Fuerzas Intermoleculares

Presentación del tema: "Fuerzas Intermoleculares"— Transcripción de la presentación:

1 Fuerzas Intermoleculares
Las fuerzas que mantienen las partículas de sólidos y líquidos juntos se llaman fuerzas intermoleculares. El enlace covalente es una fuerza intramolecular. La atracción entre las moléculas es una fuerza intermolecular. Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares. Cuando una sustancia se funde o hierve las fuerzas intermoleculares se rompen (no los enlaces covalentes). Prentice Hall © 2003 Chapter 11

2 Fuerzas Intermoleculares
Prentice Hall © 2003 Chapter 11

3 Fuerzas Intermoleculares
Fuerza Ion-Dipolo Interacción entre un ion y un dipolo. La más fuerte de las interacciones. Prentice Hall © 2003 Chapter 11

4 Intermolecular Forces
Fuerzas dipolo-dipolo: Existen entre moléculas neutras polares. Las moléculas polares necesitan estar juntas. Más débiles que las fuerzas ion-dipolo. Hay una mezcla de atracción y de repulsión entre los dipolos. Si dos moléculas tienen aproximadamente la misma masa y tamaño, entonces, las fuerzas dipolo-dipolo aumentan con el incremento de la polaridad. Prentice Hall © 2003 Chapter 11

5 Intermolecular Forces
Fuerzas dipolo-dipolo Prentice Hall © 2003 Chapter 11

6 Intermolecular Forces
Dipole-Dipole Forces El acetonitrilo tiene mayor momento dipolar, por lo que su punto de ebullición resulta mayor. Prentice Hall © 2003 Chapter 11

7 Intermolecular Forces
Fuerzas de dispersión o de London Las más débiles de todas las fuerzas intermoleculares. Es posible que dos moléculas neutrales adyacentes a afectan entre sí. El núcleo de una molécula (o átomo) atrae a los electrones de la molécula adyacente (o átomo). Por un instante, las nubes electrónicas se distorsionan y en ese instante se forma un dipolo (llamado dipolo instantáneo). Prentice Hall © 2003 Chapter 11

8 Intermolecular Forces
Fuerzas de dispersión o de London: Polarizabilidad es la facilidad con que una nube de electrones puede deformarse. Entre mayor sea la molécula (mayor será el número de electrones) y más polarizable. Las fuerzas de dispersión de London aumentan a medida que aumenta el peso molecular. Las fuerzas de dispersión de London existen entre todas las moléculas. Las fuerzas de dispersión de London dependerán de la forma (geometría) de la molécula. Prentice Hall © 2003 Chapter 11

9 Intermolecular Forces
Fuerzas de dispersión de London: Cuanto mayor es el área superficial disponible para el contacto, mayores serán las fuerzas de dispersión. Las fuerzas de dispersión de London entre moléculas esféricas son más bajas que entre las moléculas con cadenas de átomos ramificadas. Prentice Hall © 2003 Chapter 11

10 Intermolecular Forces
London Dispersion Forces El n-pentano posee mayor punto de ebullición porque sus fuerzas de dispersión son mayores que en el neopentano. Prentice Hall © 2003 Chapter 11

11 Intermolecular Forces
London Dispersion Forces A mayor masa molar mayor polarizabilidad y por ende mayores fuerzas de London y mayor punto de ebullición. Prentice Hall © 2003 Chapter 11

12 Intermolecular Forces
Puente de hidrógeno: Caso especial de fuerzas dipolo-dipolo. Los puntos de ebullición de los compuestos con enlaces HF, HO, HN son anormalmente altos. Estas fuerzas intermoleculares son anormalmente fuerte. Prentice Hall © 2003 Chapter 11

13 Hydrogen Bonding De estas moléculas el agua es la única que puede formar puentes de hidrógeno y a esto se debe su elevado punto de ebullición. Prentice Hall © 2003 Chapter 11

14 Cambios de fase Sublimación: sólido  gas.
Vaporización: líquido  gas. Fusión: sólido  líquido. Deposición: gas  sólido. Condensación: gas  líquido. Solidificación: líquido  sólido.

