El valor de R depende de las unidades con las cuales se esté trabajando: Comprender la Teoría Cinético-Molecular de la materia. Establecer diferencias entre los estados de agregación de la materia, según la Teoría Cinético-Molecular Describir las características esenciales gases. Estudiar las leyes que rigen el comportamiento de las gases Elementos que existen como gases a 25 ºC y 1 atm Whitten: Capítulo 12 Chang: Capítulo 5 Algunos compuestos comunes que son gases Fórmula Nombre Características HCN Cianuro de hidrógeno Muy tóxico, tenue olor a almendras amagas HCl Cloruro de hidrógeno Tóxico, corrosivo, muy irritante H2 S Sulfuro de hidrógeno Muy tóxico, olor de huevos podridos CO Monóxido de carbono Tóxico, incoloro, inodoro CO2 Dióxido de carbono Incoloro, inodoro CH4 Metano Incoloro, inodoro, inflamable N2O Óxido nitroso Incoloro, olor dulce, gas de la risa NO2 Dióxido de nitrógeno Tóxico, pardo rojizo, olor irritante NH3 Amoniaco Incoloro, olor penetrante SO2 Dióxido de azufre Incoloro, olor irritante Postulados 1- Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que su tamaño. 2- Los moléculas se mueven al azar pero en línea recta en todas las direcciones a velocidades variables. 3- Las fuerzas intermoleculares (repulsión y atracción) son débiles ó despreciables. 4- Cuando las moléculas chocan, las colisiones son elásticas. 5- La energía cinética promedio de una molécula es proporcional a la temperatura absoluta. CANTIDAD DE MOLES (n) GASES TEMPERATURA (T) Presión es la fuerza que se ejerce sobre una superficie. Unidades para medir presión : SI, Pascal atmósferas (atm), milímetros de mercurio (mmHg), pascal (Pa), kilo pascal (Kpa), bar, Torriceli (Torr). : atm= 760 mmHg, atm=760 torr=101,325 Pa Presión Presión Barómetro para medir la presión atmosférica Presión atmosférica Manómetros para medir la presión de gases Extremo abierto Vacío El Volumen (V) es el espacio ocupado por un gas. El gas es compresible y su volumen estará determinado por el espacio ocupado. La temperatura es un propiedad física de los gases. A temperaturas altas sus moléculas se mueven más rápido. La temperatura se expresa en Kelvin K = °C + 273. Leyes de los gases 1- Ley de Boyle. 2- Ley de Charles. 3- Ley de Avogadro. 4- Ley de Gay-Lussac 5- Ley de Dalton de las presiones parciales. Ley de Boyle: Cuando la temperatura de una masa dada de un gas permanece constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión aplicada. A Menor presión, mayor volumen. A Mayor presión, menor volumen. La ley de Boyle relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante. Una muestra de 1.5 L de un gas con una presión inicial 2.25 atm, se expande hasta 8.10 L, cuál es la nueva presión en mmHg? Una muestra de nitrógeno gaseoso tiene una presión de 67.5 mm Hg en un matraz de 500 mL. Cuál sera la nueva presion del gas, si se transfiere a un matraz de 125 mL? Ley de Gay-Lussac Para una cierta cantidad de gas, al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el número de choques contra las paredes. Aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. . A 20 ºC una cierta masa gaseosa soporta una presión de 8 atm. Si se la calienta hasta llegar a una temperatura de 80 ºC ¿cuál será la presión, suponiendo que el volumen permaneció constante? oLey de Charles: oEl volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Un gas ocupa un volumen de 100 mL medidos a una temperatura de 25 ºC. Si la presión se mantiene constante y la temperatura cambia, la muestra ocupa un volumen de 175 mL. Determine la nueva temperatura. Si una muestra de un gas ocupa 236 mL a 31 oC , qué volumen ocupará a 89 oC. La presión permanece constante. Ley Combinada de los gases La ley combinada de los gases o ley general de los gases es una ley de los gases que combina la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac. Estas leyes matemáticamente se refieren a cada una de las variables termodinámicas con relación a otra mientras todo lo demás se mantiene constante. “La relación entre el producto presión-volumen y la temperatura de un sistema permanece constante.” Ley Combinada de los gases Plantea la relación entre presión, volumen y temperatura de una cantidad fija de un gas. La presión es inversamente proporcional al volumen y directamente proporcional a la temperatura y el volumen es directamente proporcional a la temperatura. Una muestra de 1.0 mL de nitrógeno de N2 a 36.2 oC y 2.14 atm se calienta hasta 37.8 oC y la presión se reduce hasta 1.02 atm. Qué volumen ocupa el gas a esta temperatura y presión? Ley de Avogadro: El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas: Un globo de helio se infla hasta tener un volumen de 2 litros, unos días después el volumen del globo es de 0.5 litros y según análisis habían 0.025 moles de helio, ¿Cuantas moles de helio habían en el globo recién inflado?, suponga que la presión y la temperatura al momento de hacer las mediciones eran las mismas. Gases Presión (p) AVOGADRO Volumenes iguales de gases diferentes a la misma Presión y Temperatura , contiene el mismo numero de moleculas. V= n k Magnitudes físicas Volumen (v) Leyes BOYLE & MARIOTTE El Volumen de un gas es inversamente proporcional a la Presión que soporta. (Temperatura y cantidad de materia constante. Temperatu ra (T) GAY-LUSSAC Para una masa dada de un gas cualquiera ,el Volumen que ocupa es proporcional a su Temperatura ,si la Presión se mantiene constante. CHARLES Si el Volumen de una masa dada de un gas permanece constante , las presiones ejecidas por este sobre las paredes del reciente que lo contiene son proporcionales a su Temperatura absoluta Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Avogadro V 1/P VT V n n, T constante n, P constante P, T constante P V = nRT Si la temperatura = 273,15 K el volumen = 22,4 L, n= 1 mol la presión = 1 atmosfera R= 0,082 L atm / K mol Volumen molar (en moles por litro) de un gas a 0°C y 1 atm Vm = V/ n= (n RT/P) / n Vm = RT/ P El volumen molar de un gas ideal a 1 atm y 273 K es de 22,41 L / mol Calcule el volumen en litros de 88.4 g de CO2 a TPE. Un gas a 772 mmHg y 35 OC ocupa un volume de 6.85 litros. Calcule su volumen a TPE. La constante de los gases, R Cuántos moles de He hay en un depósito de 5.0 L lleno de helio a 10.5 atm de presión y a 30 oC? Cuántas moléculas de N2 quedan en un Sistema de ultra vacío con un volumen 3.45 m3 cuando la presión se reduce a 6.67 x 10 -7 Pa a 25 oC? Cuál es el volume ocupado por 20.2 g de NH3 a -25 oC y 752 mm Hg? Una muestra de 13.7 g de Cl2 está encerrada en un recipiente de 7.50 L. A qué temperatura ejercerá el gas una presión de 745 mm Hg? Un recipiente vacío pesa 40.1305 g, se llena con un gas 772 mm Hg a 22.4 C. El recipiente lleno con el gas pesa 40.4868 g, cuál es la masa molar del gas? Ley de Dalton de las presiones parciales La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo. Ley de Dalton de las presiones parciales PT = PA + PB PT = nA RT + nB RT V V PT = RT (nA + nB) V PT = nRT V PA nA PT = nA RT / V (nA + nB) RT / V = (nA + nB) = XA Fracción molar del gas Fracción molar La fracción molar es una cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles de todos los componentes presentes. PA = XA PT XA + XB PB = XB PT = nA (nA + nB) + nB (nA + nB) = 1 1. Cuál es la presión de una mezcla de gases que tiene la siguiente composición :1.0 g de hidrógeno y 8.0 g de argon en un recipiente de 3.0 L a 27 0C. Cuáles son las presiones parciales de los dos gases? 2. Una mezcla de gases contiene 0.31 moles de CH4 0.25 moles de C2H6 y 0.29 moles de C3H8. La presión total es de 1.50 atm. Determine la presión de cada gas. 3. Una mezcla de 0.197 mol de CO2 y 0.00278 mol de H2 O (g) está a 30.0 oC y 2.50 atm, cuál es la presión de cada gas. 4. Cuál es la presión de una mezcla de 1.0 g de H2 y 5.0 g de He cuando la mezcla está confinada en un volumen de 5.0 L a 20 oC. Densidad de los gases Hidrógeno Cloro 1. 2. 3. 4. 5. 