:dta.utalca.cl/quim/

17 CARACTERÍSTICAS DE LOS LÍQUIDOS
No tienen formas definidas Tienen volumen definido Tienen densidad elevada Son fluidos Difunden a través de otros líquidos Sus partículas se presentan bastante próximas entre si Las partículas poseen movimiento al azar en tres dimensiones

18 TEORIA CINETICO MOLECULAR. 1
Las fuerzas intermoleculares entre partículas vecinas las mantienen próximas, por esto casi no hay espacios vacíos. En consecuencia son poco compresibles. Las partículas tienen suficiente energía cinética como para superar parcialmente las fuerzas atractivas. Las partículas son capaces de deslizarse entre si y adoptar la forma del recipiente.

19 TEORIA CINETICO MOLECULAR. 2
Su superficie es lisa debido a las fuerzas intermoleculares que las atraen entre si y hacia el interior del líquido Difunden en otros líquidos, en los que son muy miscibles, la difusión es lenta a temperaturas normales. Imagen: difusión de una solución acuosa de KMnO4 en agua. www. kalipedia. com

20 TEORIA CINETICO MOLECULAR. 3
Las separaciones medias entre las partículas de los líquidos son mucho menores que en los gases por esto los líquidos tienen densidades mucho mayores que los gases. GASES LÍQUIDOS

21 TEORIA CINETICO MOLECULAR. 4
La disminución de la temperatura disminuye la energía cinética de las moléculas. Si las fuerzas atractivas superan la energía cinética se produce “solidificación”

22 PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
Las propiedades de los líquidos dependen de su naturaleza y de las fuerzas intermoleculares presentes en ellos. Por esto varían notablemente de un líquido a otro.

23 Las principales propiedades del estado líquido son:
Viscosidad Tensión superficial Acción capilar Evaporación Condensación Presión de vapor Punto de ebullición

24 VISCOSIDAD: ¿Qué es? ¿En que unidades se mide?
Es la resistencia de un líquido a fluir. A mayor viscosidad mayor resistencia a fluir (ej. la miel es más viscosa que el agua, pues posee más resistencia a fluir). Se manifiesta solo en líquidos en movimiento, ya que en reposo solamente actúa la gravedad (g) ¿En que unidades se mide? La viscosidad se mide en: cSt = mm2/seg. (Centistokes), ó cP =cSt/ (Centipoises) según el sistema internacional. Antiguamente se utilizaban los Segundos Saybolt Universales (SSU), sistema ahora en desuso.

25 ¿A qué se debe? La viscosidad se produce por el efecto de corte o deslizamiento que produce el movimiento de una capa de fluido con respecto a otro. Este movimiento produce una fuerza tangencial a la que se oponen las moléculas de la capa inferior. Puede considerarse como causada por el rozamiento ó fricción interna entre las moléculas y se presenta tanto en líquidos como en gases aunque en éstos suele ser despreciable. representación de una fuerza tangencial (

26 ¿De que factores externos depende?
La viscosidad es característica tanto de los gases como de los líquidos, aunque éstos presentan coeficientes de viscosidad mucho más altos que los gases. Los superfluidos presentan viscosidad cero. Los coeficientes de viscosidad en la mayoría de los casos disminuyen al aumentar la temperatura, ya que la mayor energía cinética de las moléculas les permite superar las fuerzas intermoleculares. La presión tiene poca o nula incidencia dado que es un estado condensado. En los líquidos el factor dominante para determinar la viscosidad es la interacción molecular.

27 ¿Cómo influyen las fuerzas intermoleculares?
Las sustancias con fuerzas intermoleculares mayores serán más viscosas. Las sustancias con posibilidad de formar puentes de hidrógeno tienen altas viscosidades (glicerina). El incremento de tamaño y área superficial de las moléculas aumenta las fuerzas de London y en consecuencia la viscosidad. Cuanto más largas son las moléculas más difícil les resulta fluir. Ejemplo de la viscosidad de la leche y el agua. Líquidos con altas viscosidades no forman salpicaduras. (

28 TENSION SUPERFICIAL Es el fenómeno por el cual la superficie de un líquido se comporta como una pequeña película elástica. Puede representarse como la cantidad de energía necesaria para aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. A nivel microscópico se debe a que las moléculas del interior están sometidas a distintas fuerzas que las de la superficie. La tensión superficial puede afectar impidiendo, por ejemplo, el hundimiento de un clip en el agua. (masabadell.files.wordpress.com/2007/11/robert...)

