CÁTEDRA DE QUÍMICA GRAL. Facultad de ingeniería- UNLZ

Presentación del tema: "CÁTEDRA DE QUÍMICA GRAL. Facultad de ingeniería- UNLZ"— Transcripción de la presentación:

1 CÁTEDRA DE QUÍMICA GRAL. Facultad de ingeniería- UNLZ
LÍQUIDOS LÍQUIDOS CÁTEDRA DE QUÍMICA GRAL. Facultad de ingeniería- UNLZ

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

3 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

4 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.

5 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

6 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

7 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”

8 PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
Las propiedades de los líquidos dependen de: SU NATURALEZA LAS FUERZAS INTERMOLECULARES presentes en ellos. Por esto varían notablemente de un líquido a otro. Las principales propiedades son: Viscosidad Tensión superficial Acción capilar Evaporación Condensación Presión de vapor Punto de ebullición

9 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.

10 ¿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 (

11 ¿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.

12 ¿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. (

13 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...)

14 ¿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.

15 ACCION CAPILAR ¿Por qué asciende el líquido?
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 ¿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.

16 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

17 EVAPORACION Y CONDENSACIÓN
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 escapan al vapor las moléculas con mayor energía cinética, disminuyendo así la energía cinética media del líquido y causando un enfriamiento. Si el sistema es cerrado, las moléculas de vapor al tocar la superficie del líquido podrán ser atrapadas por él y condensar.

18 EVAPORACION y CONDENSACION 2
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 más moléculas pasarían del líquido al vapor para reponer las moléculas perdidas. Si dejáramos el recipiente destapado, el líquido se evaporaría por completo.

19 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.

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

21 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 punto de ebullición normal (PEº). Ejemplo: PEº(H2O)=100ºC 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.

22 PUNTO DE EBULLICION Cuando un líquido a alcanzado su P.E.y se le sigue entregando calor la T permanece constante. Pues toda la energía suministrada se emplea para vencer las fuerzas de cohesión del líquido y así formar su vapor. El punto de ebullición varía en forma directamente proporcional a la presión externa a la que está sometido el líquido. Las diferencias entre los PE, a una P dada, se debe a las diferencias en las fuerzas cohesivas de distintos líquidos.

23 Velocidad de evaporación
Efectos de las fuerzas intermoleculares sobre las propiedades de los líquidos PROPIEDAD LÍQUIDOS VOLÁTILES F. I. débiles LÍQUIDOS NO VOLÁTILES F. I. fuertes Fuerzas cohesión Baja Alta Viscosidad Tensión superficial Presión vapor Velocidad de evaporación Punto fusión Bajo Alto Punto ebullición

24 CURVAS DE CALENTAMIENTO

25 DIAGRAMA DE FASES Estos diagramas muestran las relaciones de equilibrio: presión-temperatura entre las diferentes fases de una sustancia pura en un sistema cerrado.

26 Puntos importantes PUNTO TRIPLE
El punto triple es aquel en el cual coexisten en equilibrio el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso de una sustancia. Se define con una temperatura y una presión de vapor. El punto triple del agua, por ejemplo, está a 273,16 K (0,01°C) y a una presión de 611,73 Pa. Esta temperatura, debido a que es un valor constante, sirve para calibrar las escalas Kelvin y Celsius de los termómetros de mayor precisión. labquimica.wordpress.com/category/gas/

27 PUNTO CRÍTICO A un cierto valor de temperatura y presión desaparece la interfase líquido-vapor, a partir de ahí ya no es posible identificar la fase líquida. La temperatura a la que desaparece la fase líquida se le denomina temperatura crítica, siendo la presión de vapor correspondiente  la presión crítica. Por encima de los valores críticos no se puede condensar el vapor. EJEMPLO: En el benceno la temperatura crítica es 289 °C y la presión crítica 48 atm. Por encima de 289 °C es imposible tener benceno líquido. Sólo se tiene benceno vapor. Ello es independiente de la presión aplicada sobre el sistema. Por encima de los valores críticos se tiene un fluido supercrítico.

28 DIAGRAMA DE FASES Diagrama de fases de H2O Diagrama de fases de CO2
Pc 218 atm Diagrama de fases de H2O Diagrama de fases de CO2

29 DIAGRAMA DE FASES DEL C

30 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: científicos.com Las imágenes utilizadas indican su origen.

31 MUCHAS GRACIAS POR SU ATENCION