6. Hacer demostración en el curso. Calcule la densidad del HBr a 733 mmHg y 46 oC. Cual es la densidad del CO2 a 27 °C y 100 kPa? Cual es el peso molecular de un gas si 2.25 g de este ocupan un volumen de 400 ml a 20 °C y 800 mm de Hg? Cuantas moléculas de gas hay en la muestra? Cuál es la densidad del oxígeno a 25 0C 750 mm Hg? A qué temperatura tendrá el oxígeno una densidad de 1.00/ L, si se almacena a una presión de 745 mm Hg? Relación entre los volúmenes de gases en una reacción química 3 moléculas 3 moles 3 volúmenes 1 molécula 1 mol 1 volumen 2 moléculas 2 moles 2 volúmenes Considerando la siguiente reacción CH4 + O2 → CO2(g) + H2O(l) Si 15.0 moles de CH4 reaccionan, cual es el volumen producido de CO2 a 23 OC y 0.985 atm? Considerando la siguiente reacción Zn(s) + 2HCl(ac)→ ZnCl2(s) + H2(g) Qué masa de zinc debe utilizarse para que se produzcan 125 mL de H2 medido a TPE. cuando reacciona con un exceso de HCl?. La formula empírica de un compuesto es CH. A 200 OC, 0.145 g de este compuesto ocupan un volumen de 97.2 mL a una presión de 0.74 atm. Cuál es la formular molecular del compuesto? El análisis de una muestra líquida volátil tiene la siguiente composición: C=37.23%, H= 7.81%, Cl=54.96% en masa. A 150 OC y 760 mm Hg la masa de 500 mL es de 0.922 g, a) cual es la masa molecular y b) cual es la fórmula molecular. Guía ejercicios profesor Quezada pág. 81-84. Chang: Cap. 5: 32, 33, 36, 38, 39, 44, 49, 50 Whiten: Cap. 12:49, 51, 54, 55.57-64, 66 y 67, 68,7078. INSTITUTO TECNOLÓGICO DE SANTO DOMINGO (INTEC) ÁREA DE CIENCIAS BÁSICAS Y AMBIENTALES QUÍMICA I Profesor: MSc. Yaset Rodríguez Rodríguez e-mail: yaset.rodriguez@intec.edu.do Santo Domingo 2018 Clase X Tema VII: “Estados de la materia” Título: Estudio de los estados de la materia. Sumario: • • • • • • Sustancias que existen como gases: gas real y gas ideal Presión de un gas. Relación presión volumen. Ley de Boyle. Relación temperatura-volumen: Ley de Gay Lussac. Ley de Avogadro: relación volumen- cantidad. Masa molar de un gas. Condiciones normales. Estequiometria de gases. Sustancias que existen como gases: gas real y gas ideal En ciertas condiciones de presión y temperatura, es posible que la mayoría de las sustancias existan en alguno de los tres estados de la materia: sólido, líquido o gaseoso. Por ejemplo, el agua puede estar en estado sólido como hielo, en estado líquido como agua o en estado gaseoso como vapor. Las propiedades físicas de una sustancia dependen a menudo de su estado. El movimiento molecular de los gases es aleatorio, y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y independiente de las otras. La composición del aire en volumen porcentual es: 78% de N2 21% de O2 1% de otros gases, entre los que se encuentra el CO2 Las propiedades físicas de una sustancia dependen a menudo de su estado. El movimiento molecular de los gases es aleatorio, y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y independiente de las otras. La composición del aire en volumen porcentual es: 78% de N2 21% de O2 1% de otros gases, entre los que se encuentra el CO2 Gases nobles Condiciones atmosféricas normales de presión y temperatura 25oC y 1 (atm) de presión Los compuestos moleculares por lo regular hierven a temperaturas mucho más bajas que los compuestos iónicos Todos los gases poseen las siguientes características físicas: • Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene. • Se consideran los más compresibles de los estados de la materia. • Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan en forma completa y uniforme. • Tienen densidades mucho menores que los sólidos y líquidos. La presión atmosférica es la presión que ejerce la atmósfera de la Tierra. Barómetro instrumento común para medir la presión atmosférica La presión atmosférica estándar (1 atm) es igual a la presión que soporta una columna de mercurio exactamente de 760 mm (o 76 cm) de altura a 0oC al nivel del mar. Manómetro es un dispositivo para medir la presión de los gases distintos a los de la atmósfera La presión atmosférica estándar (1 atm) es igual a la presión que soporta una columna de mercurio exactamente de 760 mm (o 76 cm) de altura a 0oC al nivel del mar. Manómetro es un dispositivo para medir la presión de los gases distintos a los de la atmósfera Las condiciones de 0oC y 1 atm se denominan temperatura y presión estándar, y a menudo se abrevian TPE. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente con la ecuación del gas ideal. PV=n*R*T R, la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases, 0.0821 L*atm/K*mol n, cantidad de sustancia T, temperatura P, presión Ver Tabla constante del gas ideal R Comparación entre el volumen molar a TPE (el cual es aproximadamente de 22.4 L) y una pelota de baloncesto. 1 mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22.414 L, un poco mayor que el volumen de una pelota de baloncesto La ecuación del gas ideal funciona bien, cuando la atracción intermolecular entre las moléculas del gas es insignificante y las moléculas mismas del gas no ocupan una parte importante del volumen total. Esto se cumple cuando la presión es baja (cerca de 1 bar) y a altas temperaturas. A presión alta y/o baja temperatura, la ley del gas ideal podría dar resultados diferentes a los observados experimentalmente. En estos casos, se puede utilizar la ecuación de van der Waals (o una similar) para tomar en cuenta que los gases no siempre se comportan como gases ideales. Presión de un gas. Relación presión volumen. Ley de Boyle. Relación presión-volumen: ley de Boyle, siglo XVII Ley de Robert Boyle, plantea que la presión de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. Presión de un gas. Relación presión volumen. Ley de Boyle. Relación presión-volumen: ley de Boyle, siglo XVII Ley de Robert Boyle, plantea que la presión de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. k1 es una constante de proporcionalidad Ley de Boyle: Cuando la temperatura de una masa dada de un gas permanece constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión aplicada. Relación presión-volumen: ley de Boyle, siglo XVII Relación presión-volumen: ley de Boyle, siglo XVII Los valores individuales de presión y volumen pueden variar para una muestra de un gas, siempre que la temperatura permanezca constante y la cantidad de gas no cambie, P multiplicada por V siempre será igual a la misma constante. Para una muestra de un gas bajo dos conjuntos de condiciones distintas a temperatura constante P1*V1=P2*V2 Relación presión-volumen: ley de Boyle, siglo XVII Representación grafica de la variación del volumen de un gas en relación con la presión ejercida sobre el, a temperatura constante. a) P contra V. Observe que el volumen del gas se duplica a medida que la presión se reduce a la mitad. b) P contra 1/V. La pendiente de la línea es igual a k1. Relación temperatura-volumen: Ley de Charles una presión constante, el volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta y se contrae al enfriarse Relación temperatura-volumen: Ley de Charles La dependencia del volumen de un gas con la temperatura está dada por Ley de Charles, establece que el volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. k2, en la ecuación es igual a nR/P Relación temperatura-volumen: Ley de Charles Relación temperatura-presión: Ley de Gay Lussac para una cantidad de gas a volumen constante, la presión del gas es proporcional a la temperatura k3=nR/V. Ley de Gay-Lussac Para una cierta cantidad de gas, al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el número de choques contra las paredes. Aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Relación temperatura-presión: Ley de Gay Lussac Ley de Avogadro: relación volumen- cantidad. Masa molar de un gas. Avogadro complementó los estudios de Boyle, Charles y Gay-Lussac. En 1811 publicó que a la misma temperatura y presión, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas (o átomos si el gas es monoatómico). De ahí que el volumen de cualquier gas debe ser proporcional al número de moles de moléculas presentes, es decir: K4 otra contante de proporcionalidad igual a RT/P. Ley de Avogadro, establece que a presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente. Ley de Avogadro, establece que a presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente. Relación del volumen de gases en una reacción química. La proporción del volumen del hidrogeno molecular con respecto al nitrógeno molecular es de 3:1, y la del amoniaco (el producto) con respecto del hidrogeno molecular y el nitrógeno molecular combinados (los reactivos) es de 2.4 o 1:2. LEY DE AVOGADRO Ley de Gay –Lussac (a V constante) La combinación de estas leyes da la ecuación del gas ideal ¡¡¡¡¡¡¡¡IMPORTANTE!!!!!!!! Relaciones masa molar y densidad PV=n(x)RT n(x)=m(x)/M(x) ⇓ PV=m(x)/M(x)*RT ⇒ M(x)=(m(x)/P*V)*RT d(x)=m(x)/V ⇓ P*M(x) =(m(x)/V)*RT ⇓ P*M(x) =d(x)*RT 11.Ley de Avogadro: relación volumen- cantidad. Masa molar de un gas. Estequiometria de gases. Cuando los reactivos, los productos, o ambos son gases, también se puede usar las relaciones entre cantidades (moles, n) y volumen (V) para resolver problemas