29 ¿A que se debe este efecto?
Las moléculas del interior son atraídas en todas las direcciones por las fuerzas intermoleculares. Las moléculas de la superficie son atraídas por las moléculas vecinas hacia los costados y hacia adentro. Estas atracciones hacia el interior provocan que la superficie se tense como una película elástica. Los sistemas tienden a estar en el estado energético mas bajo posible. Como las moléculas del interior del líquido tienen menor energía promedio, el sistema tiende a bajar su energía disminuyendo el número de moléculas en la superficie.

30 El agua no moja la superficie cerosa de las manzanas
El principal efecto de la tensión superficial es que el líquido tiende a reducir su superficie para un volumen dado, por esto adoptan forma esférica. Las gotas de los líquidos adoptan esa forma cuando están en contacto con una superficie con la que la atracción es mínima. Cuando el líquido tiene afinidad con la superficie “la moja”.

31

32 ACCION CAPILAR Se denomina de esta manera al ascenso de un líquido a través de un tubo de pequeño diámetro (capilar) que está sumergido en aquel. Actúan fuerzas: Cohesivas, entre moléculas semejantes Adhesivas, entre moléculas diferentes

33 Formación del menisco El menisco de un líquido es la superficie curva que se forma en un tubo angosto. Menisco cóncavo: las fuerzas adhesivas superan a las cohesivas Ej.: agua. Menisco convexo: las fuerzas cohesivas superan a las adhesivas Ej.:mercurio. Menisco cóncavo Menisco convexo

34 ¿Por qué asciende el líquido?
Cuando la parte inferior de un capilar se coloca verticalmente, en contacto con un líquido como el agua, se forma un menisco cóncavo; la tensión superficial succiona la columna líquida hacia arriba hasta que el peso del líquido sea suficiente para que la fuerza de la gravedad se equilibre con la tensión superficial.

35 ¿Cuánto ascenderá el líquido?
El peso de la columna líquida es proporcional al cuadrado del diámetro del tubo. Un tubo angosto succionará el líquido en una longitud mayor que un tubo ancho. Así, un tubo de vidrio de 0,1 mm de diámetro levantará una columna de agua de 30 cm.

36 Ejemplos de acción capilar
Debido a la acción capilar el agua sube por los intersticios de un terrón de azúcar o sobre un trozo de papel secante. Es en parte también gracias a este efecto que el agua puede subir a través de los conductos de una planta para transportar nutrientes.

37 EVAPORACION Es el proceso por el cual las moléculas de la superficie del líquido pasan a la fase gaseosa. La velocidad del proceso aumenta con el aumento de la temperatura. La evaporación produce descenso de la temperatura del líquido. Se debe a que la energía cinética media en el líquido baja al escapar al vapor las moléculas con mayor energía cinética, es por esto que se enfría. Si el sistema es cerrado, las moléculas de vapor al tocar la superficie del líquido podrán ser atrapadas por él y condensar.

38 Equilibrio dinámico Se denomina así a la situación en la cual la velocidad de evaporación es igual a la de condensación. El numero de moléculas que se evapora es igual al de moléculas que se condensan.

39 EVAPORACION y CONDENSACION
Si al sistema lo hiciéramos abierto, las moléculas del vapor difundirían alejándose de la superficie del líquido. Como todos los sistemas tienden a restaurar las condiciones de equilibrio mas moléculas pasarían del líquido al vapor para reponer las moléculas perdidas. Si dejáramos el recipiente destapado, el líquido se evaporaría por completo.

40 PRESION DE VAPOR Es la presión parcial que ejercen las moléculas que pasaron al vapor, sobre la superficie del líquido en el equilibrio, a una temperatura dada. La presión de vapor ó de saturación es la máxima presión que pueden ejercer los vapores a una temperatura (T) dada. El valor de la presión de vapor de un líquido depende de la temperatura. Al aumentar T, aumenta la velocidad de evaporación y el sistema tiende a volver al equilibrio, aumentando la cantidad de moléculas que condensan.

