· Fuerzas de dispersión (London)

Presentación del tema: "· Fuerzas de dispersión (London)"— Transcripción de la presentación:

1 · Fuerzas de dispersión (London)
2.-Líquidos y Sólidos » Propiedades de los líquidos · Viscosidad · Tensión superficial » Equilibrio líquido-vapor: · Presión de vapor · Presión de vapor frente a la Tª · Punto de ebullición · Temperatura y presión críticas » Diagramas de fase: » Fuerzas intermoleculares: · Fuerzas de dispersión (London) · Fuerzas dipolares · Enlaces de hidrógeno

2 Calentar o reducir presión
Propiedades de los líquidos Comparación molecular entre sólidos y líquidos Enfriar o comprimir Enfriar Calentar o reducir presión Calentar GASES -Desorden total -Partículas tienen completa libertad de movimiento. -Partículas tienden a estar alejadas entre si - Forma y volumen indeterminado. LÍQUIDOS -Menor desorden -Partículas tienen movimiento relativo entre si -Partículas tienen mayor cohesión (juntas) - Forma determinada al recipiente que los contiene SÓLIDOS -Orden -Partículas fijas en una posición determinada. -Partículas unidas entre si - Forma y volumen determinado

3 Propiedades de los líquidos
Viscosidad La viscosidad es la resistencia de un líquido a fluir.  Un líquido fluye cuando las moléculas resbalan unas sobre otras.  La viscosidad será mayor cuando las fuerzas intermoleculares sean más fuertes. Tensión superficial La energía necesaria para aumentar el área superficial de un líquido.  La superficie de un líquido se comporta como una membrana o barrera  Esto se debe a las desiguales fuerzas de atracción entre las moléculas y la superficie

4 Propiedades de los líquidos
- Fuerzas de cohesión que unen las moléculas unas a otras. - Fuerzas de adhesión que unen las moléculas a la superficie. La forma del menisco en la superficie de un líquido: » Si las fuerzas adhesivas son mayores que las fuerzas de cohesión, la superficie del líquido es atraída hacia el centro del contenedor. Por ello, el menisco toma forma de U. » Si las fuerzas de cohesión son mayores que las de adhesión, el menisco se curva hacia el exterior.

5 Propiedades de los líquidos
Capilaridad: Cuando un tubo de vidrio muy estrecho (capilar) se introduce en un líquido, el nivel del menisco sube y a este efecto se le conoce como capilaridad.

6 Equilibrio líquido-vapor
Presión de vapor Moléculas en estado vapor Moléculas que pasan a vapor (se vaporizan) Moléculas que pasan al líquido (se condensan)

7 Equilibrio líquido-vapor
Cuando la velocidad de condensación se hace igual a la velocidad de vaporización, el líquido y el vapor están en un estado de equilibrio dinámico: La presión ejercida por el vapor se mantiene constante una vez alcanzado el equilibrio dinámico, y se conoce como presión de vapor de un líquido.  La presión de vapor de un líquido siempre aumenta al aumentar la temperatura. Pv Tª

8 Equilibrio líquido-vapor
Punto de ebullición Un líquido hierve a una temperatura a la que su presión de vapor igual a la presión sobre su superficie. Hay dos formas para conseguir que un líquido hierva: · Aumentar la Tª · Disminuir la presión Si Pext = 1 atm  Punto de ebullición normal

9 Cambios de fases Solidificación Fusión Condensación Vaporización
Sublimación Deposición o sublimación regresiva Sólido Gas líquido E N R G I A

10 Cambios energéticos que acompañan a los cambios de fase:
Cambios de estados Cambios energéticos que acompañan a los cambios de fase: Sublimación : Hsub > 0 (endotérmico). Vaporización : Hvap > 0 (endotérmico). Fusión : Hfus > 0 (endotérmico). Deposición : Hdep < 0 (exotérmico). Condensación : Hcon < 0 (exotérmico). Solidificación : Hfre < 0 (exotérmico). ΔHvap = Hvapor – Hliquid = - ΔHcondensation Ejemplo: Vaporización

11 CURVA DE CALENTAMIENTO
Diagramas de fases CURVA DE CALENTAMIENTO Es un representación del cambio de Tª frente al calor añadido Vapor de agua Agua líquida y vapor (vaporización) Agua líquida Hielo y agua liq (fusión) Hielo Calor añadido (cada división corresponde a 4 kJ)

12 Diagramas de fases Un diagrama de fases es un gráfico que muestra las presiones y temperaturas a las que están en equilibrio diferentes fases. (Se representa la T vs P) Presión Punto de : -Ebullición/condensación -Sublimación -Fusión/Congelación Punto Triple Temperatura

13 Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas Intermoleculares Fuerzas de Van der Waals - Fuerzas de London - Fuerzas dipolo-dipolo - Fuerzas por puentes de hidrógeno Dipolos instantáneos. El movimiento de los electrones en el orbital producen polarización no permanente. Dipolos inducidos. Los electrones se mueven produciendo un dipolo en la molécula debido a una fuerza exterior.