Ley de Dalton de las presiones parciales, establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo. INSTITUTO TECNOLÓGICO DE SANTO DOMINGO (INTEC) ÁREA DE CIENCIAS BÁSICAS Y AMBIENTALES QUÍMICA I CBQ 202-03 Profesora: MSc. Danaee María López Ortiz Santo Domingo 2021-2022 SUMARIO EL PROCESO DE DISOLUCIÓN TIPOS DE SOLUCIONES UNIDADES DE CONCENTRACIÓN. EFECTO DE LA TEMPERATURA Y LA PRESIÓN EN LA SOLUBILIDAD. REACCIONES ENTRE SOLUCIONES: TITULACIÓN ÁCIDO-BASE. Bibliografía. - Raymond Chang. Química 11na Edición ¿QUE ES LA SOLUBILIDAD? La mayor parte de las reacciones químicas ocurren entre iones y moléculas disueltos en agua o en otros disolventes y no propiamente entre sólidos, líquidos o gases puros. Ver el video que es una disolución. https://youtu.be/4YP2o9x87H4 DISOLUCIÓN : MEZCLA HOMOGÉNEA DE DOS O MÁS SUSTANCIAS. EXISTEN SEIS TIPOS DE DISOLUCIONES, DEPENDIENDO DEL ESTADO FÍSICO ORIGINAL (SÓLIDO, LÍQUIDO O GASEOSO) DE LOS COMPONENTES En las disoluciones las partículas están uniformemente dispersas en toda la mezcla - Disolvente: componente mayoritario Soluto - componente minoritario En una solución sólida/líquida, el líquido generalmente se considera el solvente soluciones acuosas (aq o ac)-el agua es solvente En este curso las disoluciones que se estudiaran son: - gas-líquido - líquido-líquido - sólido-líquido Donde el disolvente líquido en la mayor parte de las disoluciones que estudiaremos es el agua. Donde: STO: SOLUTO STE: DISOLVENTE O SOLVENTE CLASIFICACION SEGÚN SU SOLUBILIDAD Las disoluciones también se diferencian por su capacidad para disolver un soluto y se clasifican en: - DISOLUCIÓN SATURADA contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente en particular, a una temperatura específica. - DISOLUCIÓN NO SATURADA contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver - DISOLUCIÓN SOBRESATURADA, contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada (Estas son inestables y con el tiempo, una parte del soluto se separa de la disolución sobresaturada en forma de cristales) PROCESO DE DISOLUCIÓN Enfoque molecular del proceso de disolución Las atracciones intermoleculares que mantienen juntas las moléculas en líquidos y sólidos, tienen función importante en la formación de las disoluciones. Cuando el soluto se disuelve en el disolvente, las partículas del soluto se dispersan en el disolvente. Es decir las partículas de soluto ocupan lugares que estaban ocupados por las moléculas de disolvente. La facilidad con la que una partícula de soluto reemplaza a una molécula de disolvente depende de la fuerza relativa de tres tipos de interacciones: • interacción disolvente-disolvente • interacción soluto-soluto • interacción disolvente-soluto ETAPAS DEL PROCESO DE DISOLUCIÓN Etapa 1: separación de las moléculas del disolvente Etapa 2: separación de las moléculas del soluto, donde se requieren energía para romper las fuerzas de atracción intermoleculares, como consecuencia, son endotérmicas. Etapa 3: las moléculas del disolvente y del soluto se mezclan. Este proceso puede ser : ✓ EXOTÉRMICO ✓ ENDOTÉRMICO CONCEPTUALIZACIÓN Se dice: “semejante disuelve a semejante” es de gran ayuda para predecir la solubilidad de una sustancia en determinado disolvente. Por ejemplo, el tetracloruro de carbono (CCl4) y el benceno (C6H6) son líquidos no polares. Las únicas fuerzas intermoleculares presentes en estas sustancias son las fuerzas de dispersión. Se dice que dos líquidos son miscibles si son completamente solubles entre sí en todas proporciones pero si estos no se integran (figura a) se va a observar la frontera de ambos. SOLUBILIDAD: es una medida de la cantidad de soluto que se disolverá en cierto disolvente a una temperatura específica. Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua, los iones se estabilizan en disolución por la hidratación, que implica interacciones ion-dipolo. En general, los compuestos iónicos serán mucho más solubles en disolventes polares, como agua, amoniaco líquido y fluoruro de hidrógeno líquido, que en disolventes no polares, como benceno y tetracloruro de carbono. Debido a que las moléculas de los disolventes no polares carecen de un momento dipolar, no pueden solvatar los iones Na+ y Cl-. (Solvatación es el proceso mediante el cual un ion o una molécula se rodea por moléculas del disolvente, distribuidas de una forma específica. Cuando el disolvente es agua, este proceso se llama hidratación). Las interacciones intermoleculares que predominan entre los iones y los compuestos no polares son las interacciones ion-dipolo inducido, que son mucho más débiles que las interacciones ion-dipolo. Como consecuencia, los compuestos iónicos son muy poco solubles en disolventes no polares. TIPOS DE DISOLVENTES ( O SOLVENTES) Estos s e pueden clasificar por su naturaleza polar o no polar Solventes polares comunes Solventes no polares comunes Agua (H2O) Hexano (C6H14) Acetona(CH3COCH3) Éter dietílico (CH3CH2OCH2CH3) Alcohol metílico (CH3OH) Tolueno (C7H8) Al igual que los disolventes polares disuelven solutos polares, los disolventes no polares disuelven solutos no polares. FORMACIÓN DE SOLUCIONES DE SÓLIDOS DISUELTOS EN AGUA Las atracciones solvente-soluto superan las atracciones soluto-soluto y solvente-solvente. Soluciones de electrolitos: en una solución de NaCl, los iones Na+ y Cl- se dispersan en el agua. Las moléculas de agua rodean los iones de NaCl y los dispersan en la solución. ¡Por cada mol de NaCl disuelto, se obtienen 2 moles de iones! SOLUBILIDAD DE LAS SUSTANCIAS EN DEPENDENCIA DE LA NATURALEZA DEL SOLUTO Y EL DISOLVENTE NATURALEZA DEL EJEMPLOS SOLUBILIDAD DISOLVENTE SOLUTO MOLECULAR POLAR IONICO KBr EN AGUA KNO3 EN AGUA SOLUBLE MOLECULAR POLAR GLUCOSA EN AGUA AlCL3 EN AGUA SOLUBLE MOLECULAR APOLAR I2 EN AGUA POCO SOLUBLE IONICO KI EN BENCENO POCO SOLUBLE MOLECULAR APOLAR I2 EN BENCENO PARAFINA EN BENCENO SOLUBLE MOLECULAR APOLAR FACTORES QUE MODIFICAN LA SOLUBILIDAD TEMPERATURA PRESIÓN FACTORES QUE MODIFICAN LA SOLUBILIDAD TEMPERATURA Este factor solo modifica la solubilidad de solutos sólidos y gaseosos, los líquidos no sufren ninguna alteración en su solubilidad, solo hasta que sean miscibles entre sí. La solubilidad de los sólidos en agua aumenta con el aumento de la temperatura. Sin embargo para la solubilidad de los gases, disminuye en agua con el aumento de la temperatura. FACTORES QUE MODIFICAN LA SOLUBILIDAD PRESIÓN Este factor no produce alteración alguna en la solubilidad de sólidos y líquidos. En los gases la variación de presión modifica significativamente su solubilidad. Un aumento de la presión producirá siempre un aumento de la solubilidad del gas y viceversa, a temperatura constante Esto se relaciona con la Ley de Henry: LA SOLUBILIDAD DE UN GAS ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL A LA PRESIÓN DEL GAS SOBRE LA SUPERFICIE DEL LIQUIDO A TEMPERATURA CONSTANTE Las bebidas gaseosa y el champagne contiene un gas disuelto CO2 a una alta presión, por lo que al abrirlos se produce una disminución de la presión y el gas escapa violentamente de la solución. Si enfriamos la bebida esto no se producirá de forma abrupta porque al disminuir la Temperatura disminuirá la presión RELACIÓN CON LA LEY DE HENRY La relación cuantitativa entre la solubilidad de los gases y la presión está dada por la ley de Henry, que establece que la solubilidad de un gas en un liquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución: CURVAS DE SOLUBILIDAD Son gráficos que expresan la con frecuencia la dependencia del cambio de solubilidad de una sustancia con la variación de la temperatura. Sistema de coordenadas , donde en la abscisas (X) se considera la Temperatura y en las ordenadas (Y) los gramos de sustancia anhídrida disuelta en 100 g de agua. Para cada sustancia (SAL) hay una curva que la representa a diferentes temperaturas y concentraciones . FACTORES RELACIONADOS CON LA VELOCIDAD DE DISOLUCIÓN Se asocian a las disoluciones de los sólidos en los líquidos. La acción disolvente en el proceso de disolución se verá favorecida por todos aquellos factores que aumentan la tendencia de las partículas del soluto a disgregarse y pasa a la fase líquida. AGITACIÓN MECÁNICA • La simpe acción de agitar el soluto y el disolvente facilita la frecuencia de los choques entre las partículas • Se favorece la difusión y Aumenta la velocidad de disolución del soluto GRADO DE DIVISIÓN DEL SOLUTO • La interacción entre soluto-disolvente ocurre en la región de contacto entre ambos. • Al aumentar la superficie de contacto entre ellos aumenta la velocidad de la disolución. Si dividimos el soluto sólido lo más fino posible, se disolverá más rápidamente. TEMPERATURA • Al aumentar la temperatura de una disolución aumentará la velocidad media de las partículas del soluto y del disolvente y los choque entre ellas se harán más frecuentes • El choque de las partículas del disolvente para vencer las atracciones solutosoluto provocan la difusión de las mismas a través de la masa líquida. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN. TIPOS DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN ✓ MOLARIDAD ✓ MOLALIDAD ✓ NORMALIDAD PORCENTUAL: ✓ PORCENTAJE EN MASA ✓ PORCENTAJE EN VOLUMEN ✓ PORCENTAJE PESO/VOLUMEN Ver el video unidades de concentración en el aula. https://youtu.be/4YP2o9x87H4 MOLARIDAD MOLARIDAD (M) Es el número de moles de soluto en el volumen (1 L) de disolución ƞ 𝑀= 𝑉𝐷 𝑚 (𝑔) ƞ= 𝑔 𝑀𝑚 ( ) 𝑚𝑜𝑙 Mm –masa molar M (se lee MOLAR) MOLALIDAD MOLALIDAD (ɱ) Es el número de moles de soluto en 1 kg del disolvente 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (ƞ) ɱ= 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝐾𝑔) ƞ=MxV Donde ƞ- es el número de moles M- la molaridad V- el volumen de la disolución Mm—Masa atomica 𝒎 ƞ= 𝑀𝑚 ɱ= ƞ 𝑚𝐷𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣 𝒎 =𝑀𝑥𝑉 𝑀𝑚 NORMALIDAD NORMALIDAD (N) Es el número de gramos equivalente de soluto en el volumen (1 L) de a disolución número de gramos equivalente 𝑔 − 𝑒𝑞 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 N= 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿) Pm, g 1g − 𝒆𝒒 = − #𝑒 El número de electrones (# e_ ) se calcula teniendo en cuenta el compuesto o sustancia al cual se le va a calcular la normalidad: Pm, g 1g − 𝒆𝒒 = − #𝑒 NORMALIDAD IMPORTANTE!!!! El número de electrones (# e_ ) se calcula teniendo en cuenta el compuesto o sustancia al cual se le va a calcular la normalidad: 1- Si la sustancia es un ÁCIDO: se tomarán las cantidades de átomos de hidrógeno que esta tenga. H2 SO4 Aquí se toma el valor 2 que representa 2 hidrógenos en el compuesto 2- Si la sustancia es un hidróxido: se tomarán las cantidades de átomos de OH que esta tenga. Al(OH)3 Aquí se toma el valor 3 que representa 3 hidroxilos(OH) en el compuesto. 3- Si la sustancia es una sal u otro compuesto no ácido y no hidróxido: se tomarán la carga neta del compuesto Na2CO3 Sodio: Na+ …carga: +1 x2= 2 carbonato CO3 2 ….carga 2carga neta 2… que es la que permite que el compuesto se haga eléctricamente neutro OSMOLARIDAD PORCENTAJE EN MASA PORCENTAJE VOLUMEN/VOLUMEN Porcentaje en Volumen (o más conocido como porcentaje volumen a volumen) indica la relación de la cantidad en mililitro (ml) del soluto disuelto en 100 ml de solución 𝑉 % 𝑉 = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 x 100 PORCENTAJE PESO/VOLUMEN Porcentaje en peso a volumen (indica la relación del número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución 𝑝 % 𝑉 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑒𝑛 𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝑙) x 100 PARTES POR MILLON ppm Partes por millón indica la cantidad en que se ha diluido una soluión,. (se usa en soluciones muy diluidas) p𝑝𝑚 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔)𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝐾𝑔) 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 p𝑝𝑚 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔)𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 (𝐿) 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 FRACCIÓN MOLAR REACCIONES ENTRE SOLUCIONES CUANDO TRANSCRIBIMOS UNA REACCIÓN QUÍMICA LO HACEMOS EN FORMA DE ECUACIÓN: MOLECULAR, IONICA Y META REACCIONES ENTRE SOLUCIONES POR LO GENERAL LAS REACCIONES QUIMICAS Y CASI TODOS LOS PROCESOS BIOLOGICOS OCURREN EN MEDIO ACUOSO. LAS PRINCIPALES GRUPOS DE REACCIONES QUE SE LLEVAN A CABO EN DISOLUCIÓN ACUOSA SON: REACCIONES ACIDO BASE REACCION DE PRECIPITACIÓN REACCIONES REDOX PROPIEDADES DE LA SOLUCIONES TODOS LOS SOLUTOS QUE SE DISUELVEN EN AGUA SE AGRUPAN EN DOS CATEGORIAS: ELECTROLITO NO ELECTROLITO Soluciones de electrolitos: La sal se disocia en iones. Ejemplo: Electrolito es toda sustancia que en disolución conduce la corriente eléctrica en una solución de CaCl2, los iones Ca2+ y 2 Cl- se dispersan en el agua. ¡Por cada mol de CaCl2 disuelto, se obtienen 3 moles de iones! CLASIFICACIÓN DE SOLUTOS EN DISOLUCIÓN ACUOSA REACCIONES DE PRECIPITACIÓN SOLUBILIDAD DE ALGUNAS SUSTANCIAS SOLUBILIDAD DE ALGUNAS SUSTANCIAS S: SOLUBLE (más de 1g en 100 g de agua.) P: POCO SOLUBLE (entre 1 g y 0,001 g en 100 g de agua) I: PRACTICAMENTE INSOLUBLE (menos de 0,001 g en 100 g de agua) -- : se descompone por el agua o no existe FORMACIÓN DE PRECIPITADOS Ni(OH)2 Al(OH)3 REACCIONES ACIDO BASE ARRENHIUS SUSTANCIAS QUE SE IONIZAN EN AGUA PARA FORMAR IONES H+ ACIDOS BASES SUSTANCIAS QUE SE IONIZAN EN AGUA PARA FORMAR IONES OH- BRONSTED Bronsted propone nuevas definiciones más abarcadoras, donde no es necesario estar en una disolución acuosa. ES UN DONADOR DE PROTONES ACIDOS BASES ES UN ACEPTOR DE PROTONES REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN. LA REACCIÓN ENTRE CANTIDADES EQUIVALENTES DE ÁCIDOS Y BASES SE LLAMA NEUTRALIZACIÓN O REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN. CARACTERÍSTICA DE UNA REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN es siempre la combinación de hidrogeniones que proceden del ácido, con hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con liberación de energía calorífica como calor de neutralización y formación de una sal. Se expresa como : Ácido + Base = Sal + Agua REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN SON REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES. ABARCAN DESDE LA COMBUSTIÓN DE COMBUSTIBLES FÓSILES HASTA LA ACCIÓN DE LOS BLANQUEADORES DOMÉSTICOS.LA MAYORIA DE LOS ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METALICOS SE OBTIENEN A PARTIR DE SUS MINERALES POR PROCESOS DE OXIDACIÓN O DE REDUCCIÓN. MUCHAS SE LLEVAN A CABO EN AGUA PERO NO ES UNA CONDICIONANTE PARA QUE ESTO SUCEDA. REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN REACCIÓN DE OXIDACIÓN- SE REFIERE A LA SEMIECUACIÓN DE OXIDACIÓN QUE IMPLICA LA PERDIDA DE ELECTRONES. REACCIÓN DE REDUCCIÓN- SE REFIERE A LA SEMIECUACIÓN DE REDUCCIÓN QUE IMPLICA LA GANANCIA DE ELECTRONES. EN ESTA REACCIÓN SE MANEJAN LOS AGENTES OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR. A. REDUCTOR A. OXIDANTE A. REDUCTOR- ELEMENTO QUE SE OXIDA A. OXIDANTE- ELEMENTO QUE SE REDUCE TIPOS DE REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN COMBINACIÓN DESCOMPOSICIÓN DESPLAZAMIENTO DESPLAZAMIENTO DEL METAL DESPLAZAMIENTO DE HIDROGENO DESPLAZAMIENTO DE HALÓGENO Chang, Raymond 2011: Química general pp.116-128 capt. 4 DESPROPORCIÓN DILUCIÓN DE DISOLUCIONES Las disoluciones concentradas que no se utilizan normalmente, se guardan en el almacén del laboratorio. Con frecuencia estas disoluciones stock (de reserva) se diluyen antes de utilizarlas. La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una mas concentrada. Al efectuar un proceso de dilución , aumenta la cantidad de disolvente a una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin que cambie el número de moles de soluto presente en la disolución TITULACIÓN ÁCIDO-BASE. La naturaleza de las sustancias es una de los temas más estudiados por la química ya que de acuerdo a ésta, están determinados los tipos de reacciones que se presentan de acuerdo a los reactivos en un proceso. La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración en el caso de utilizar un indicador interno. A este punto se le llama punto de equivalencia. Los estudios cuantitativos de las reacciones de neutralización ácidobase se llevan a cabo en forma adecuada por la técnica de valoración o titulación DESCRIPCIÓN DE LA TITULACIÓN ACIDO - BASE La titulación es un proceso en el cual la solución estándar (del patrón primario) se combina con una solución de concentración desconocida para determinar dicha concentración. La curva de titulación es la gráfica que indica como el pH de la solución cambia durante el transcurso de la misma (el pH se gráfica contra el volumen de base o ácido agregado). El final de la titulación es el momento en que el pH llegase a 7, sin embargo, esto está en función de la “fuerza” del ácido o la base que se están titulando Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base fuerte, el pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones han sido neutralizados. Por otra