41 PRESION DE VAPOR Con el aumento de T se alcanza un nuevo valor de presión de vapor, mas elevado puesto que hay mas moléculas en el vapor. El valor de la presión de vapor a una T dada es una característica propia de cada líquido. Variación de la presión de vapor de éter, benceno y agua con la temperatura _ archivos/puntoe.jpg

42 PUNTO DE EBULLICION Se denomina así a la T a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa. Si esta última es 1 atm. se lo llama p. de eb. Normal. A esa T en el interior del líquido se forman burbujas, estas suben a la superficie y revientan liberando vapor a la atmósfera. Este proceso es masivo, ocurre en todo el líquido, a diferencia de la evaporación que se da a nivel superficial.

43 PUNTO DE EBULLICION Cuando se suministra calor a un líquido en su p. de eb. la T permanece constante. Todo el calor suministrado se emplea para vencer las fuerzas de cohesión del líquido para formar vapor. El punto de ebullición varía en forma directamente proporcional a la presión externa a la que está sometido el líquido. El punto de ebullición es una de las constantes físicas que caracterizan a las sustancias. Las diferencias entre los p. de eb., a una T dada, se debe a las diferencias en las fuerzas cohesivas de distintos líquidos.

44 Transferencia de calor y cambios de estado
Para alcanzar el punto de ebullición de un líquido debe suministrarse calor. Frecuentemente se trabaja a presión constante (p. atmosférica). El Calor molar de vaporización o Entalpía de vaporización H vap es la cantidad de calor, a presión constante, que se debe suministrar a un mol de líquido en su punto de ebullición para transformarlo en vapor sin que cambie la temperatura. Las unidades que se emplean son kJ/mol ó kc/mol. Si los valores de H son >0, el proceso es endotérmico, el sistema absorbe calor del medio, Por el contrario el proceso es exotérmico cuando libera calor al medio y H es <0.

45 Calores de vaporización, puntos de ebullición y presiones de vapor de algunos líquidos
PM Pvap (torr 20 °C) P.eb. (en °C a 1 atm) H vap en P.eb. (kJ/mol) Agua 18,0 17,5 100 40,7 Etanol 46,1 43,9 78,3 39,3 Benceno 78,1 74,6 80,1 30,8 Dietil éter 74,1 442 34,6 26,0 Tetracloruro de Carbono 153,8 85,6 76,8 32,8 Etilen glicol 67,1 0,1 197,3 58,9

46 ¿Como se interpretan estos datos?
Los valores de la tabla nuevamente reflejan la influencia de las fuerzas atractivas. El agua, el etanol y el etilen glicol presentan puentes de hidrógeno, eso explica sus altos valores de pto. eb. y H vap. Los líquidos con valores elevados de H vap. son útiles como refrigerantes. El benceno por no presentar este tipo de fuerzas cohesivas tiene valores mas bajos y no resulta adecuado.

47 ¿Qué sucede al condensar el vapor?
La condensación es el proceso inverso a la evaporación. El calor de condensación de un líquido es igual en magnitud pero de signo opuesto al calor de vaporización. La vaporización siempre tiene para un líquido H >0, es un proceso endotérmico y la condensación es un proceso exotérmico (H <0).

48 Efectos de las fuerzas intermoleculares sobre las propiedades de los líquidos
LÍQUIDOS VOLÁTILES F. I. débiles LÍQUIDOS NO VOLÁTILES F. I. fuertes Fuerzas cohes. Baja Alta Viscosidad Tensión superf. Presión vapor Veloc. de evap. Punto fusión Bajo Alto Punto ebullic.

49 BIBLIOGRAFIA Atkins, Principios de Química. Ed. Médica Panamericana, 3º Ed. 2005 Whitten, Química General. Mc Graw Hill, 5º Ed. 1998 Chang, Química, Mc Graw Hill, 9º Ed. 2007 Recursos electrónicos: Las imágenes utilizadas indican su origen.