15 Phase Changes

16 ENERGÍA ASOCIADA CON CURVAS DE CALENTAMIENTO

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18 CONCEPTOS CLAVES Presión de vapor Punto de ebullición normal
Punto de congelación normal Calor específico Entalpía (calor) de vaporización Entalpía (calor) de Fusión

19 Presión de vapor: La presión de un vapor en equilibrio con su líquido (o su sólido)
Punto de ebullición normal: la temperatura en la que la presión de vapor del líquido es igual a 1 atm. Punto de congelación normal: La temperatura en la que existe el sólido y el líquido en equilibrio. Calor específico (C): la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de 1 gramo de sustancia en 1 grado Celcius. Sus unidades son: J/goC. Calores específicos del agua: Csól = J/goC CLíq = J/goC CGas = J/goC

20 Uso del calor específico:
q = m x C x DT donde: M = masa de la sustancia en gramos q = cantidad de calor (energía) C = calor específico DT = cambio de temperatura

21 Entalpía o Calor de Vaporización (DHvap): Es la cantidad de calor necesaria para convertir un líquido a un vapor en su punto de ebullición normal. Entalpía o Calor de fusión (DHfus): Es la cantidad de calor necesaria para convertir un sólido en líquido en su punto de fusión normal. Unidades: DHfus = kJ/mol DHvap = kJ/mol Calor (q) = Joules

22 Para llegar a Julios, que es la unidad de calor, si:
Se da DH, entonces: qvap = DHvap x moles qfus = DHfus x moles Si se da calor específico (C), entonces: q = M x C x DT

23 Problema: Calcule el cambio de entalpía para convertir 1,0 mol de hielo desde -25 oC hasta vapor de agua a 125 oC y a 1 atm. Los calores específicos son: 4.18 J/g°Cpara el agua, 1.84 J/g°C para el vapor de agua y 2.09 J/g°C para el hielo. El DHfus= 6.01 kJ/mol y DHvap = 40.67kJ/mol. Nota: El cambio de entalpía (calor) total es la suma de los calores de cada una de las etapas.

24 Phase Changes Cambios de energía que acompañan los cambios de fase
Todos los cambios de fase son posibles bajo las condiciones adecuadas. La secuencia calentar sólido  fundir  calentar líquido  ebullir  calentar gas es endotérmica. La secuencia enfriar gas  condensar  enfriar líquido  congelar  enfriar sólido es exotérmica.

25 Diagramas de Fase Diagrama de fase: gráfica de presión frente a temperatura resumiendo todos los equilibrios entre fases. Teniendo en cuenta una temperatura y presión, el diagrama de fase nos dice la fase que existirá en esas condiciones. Cualquier combinación de presión y temperatura que no esté sobre una de las curvas representa una sola fase.

26 Diagramas de Fase Características de un diagrama de fases:
Punto triple: la temperatura y la presión en la que las tres fases están en equilibrio. Curva de presión de vapor: por lo general a medida que aumenta la presión, la temperatura aumenta. Punto crítico: temperatura y presión críticas para el gas. Curva de punto de fusión: cuando la presión aumenta, la fase sólida se ve favorecida si el sólido es más denso que el líquido. Punto de fusión normal: punto de fusión a 1 atm.

27 Diagrama de fases

28 Diagrama de fases Diagramas de fases de H2O y CO2

29 Diagrama de fases Según el Diagrama de fase del H2O
La curva del punto fusión está inclinada a la izquierda porque el hielo es menos denso que el agua. El punto triple se produce a 0,0098 °C y 4,58 mmHg. El punto de fusión normal (congelación) es 0 °C. El punto de ebullición normal es de 100 °C. El punto crítico es 374 °C y 218 atm.

30 Diagrama de fases Según el Diagrama de fase del CO2
El punto triple ocurre at -56.4C y 5.11 atm. El punto de sublimación normal es -78.5C. (A 1 atm el CO2 sublima, no se funde.) El punto crítico ocurre a 31.1C y 73 atm.