parte, cuando la reacción ocurre entre una base fuerte y un ácido débil, el anión del ácido sufre una hidrólisis, por lo que el pH al que ocurre la neutralización es mayor que 7. Y en la situación contraria, entre ácido fuerte y una base débil, el catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidrónio, por lo que el pH es menor que 7. Para determinar éste punto (de equivalencia), podemos utilizar la curva de titulación potenciométrica de la reacción ácido-básica cuya gráfica resulta del pH del sistema contra volumen de ácido o de base agregados en la titulación. Es decir: En una valoración, una disolución de concentración exactamente conocida, denominada disolución patrón o estándar, se agrega en forma gradual a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos disoluciones se complete. INDICADORES EN LAS TITULACIONES En las titulaciones se pueden utilizar indicadores internos. No influyen en la concentración de la disolución. Los indicadores son compuestos orgánicos de estructura compleja que cambian de color en solución a medida que cambia el pH. En este tipo de titulaciones (con indicador interno) no se requiere de ningún gráfico para determinar el punto de equivalencia, solo se requiere observar el cambio de coloración de la solución para concluir el final de la reacción y hacer las mediciones correspondientes. A continuación se describen algunos de ellos. VALORACIONES ACIDO BASE. TITULACIÓN CALCULOS DE LOS PROCESOS DE TITULACIÓN. REACCION ENTRE SOLUCIONES SI SE CONOCE EL VOLUMEN DE LA DISOLUCIÓN PATRÓN Y DE LA DISOLUCIÓN DESCONOCIDA QUE SE UTILIZARON EN LA VALORACIÓN, ADEMÁS DE CONOCER LA CONCENTRACIÓN DE LA DISOLUCIÓN PATRÓN, SE PUEDE CALCULAR LA CONCENTRACIÓN DE LA DISOLUCIÓN DESCONOCIDA. Dispositivo para la valoración ácido-base. Indicador fenolftaleína, rosado en medio básico el punto de equivalencia, punto en el cual el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente la base Se agrega una disolución de NaOH de la bureta a la disolución en un matraz Erlenmeyer. https://youtu.be/Zps36BWNf5M Se alcanza el punto de equivalencia, aparece un color rosa rojizo. Nota: KHP –Talato acido de potasio C6 H4COOKCOOH- es un ácido débil que se emplea en la valoración de bases fuertes Mezclas Soluciones Coloides Suspensiones Soluciones Tipos de soluciones El proceso de disolución Unidades de concentración. Efecto de la temperatura y la presión en la solubilidad. Reacciones entre soluciones: Titulación ácido-base Mezclas Coloides, sistema formado por una o más fases que se pueden separar espontáneamente con el tiempo o mediante centrifugación moderada. El tamaño de las partículas disueltas oscila entre 10 y 100 Å. . Las suspensiones son mezclas heterogéneas formadas por un sólido disperso en un líquido . Se pueden separar espontáneamente debido al gran tamaño de las partículas disueltas. Las partículas dispersas tienen un tamaño de más de 1000 Å Tipos de soluciones El proceso de disolución Unidades de concentración. Efecto de la temperatura y la presión en la solubilidad. Reacciones entre soluciones: Titulación ácido-base SOLUCIONES Whitten, cap. 3 Chang, cap. 12 Soluciones: mezclas homogéneas de dos o más sustancias. Soluto: Es la sustancia que se disuelve, generalmente esta en menor cantidad. Disolvente, que va a disolver el soluto. Tipos de soluciones según el estado de agregación • El soluto es un líquido Sólida • El disolvente es un sólido • El soluto es un sólido Sólida • El disolvente sólido Tipos de soluciones según el estado de agregación • El soluto es un líquido Líquida • El disolvente es un líquido • El soluto es un solido Líquida • El disolvente es un líquido • El soluto es un gas Líquida • El disolvente es un líquido Tipos de soluciones según el estado de agregación Gaseosa • El soluto es un gas • El disolvente es gas Solubilidad Cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad determinada de disolvente a una temperatura dada. Factores que afectan la solubilidad: Naturaleza del soluto y disolvente: Similar disuelve a similar. Temperatura Presión Tamaño de partícula Velocidad Tipos de soluciones de acuerdo a la cantidad de soluto disuelto Saturada, contiene todo el soluto que se puede disolver a una temperatura dada en equilibrio con el soluto no disuelto. No saturada, contiene menos soluto disuelto que una solución saturada una temperatura dada. Sobre saturada, contiene más soluto que una solución saturada una temperatura dada. Proceso de disolución Se produce cuando la fuerza de atracción entre las partículas de soluto y disolvente es mayor que la atracción soluto-soluto o disolvente - disolvente. Solvatación, proceso mediante el disolvente rodea las partículas del soluto. Equilibrio de solubilidad Soluto + disolvente → disolución cristalización ← Proceso de disolución Propiedades coligativas Dependen de la cantidad de soluto disuelto y no de la naturaleza del soluto y disolvente. Son propiedades coligativas, disminución del punto de congelación, elevación punto de ebullición , la reducción de la presión de vapor y presión osmótica. CONCENTRACION Expresiones de concentración: Molaridad (M) Cantidad de soluto en una cantidad dada de disolvente M= moles / litro(solución) %P/P =( g de soluto / g de solución) x 100 %v/v = (v de soluto / v de solución) x 1 00 %p/v =( g de soluto / mL de solución ) x 100 Solución: masa soluto + masa disolvente Solución: volumen soluto + volumen de disolvente Molalidad (m) nº de moles / Kg de disolvente NORMALIDAD (N) eq-g/litro ( solución) eq-g= g/peso-eq peso-eq= pm/# H+ o OH- sustituidos Ejercicios Se disuelven 2 g de glucosa (C6H12O6) en 150 cm3 de agua destilada. ¿Cuál es la concentración de la disolución en % en masa? Calcular el tanto por ciento en peso de una disolución formada al añadir 10 g de sulfato cúprico a 500 g de agua. Tenemos 100 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico en agua de densidad 1,8g/cm3 y 9.6% de riqueza en masa. Calcula: a) La masa de soluto y la masa de disolvente que hay en la disolución Calcular el tanto por ciento en volumen de una disolución formada por 200 mL de etanol, 100mL de metanol y 400 mL de agua. ¿Qué volumen de disolución de una sal en agua al 12 % en peso, se tiene que extraer para obtener 2 g de sal tras cristalización? (densidad de la disolución 1,2 g/cm3). Ejercicio Calcule el número de gramos de agua que deben añadirse 8.50 g de KCl para preparar una solución al 12%. Ejercicios Calcular la molaridad de cada una de las soluciones siguientes: a) 1.50 g de KBr en 1.60 L de solución b) 2.78 g de Ca(NO3)2 en 150 ml de solución c) 2.50 g de Co (NO3)2 en 80 ml de solución ¿Qué masa de cloruro de sodio contienen 200 mL de una disolución cuya concentración es 2 mol/L Calcula la molaridad de una disolución de cloruro de calcio al 18 %, si su densidad es de 1,6 g/ml. Ejercicios Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571.6 g de H2 SO4 por litro de solución tiene una densidad de 1.329 g/ml. Calcular: a) el porcentaje en peso y b) la molaridad del ácido sulfúrico en solución. Ejercicios ¿Qué molalidad obtenemos al mezclar?: a.- 120 g de NaOH en 2,50 litros de agua. b.- 100 g de Nitrato de plata en 50 mL de alcohol (d= 0,78 g/ml) c.- 80 g de hidróxido de zinc en 400 mL de líquido (d = 1,2 kg/l) en Estequiometria de las soluciones Hacer ejercicios en el curso. La solución de concentración conocida se llama patrón o solución estándar. Dilución, procedimiento de preparar una solución a partir de otra más concentrada. C1V1= C2V2 Cuando una solución se diluye la cantidad de disolvente cambia pero el soluto permanece igual. La solución de concentración conocida se llama patrón o solución estándar. Dilución, procedimiento de preparar una solución a partir de otra más concentrada. C1V1= C2V2 Cuando una solución se diluye la cantidad de disolvente cambia pero el soluto permanece igual. Ejercicio Determine el volumen de una solución de acido sulfúrico H2SO4, que se necesita para preparar 2.50 L de disolución 1.50 M, a partir de una solución 18 M. Titulación : Método volumétrico que permite determinar la concentración de una solución midiendo el volumen de ella que reacciona con un volumen de una solución de concentración conocida . Pasos para preparar solución volumétrica Coloque una cantidad de soluto en el matraz aforado y adicione un poco de agua. Agite hasta que se disuelva todo el sólido. Completa con más agua hasta la marca del cuello del matraz. Mezcle la solución por completo invirtiendo el matraz Acido y Base Acido, es toda sustancia, ión o molécula