14 Fuerzas Intermoleculares
FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON -Son las fuerzas intermoleculares más débiles que hay. » Se producen por la atracción dipolo instantáneo-dipolo inducido. Se producen entre dos moléculas no-polares adyacentes que se afectan mutuamente. El núcleo de un átomo (en la molécula) atrae los electrones del átomo adyacente. Esta atracción causa que la nube de electrones se distorsione. En ese instante se forma una molécula polar, debido al dipolo instantáneo que se forma. » Relacionado con la polarizabilidad en la molécula.

15 Fuerzas Intermoleculares
Fuerzas dipolo-dipolo - Interacción entre un dipolo en una molécula y un dipolo en la molécula adyacente. - Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre moléculas polares neutras. -Son fuerzas más débiles que las fuerzas ión-dipolo.

16 Fuerzas Intermoleculares
Interacciones dipolo-dipolo

17 Fuerzas Intermoleculares
Fuerzas ión-dipolo Interacción entre un ión (Na+ ó Cl-) y un dipolo (una molécula dipolar =agua) - Son las más fuertes de las fuerzas intermoleculares

18 Enlaces por puentes de hidrógeno entre moléculas de HF
Fuerzas Intermoleculares Enlaces de hidrógeno Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas intermoleculares muy fuertes. De los tres tipos de fuerzas de Van der Waals son las más fuertes. El enlace de hidrógeno requiere que el H este unido (enlazado) a un elemento electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes entre compuestos con F, O y N. Enlaces por puentes de hidrógeno entre moléculas de HF

19 Punto de ebullición normal (K)
Fuerzas Intermoleculares Punto de ebullición normal (K) Masa molecular (u)  Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

20 Fuerzas Intermoleculares
Enlaces de hidrógeno en la molécula de agua Alrededor de las moléculas En el sólido En el líquido

21 Propiedades de las sustancias
La mayoría de las sustancias que son gases o líquidos son moleculares a 1atm y 25ºC, pero hay tres tipos de sólidos no moleculares como son sólidos covalentes, iónicos y metales). Tipos de sustancias: 1- Sustancias moleculares 2- Sólidos de red covalentes 3- Sólidos iónicos 4- Metales Características de las sustancias moleculares: Existen como entidades moleculares independientes.(Gases nobles, H2, CO2, I2, CH4, Br2, hidrocarburos, NH3, HCl, ...) No conductoras de la electricidad en estado puro. Son insolubles en agua, pero solubles en disolventes no polares (CCl4 o benceno) Puntos de ebullición y de fusión bajos. (Fuerzas intermoleculares débiles)

22 Propiedades de las sustancias
Características de los sólidos de red covalente Los átomos están unidos por una red continua de enlaces covalentes. Malos conductores eléctricos. Insolubles en todos los disolventes comunes. Puntos de fusión muy elevados (1000ºC) Ejemplos comunes: C (grafito/diamante) Pf= 3500 ºC Cuarzo (Silicatos: SiO2, SiO32-, Si4O104-, ..) Características de los sólidos iónicos - Se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas intensas entre iones contiguos con cargas opuestas. (NaCl, MgO, Na2CO3, ...) Muchos compuestos iónicos son solubles en agua y disolventes polares. (Son insolubles en disolventes apolares) No conducen la electricidad, puesto que los iones tienen posiciones fijas en la estructura sólida. Sin embargo son buenos conductores cuando están fundidos o disueltos en agua. No son volátiles y tienen un punto de fusión alto.

23 Estructuras cristalinas
Los cristales tienen formas geométricas definidas debido a que los átomos o iones, están ordenados según un patrón tridimensional definido. Mediante la técnica de difracción de Rayos X, podemos obtener información básica sobre las dimensiones y la forma geométrica de la celda unidad, la unidad estructural más pequeña, que repetida en las tres diemensiones del espacio nos genera el cristal . Celda unidad

24 Estructuras cristalinas
Celdas unidad en el sistema cristalino cúbico Cúbica sencilla Cúbica centrada en el cuerpo Cúbica centrada en las caras

25 Estructuras cristalinas
Cloruro de Cesio - C.U: cúbica centrada en el cuerpo - Nº de coordinación para ambos iones es 8

26 Estructuras cristalinas
Cloruro Sódico - C.U: cúbica centrada en las caras para los aniones - Nº de coordinación para ambos iones es 6 - Los cationes ocupan todos los huecos octaédricos