Calentar o reducir presión Existen Interacciones

Presentación del tema: "Calentar o reducir presión Existen Interacciones"— Transcripción de la presentación:

1 Calentar o reducir presión Existen Interacciones
Estados de la Materia Comparación molecular entre sólidos y líquidos 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. Calentar Enfriar Calentar o reducir presión Enfriar o comprimir Existen Interacciones

2 1. MODELO CINÉTICO MOLECULAR.
Todo lo que vemos está formado por partículas muy pequeñas (puntuales). Estas corresponden a átomos y moléculas. Las moléculas están totalmente separadas unas de otras y se mueven libremente; no existen fuerzas de cohesión. Cuando estas se encuentran, se producen choques elásticos. La energía cinética que poseen las moléculas gaseosas es directamente proporcional a la temperatura que estas experimentan. Esto es debido a que la temperatura afecta directamente la velocidad de las moléculas. El movimiento de las moléculas, independiente de su estado físico, puede ser explicado a través de esta ecuación

3 T = 273,15K P = 1Atm 1mol de gas ocupa 22,4 L
2. GASES. LEY DE AVOGADRO: Relaciona la cantidad de un gas con su volumen. A temperatura y presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a los moles de dicho gas. T = 273,15K P = 1Atm 1mol de gas ocupa 22,4 L Se añade 1 mol de gas LEY DE AVOGADRO

4 2. GASES. LEY DE BOYLE: Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante . A temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión de dicho gas. Aumento de la presión LEY DE BOYLE

5 2. GASES. LEY DE CHARLES: Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante. A presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas. Aumento de la temperatura LEY DE CHARLES

6 2. GASES. LEY DE GAY – LUSSAC: Relación entre la presión y la temperatura de un gas cuando el volumen es constante. A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas. Aumento de la temperatura LEY DE GAY – LUSSAC

7 2. GASES. El comportamiento de un gas puede ser representado a través de dos variables de estado (n, P, T y V). LEY DEL GAS IDEAL: Ecuación que describe el comportamiento de un gas cuando existe variación de todas las variables de estado. 2NaN3(s) Na(s) + 3N2(g) + Q

8 2. GASES. El comportamiento de un gas puede ser representado a través de dos variables de estado (n, P, T y V). LEY DEL GAS IDEAL: Ecuación que describe el comportamiento de un gas cuando existe variación de todas las variables de estado. 2NaN3(s) Na(s) + 3N2(g) + Q

9 2. GASES. LEY GENERALIZADA: Relación entre la presión, el volumen y la temperatura de un gas cuando la masa del gas se mantiene constate.

10 Interacciones o Fuerzas Atractivas y Repulsivas
» Propiedades de los Líquidos » Propiedades de los Sólidos Interacciones o Fuerzas Atractivas y Repulsivas Fuerzas Intramoleculares: Geometría Molecular. Fuerzas Intermoleculares: Interacciones entre moléculas.

11 · Fuerzas de dispersión (London)
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: · Punto triple · Fluidos supercríticos » Fuerzas intermoleculares: · Fuerzas de dispersión (London) · Fuerzas dipolares · Enlaces de hidrógeno

12 · Estructuras cristalinas
Líquidos y Sólidos » Propiedades de las sustancias: · Estructuras cristalinas · Sólidos iónicos · Sólidos de red covalentes · Metales » Estructuras cristalinas. » La energía del enlace iónico: · Ciclo de Born-Haber

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