que dona un protón. HCl(ac) + H2O ↔ H3O+ + Cl Cuando un ácido cede un protón se produce una base conjugada. Base, es toda sustancia, ion o molécula que capaz de aceptar un protón de un ácido. HCl(ac) + H2O ↔ H3O+ Cl Mientras que cuando una base acepta un protón se produce un ácido conjugado. Pares conjugados HX(ac) + H2O ↔ X- + H3O+(ac) Cualquier reacción ácido - base en equilibrio involucra una transferencia de protones. El anión X- que se forma recibe el nombre de Base Conjugada del ácido HX. El catión H3O+ que se forma recibe el nombre de Acido Conjugada de la base, Ejercicio Identifica los ácidos y bases de Bronsted y sus conjugados para los siguientes ácidos: HClO2 + H2O ↔ ClO2- + H3O+ OCl- + H2O ↔ HOCl + y OH- NH3 + H2PO4- ↔ NH+4 + y HPO4- Ejercicio Escriba el ácido conjugado para las bases CN- y NO2 Solución: a cada ión se añade un protón. HCN y HNO2 Escriba la base conjugada : HCOOH, HBrO, HIO3 Escriba el acido conjugado de: Cl-, HSO4-, HS- INSTITUTO TECNOLÓGICO DE SANTO DOMINGO (INTEC) ÁREA DE CIENCIAS BÁSICAS Y AMBIENTALES QUÍMICA I Fuente de elaboración: Profesor: MSc. Yaset Rodríguez Rodríguez Modificado por: profesora: MSc. Danaee M. López Ortiz Santo Domingo 2018-2021 Tema “Estados de la materia”. Sumario: -Teoría Cinético-Molecular: postulados. -Fuerzas intermoleculares -Propiedades de los líquidos: viscosidad, tensión superficial, presión de vapor, punto de ebullición. -Estructura y propiedades del agua. -Sólidos: estructura cristalina. Tipos de cristales. Sólidos amorfos. Punto de fusión. -Cambios de fase. Bibliografía. - Raymond Chang. Química 11na Edición TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR: POSTULADOS. la teoría cinético-molecular, tiene como base la existencia de la molécula y su movimiento constante. Esta teoría se basa en tres postulados fundamentales: 1. La sustancia, materia componente de los cuerpos, está constituida por pequeñas partículas (átomos, moléculas o agrupaciones de ellas). 2. Entre las partículas constituyentes de los cuerpos existen espacios vacíos. 3. Las partículas interactúan entre sí, de forma tal que cuando se las quiere separar, se atraen y cuando se las quiere unir más, se repelen. 4. Las partículas se encuentran en constante movimiento. -Teoría Cinético-Molecular: postulados. Se conoce que los cuerpos están formados por partículas (átomos, moléculas e iones), las cuales están separadas unas de otras, que en el caso de los cuerpos sólidos esta separación es menor, mientras que se hace más evidente en el caso de los cuerpos gaseosos. Esto explica por qué los gases pueden comprimirse y los líquidos y sólidos no los pueden hacer. También esto permite comprender la diferencia que existe entre las densidades de los gases y las densidades de los Líquidos y los solidos. En química en varias ocasiones se refieren a las fases, como los distintos estados de una sustancia presentes en un sistema. Una fase es una parte homogénea de un sistema, y aunque está en contacto con otras partes del mismo, está separada de esas partes por un límite bien definido. Teoría Cinético-Molecular: postulados. Los cuerpos en diferentes estados de agregación, están relacionados con la estructura interna que poseen. Un cuerpo o sustancia se encuentra en un estado de agregación determinado dependiendo de dos aspectos fundamentales de su estructura interna: • la atracción entre sus partículas • la velocidad del movimiento térmico entre ellas. Para la Teoría Cinético Molecular tuvo una gran repercusión la descripción y explicación del movimiento errático constante de partículas diminutas o muy pequeñas suspendida en un líquido o gas. El nombre se debe a su descubridor Robert Brown. (movimiento de partículas brownianas) Un aporte significativo fue la explicación del movimiento browniano suponiendo la existencia de las moléculas, dada por Maryan Smolujouski y Albert Einstein en 1905, así como las determinaciones experimentales de Jean Perrin, cuyos resultados concordaban con los predichos por Einstein y Smolujouski. La explicación de este tipo de movimiento demostró la existencia y características del movimiento de las moléculas. Movimiento browniano Es el movimiento incesante, caótico y desordenado de las partículas macroscópicas suspendidas en líquidos o gases. El agitado movimiento de las partículas brownianas refleja el carácter caótico del movimiento molecular y constituye una prueba evidente de ello. El movimiento de las partículas browniana no es el movimiento de las partículas (átomos o moléculas). La difusión es un fenómeno que evidencia que las partículas constituyentes de las sustancias (átomos y moléculas) se encuentran en constante movimiento. Si se coloca un terrón de azúcar en el fondo de un vaso con agua, el azúcar se disuelve y se difundirá lentamente a través del agua; pero si no se remueve, el líquido pueden pasar semanas antes de que la disolución se aproxime a la homogeneidad. FUERZAS INTERMOLECULARES Los estados de la materia dependen de las magnitudes de las fuerzas intermoleculares relacionadas con la cantidad de energía térmica en la muestra. Las moléculas y átomos están en constante movimiento aleatorio, el cual aumenta con el incremento de la temperatura. La energía asociada con este movimiento se llama energía térmica. Gases: tienen fuerzas intermoleculares relacionadas con la energía térmica más débiles que las que presentan los sólidos y líquidos: donde estas fuerzas son mayores. • Son las fuerzas de atracción que mantienen unidas las moléculas. Actúan sobre ellas impidiéndoles su libre movimiento. Características: • Definen los estados de la materia • La energía que se requiere para separar las moléculas es mucho menor que la energía para romper un enlace químico. • Definen el estado físico de la materia. • Determinan el punto de ebullición y de fusión Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Estas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases y ejercen aún más influencia en las fases condensadas de la materia, es decir, en los líquidos y los sólidos. Son las responsables de las propiedades macroscópicas de las moléculas. A diferencia de las fuerzas intermoleculares, las fuerzas intramoleculares, mantienen juntos los átomos de una molécula. (En el enlace químico, participan estas fuerzas.) Estas fuerzas estabilizan las moléculas individuales, en tanto que las fuerzas intermoleculares son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de la materia (por ejemplo, punto de fusión y punto de ebullición). Todas las fuerzas atractivas entre átomos neutros y moléculas se conocen como fuerzas de van der Waals, aunque generalmente se las denomina de manera más informal como atracción intermolecular. Tipos de fuerzas de van der Waals: ✓ Las fuerzas dipolo-dipolo ✓ Dipolo-dipolo inducido ✓ Las fuerzas de dispersión OJO: las fuerzas ion-dipolo, NO son fuerzas de van der Waals, se atraen por fuerzas electrostáticas 12 Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las intramoleculares, por ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de sus moléculas Las fuerzas dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y las fuerzas de dispersión se denominan fuerzas de van der Waals Los iones y dipolos se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas conocidas como fuerzas ion-dipolo , que no son fuerzas de van der Waals. Fuerzas intermoleculares. Tipos. Las fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atracción entre moléculas polares , es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolares. Su origen es electrostático y se pueden entender en función de la ley de Coulomb. La ley de Coulomb también explica las fuerzas ion-dipolo , las cuales atraen entre si un ion (ya sea un catión o un anión) y una molécula polar. La intensidad de esta interacción depende de la carga y el tamaño del ion, así como de la magnitud del momento dipolar y el tamaño de la molécula. Si un ion o una molécula polar se acerca a un átomo (o una molécula no polar), la distribución electrónica del átomo (o molécula) se distorsiona por la fuerza que ejerce el ion o la molécula polar, dando lugar a una clase de dipolo. Se dice que el dipolo del átomo (o molécula no polar) es un dipolo inducido porque la separación de sus cargas positiva y negativa se debe a la proximidad de un ion o una molécula polar. La interacción atractiva entre un ion y el dipolo inducido se conoce como interacción ion-dipolo inducido , en tanto que la atracción entre una molécula polar y el dipolo inducido se conoce como interacción dipolo-dipolo inducido. La probabilidad de inducir un momento dipolar depende también de la polarizabilidad del átomo o molécula, es decir, de qué tan fácil se distorsiona la distribución electrónica del átomo (o molécula). En general, un átomo o molécula tiende a ser más polarizable a medida que aumenta el número de electrones y se hace más difusa la nube electrónica . Fuerzas de dispersión, son fuerzas de atracción que se generan a partir de los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas. A temperaturas muy bajas (y a velocidades atómicas reducidas), las fuerzas de dispersión son lo bastante fuertes para mantener unidos los átomos de He y hacer que el gas se condense. Esto también explica la atracción entre moléculas no polares. Las fuerzas de dispersión La presencia de este dipolo puede, distorsionar los electrones de un átomo o molécula vecinos, produciendo un dipolo inducido. Estos dos dipolos temporarios fluctúan rápidamente y dan como resultado una atracción electrostática relativamente débil entre las especies. Fuerzas de dispersión entre moléculas diatómicas no polares. 19/01/2023 A temperaturas muy bajas (velocidades atómicas reducidas), estas fuerzas son lo bastante fuertes para mantener unidos los átomos de He y hacer que el gas se condense. Esto también explica la atracción entre moléculas no polares. 16 Las fuerzas de dispersión aumentan con la masa molar. Como las moléculas con mayor masa molar suelen tener más electrones, las fuerzas de dispersión aumentan con el número de electrones. Además, una mayor masa molar a menudo refleja un átomo más grande, y es más fácil alterar su distribución electrónica porque el núcleo atrae con menos fuerza a los electrones externos. Dado que todas estas moléculas son no polares, las únicas fuerzas intermoleculares de atracción presentes son las fuerzas de dispersión. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS: VISCOSIDAD, TENSIÓN SUPERFICIAL, PRESIÓN DE VAPOR, PUNTO DE EBULLICIÓN. LA TENSIÓN SUPERFICIAL La tensión superficial es una medida de la fuerza elástica que existe en la superficie de un líquido. La tensión superficial es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un liquido por unidad de área (por ejemplo, por 1 cm2). Los líquidos que tienen fuerzas intermoleculares grandes también poseen tensiones superficiales altas. Como consecuencia de los enlaces de hidrógeno, el agua tiene una tensión superficial mucho mayor que la de la mayoría de los líquidos. Water has relatively strong surface tension! La acción capilar es otro ejemplo de tensión superficial. El agua sube espontáneamente en un tubo capilar cuando una delgada película de agua se adhiere a las paredes del tubo de vidrio. La tensión superficial del agua hace que esta película se contraiga y obligue al agua a elevarse hacia la parte superior del tubo. La capilaridad es el resultado de dos tipos de fuerzas. Una de ellas es la cohesión, o atracción intermolecular entre moléculas semejantes (en este caso, las moléculas de agua); la otra fuerza, conocida como adhesión, es una atracción entre moléculas distintas, como las del agua y las del tubo de vidrio. la cohesión es mayor que la adhesión adhesión es mas fuerte que la cohesión Santo Domingo 2018 La viscosidad es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Cuanto más viscoso es un líquido, más lento es su flujo. La viscosidad de un líquido suele disminuir con el aumento de la temperatura; por esta razón la melaza caliente fluye más rápido que cuando está fría. Los líquidos viscosos resisten el flujo , dado a: - fuerzas intermoleculares - largas cadenas moleculares que se enredan La velocidad de vaporización aumenta con: • Aumento del área superficial • incremento en la temperatura • Disminución de la fuerza de las fuerzas intermoleculares Las moléculas de la superficie se evaporan -Menos contactos intermoleculares Los líquidos que se evaporan fácilmente se denominan volátiles, mientras que los que no se vaporizan fácilmente se denominan no volátiles. La presión de vapor de un líquido es la presión parcial de su vapor en equilibrio dinámico con su líquido. La presión de vapor aumenta con: • Un aumento de la temperatura • Disminución de intermoleculares las fuerzas Ebullición Durante la ebullición, la energía térmica es suficiente para hacer que las moléculas de agua en el interior del líquido se vuelvan gaseosas, formando burbujas que contienen moléculas de agua gaseosa. Curvas de calor La temperatura del agua se calienta a medida que aumenta la temperatura del ambiente hasta la ebullición. Durante la ebullición, la temperatura permanece constante a 100 ° C hasta que el líquido se evapore. CAMBIOS DE FASE. Los cambios de fase, o las transformaciones de una fase a otra, se presentan cuando se agrega o se quita energía (casi siempre en forma de calor). Son cambios físicos que se distinguen porque cambia el orden molecular; en la fase sólida las moléculas alcanzan el máximo ordenamiento, y en la fase gaseosa tienen el mayor desorden. La relación entre el cambio de energía y el aumento o disminución del orden molecular ayuda a entender la naturaleza de estos cambios físicos. Cambio de orden molecular (aumenta) Cambio de energía cinética (aumenta) SÓLIDOS: ESTRUCTURA CRISTALINA. TIPOS DE CRISTALES. SÓLIDOS AMORFOS. PUNTO DE FUSIÓN. Punto de Fusión: es la temperatura a la cual un sólido pasa a líquido a la presión atmosférica. Durante el proceso de cambio de estado de una sustancia pura, la temperatura se mantiene constante puesto que todo el calor se emplea en el proceso de fusión. Toda sustancia tiene una temperatura crítica (Tc), por arriba de la cual la fase gaseosa no se puede licuar, independientemente de la magnitud de la presión que se aplique. La Tc es la temperatura más alta a la cual una sustancia puede existir en forma líquida. Por encima de ella, no hay una distinción fundamental entre un líquido y un gas: simplemente se tiene un fluido. La presión crítica (Pc) es la mínima presión que se debe aplicar para llevar a cabo la licuefacción a la temperatura crítica. Cambios de fase. Cambios de fase. TIPOS DE CRISTALES. SÓLIDOS AMORFOS. PUNTO DE FUSIÓN. Los sólidos se dividen en: cristalinos y amorfos. El hielo es un sólido cristalino que posee un ordenamiento estricto y regular, es decir, sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas. Gracias a la distribución de estas partículas en el sólido cristalino, las fuerzas netas de atracción intermolecular son máximas. Las fuerzas que mantienen la estabilidad de un cristal pueden ser iónicas, covalentes, de van der Waals, puentes de hidrógeno o una combinación de todas ellas. Una celda unitaria es la unidad estructural básica que se repite en un sólido cristalino. La figura se muestra una celda unitaria y su extensión en tres dimensiones. Cada esfera representa un átomo, ion o molécula y se denomina punto reticular. Estructura de los diferentes tipos de cristales Hace que cada tipo de cristal presente diferentes propiedades Cristales iónicos, tienen dos características importantes: 1) están formados de especies cargadas 2) los aniones y los cationes suelen ser de distinto tamaño. Cristales covalentes, se mantienen unidos en una red tridimensional únicamente por enlaces covalentes Cristales moleculares, los puntos reticulares están ocupados por moléculas que se mantienen unidas por fuerzas de van der Waals y enlaces de hidrógeno Azufre Cristales metálicos, cada punto reticular del cristal está ocupado por un átomo del mismo metal Corte transversal de un cristal metálico. Cada carga positiva representa el núcleo y los electrones internos de un átomo metálico. El área gris que rodea los iones metálicos positivos indica el mar móvil de electrones. Un sólido amorfo, como el vidrio, carece de un ordenamiento bien definido y de un orden molecular repetido es decir carecen de una distribución tridimensional regular de átomos. El vidrio es uno de los materiales más valiosos y versátiles de la civilización. Es también uno de los más antiguos: hay artículos de vidrio que datan del año 1000 a.C. Es un producto de fusión de materiales inorgánicos ópticamente transparente que se ha enfriado a un estado rígido sin cristalizar. VIDRIOS. TIPOS DE VIDRIOS. COMPOSICIÓN Y PROPIEDADES ISOMORFISMO Dos cuerpos son isomorfos cuando, pese a contar con distintas composiciones químicas, disponen de la misma estructura cristalina y están en condiciones de asociarse para cristalizar. Este fenómeno recibe el nombre de isomorfismo. POLIMORFISMO Se refiere a aquello que cuenta o que puede adoptar múltiples formas. El término también hace mención a una propiedad capaz de atravesar numerosos estados. En química el polimorfismo nombra a los compuestos y los elementos capaces de adoptar distintas formas sin que se modifique su estructura natural. Para la bioquímica, el polimorfismo es un fenómeno que surge cuando las proteínas y los ácidos nucleicos pueden aparecer con diferentes formas moleculares. ALOTROPIA Alotropía se utiliza para denominar a la propiedad que tienen ciertos elementos químicos de aparecer con diferentes características en cuanto a la física o con distintas estructuras moleculares. La diversidad de propiedades se vincula al modo en que se disponen los átomos en el espacio. Esta particularidad hace que un mismo elemento químico pueda presentar varias conformaciones. Alótropo- Molécula que está compuesta por un único elemento y que tiene diversas estructuras. . TETRAFOSFORO OZONO • Ozono CARBONO (C) • Fosforo blanco • Fósforo rojo OXÍGENO (O2) FÓSFORO (P4) ALOTROPIA • Grafito • Diamante ALOTROPIA FÓSFORO ROJO FÓSFORO BLANCO INSTITUTO TECNOLOGICO DE SANTO DOMINGO ÁREA DE CIENCIAS BÁSICAS Y AMBIENTALES SUB-AREA DE MEDIO AMBIENTE. Química I Profesor: MSc. Ing Danaee María López Ortiz. danaee.lopez@intec.edu.do Tema: ESTRUCTURA DE LOS SOLIDOS Sumario: ❖Descripción de la estructura de los sólidos. ❖Celdas unitarias descripción dela estructuras cristalinas. ❖Empaquetamiento de esferas. (dinámica Cristalografía avanzada) ❖Solidos iónicos. Estructura característica. ❖Solidos amorfos. ESTRUCTURA DE LOS SOLIDOS Cuales son los estados de la materia? Que son los sólidos? Cuales son sus características fundamentales https://youtu.be/huVPSc9X61E CRISTALINOS AMORFOS Por eso permiten el paso de la luz y demuestran cierta transparencia https://youtu.be/a758fQ0wZ0g CELDA UNITARIA es la subdivisión de un cristal que cuando se apila sin rotación o reflexión reproduce al cristal RELACIÓN ENTRE LOS PARÁMETROS DE RED EN TRES DIMENSIONES SIETE SISTEMAS CRISTALINOS CUBICO HEXAGONAL MONOCLINICO TRIGONAL TETRAGONAL TRICLINICO ORTOROMBICO RELACION ENTRE EL RADIO ATOMICO Y EL PARAMETRO DE RED SISTEMAS CUBICOS DINÁMICA CÚBICA SIMPLE PROPIEDADES ATOMOS POR CELDA: 1/8 Vértice : 1 átomo. Relación entre la arista y el radio: 2r= a CENTRADA EN EL CUERPO PROPIEDADES ATOMOS POR CELDA: 1/8 X 8 aristas + 1 centro : 2 átomo. Relación entre la arista y el radio: 2r= a SOLIDOS IONICOS Binarios: Sal de gema NaCl, KI, blenda del cinc. ternarios: perovskita Presión de vapor baja Fragilidad Conducen electricidad en disolución acuosa CONCLUSIONES ✓ EXISTEN CUATRO TIPOS DE SOLIDOS: MOLECULARES, RED CRISTALINA, METALICOS E IONICOS. ✓ SOLIDOS CRISTALINOS TIENE ESTRUCTURAS EN FORMA DE RED, Y RESPONDEN A LAS 7 SISTEMAS DE ESTRUCTURAS CRISTALINAS. ✓ SOLIDOS METALICOS TIENE FUERTE COHESION ENTRE SUS STOMOS POR LO QUE SUS TEMPERATURAS DE FUSION SON ELEVADAS ✓ LAS ESTRUCTURAS DE LOS ATOMOS Y SU EMPAQUETAMIENTO DEFINE LAS PROPIEDADES FISICAS DE LOS ELEMENTOS. Unidad 7 Fuerzas intermoleculares Chang: capítulo 11 Unidad 6 Nombre y breve descripción • • • • • Prop. esp. asociado Fuerzas intermoleculares • Propiedades de los líquidos: viscosidad, tensión superficial, presión de vapor, punto de ebullición. • Estructura y propiedades del agua. Sólidos: estructura cristalina. Tipos de cristales. Sólidos amorfos. Punto de fusión. Cambios de fase. • • Comprender la Teoría Cinético-Molecular de la materia. Establecer diferencias entre los estados de agregación de la materia, según la Teoría Cinético-Molecular Interpretar los cambios de estado a la luz de la Teoría Cinético-Molecular Describir las características esenciales de líquidos, sólidos y gases. Fuerzas Intermoleculares • • • • • • Son las fuerzas de atracción que mantienen unidas las moléculas. Actúan sobre ellas impidiéndoles su libre movimiento. Características: Definen los estados de la materia La energía que se requiere para separar las moléculas es mucho menor que la energía para romper un enlace químico. Definen el estado físico de la materia. Determinan el punto de ebullición y de fusión Tipos Fuerza ion dipolo (electrostática) • • Interacción entre partículas cargadas. La interacción electrostática depende de la cantidad de cargas y de la distancia entre ellas. Esta fuerza será mayor cuanto más carga tengan las partículas y cuanto más cerca estén. Ejemplo hidratación del NaCl Fuerzas de van der Waals • • • • Ion dipolo Dipolo – dipolo Puente de Hidrógeno Fuerzas de dispersión (fuerzas de London) Fuerzas de dispersión (fuerzas de London) • • • Se presenta, básicamente, entre moléculas no polares. Son las responsables de que los gases se licuen. Es la fuerza intermolecular más débil. Dipolo - dipolo • • • • Se produce en moléculas polares. Se produce cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del negativo de otra En los líquidos, las moléculas están en libertad de moverse, pueden encontrarse en orientaciones atractivas o repulsivas. En los sólidos, predominan las atractivas. La intensidad va a depender de la polarización de dichas moléculas polares o, sea, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. Ejemplo: compuestos con puentes de hidrogeno. Puente de hidrógeno Son un tipo especial de atracción dipolo-dipolo. Se produce entre moléculas muy polares que poseen átomos muy electronegativos (F, O, N) unidos a hidrógeno. La unión se establece entre los pares de e- libres y el átomo de H. Son fuerzas intermoleculares muy intensas y permanentes. Son más fuertes que las interacciones dipolo -dipolo y que las fuerzas de dispersión. Ejemplos: HF; H2O yNH3. Puente de hidrógeno • • • • • • La formación de puentes de hidrógeno es la responsable de un gran número de propiedades físicas en el comportamiento de algunas substancias, especialmente del H2O. Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos como alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc. Es la causa de las relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de estos compuestos. Reducen la presión de vapor. Aumentan los puntos de ebullición Aumentan la viscosidad Fuerzas Dipolo-dipolo inducido • • • • Fuerza de atracción entre un ion y una molécula apolar. Al acercarse un dipolo a una molécula no polar genera sobre ésta una distorsión de la nube de e-,originando un dipolo transitorio. La proximidad del ión provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula que convierte de modo transitorio en una molécula polarizada. Ejemplo: la interacción entre el ion Fe++ de la hemoglobina y la molécula de O2, que es apolar. Esta interacción es la que permite la unión reversible del O2 a la hemoglobina y el transporte de O2 desde los pulmones hacia los tejidos. Fuerzas ion dipolo • • • • Son atracciones entre un ion y el polo de carga opuesta de una molécula polar. La magnitud de la atracción aumenta con la carga del ion y la carga del dipolo. Son los enlaces intermoleculares mas fuertes. Ejemplo disolución de un sólido iónico en agua. Propiedades de los líquidos • Tensión superficial es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. Propiedades de los líquidos • • Cohesión es una atracción intermolecular entre moléculas semejantes. Adhesión es una atracción entre moléculas distintas Propiedades de los líquidos • Viscosidad es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Tipos de sólidos • • • • • Cristalino: Es un sólido que su estructura posee un patrón regular y sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones fijas. Las fuerzas que unen las partículas pueden ser iónicas, covalentes, puentes de hidrógeno , fuerzas van der Waals o combinación de ellas. Pueden ser iónicos, covalentes molecular o metálicos. Su dureza, densidad y dureza depende de la fuerza que une las partículas. Celda unitaria: es la unidad básica repetitiva de disposición de átomos o moléculas en un sólido cristalino. Tipos de sólidos Sólidos amorfos • • • Sus partículas no obedecen a una estructura ordenada. Las partículas no tienen disposicion ni forma definida. Su punto de fusión es variado. Ejemplo Cambios de fase • Punto de ebullición , temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa. • Punto de fusión, temperatura a la cual las fases sólidas y líquidas están en equilibrio. • Presión de vapor, es la presión de equilibrio entre la fase gaseosa y la fase líquida. Estructura y propiedades del agua • Trabajo de los estudiantes. Ejercicios • Chang: 11.10, 11.12, 11.18, 11.21, 11.25, 11.23, 11.27, 11.28, 11.29
