03 - Propiedades de Solidos, Liquidos y Gases PDF

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Propiedades de líquidos, sólidos y gases

Líquido, sólido y gaseoso son los tres estados de agregación de la materia. En esta sección vamos a analizar las características de cada uno a niveles intramoleculares, sus comportamientos y el porqué de estos.

Propiedades de los gases

Teoría cinética molecular

Efusión y difusión moleculares

Ley de efusión de Graham

Difusión y trayectoria libre media

Propiedades de los líquidos y sólidos

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de dispersión de London

Estructuras de sólidos

Video conceptual

Referencias

LECCIÓN 1 de 11

Propiedades de los gases

En muchos sentidos, los gases son la forma de materia más fácil de entender. Aunque diferentes sustancias gaseosas puedan tener propiedades químicas muy distintas, tienen propiedades físicas muy similares.

Los gases difieren significativamente de los sólidos y los líquidos en varios sentidos. Por ejemplo, un gas se expande espontáneamente hasta llenar su recipiente. En consecuencia, el volumen de un gas es el volumen del recipiente en el que se guarda.

Los gases también son muy comprensibles: cuando se aplica presión a un gas, su volumen disminuye fácilmente. En contraste, los líquidos y los sólidos no se expanden para llenar sus recipientes y tampoco son fácilmente compresibles.

Los gases forman mezclas homogéneas unos con otros sin importar las identidades ni las proporciones relativas de los gases componentes. La atmósfera es un ejemplo excelente.

Las propiedades características de los gases se deben a que las moléculas individuales están relativamente alejadas unas de otras. Por ejemplo, en el

aire que respiramos, las moléculas ocupan apenas cerca del 0.1% del volumen total, el resto es espacio vacío. Así, cada molécula se comporta, en gran medida, como si las otras no estuvieran presentes. Esto indica que los diferentes gases se comportan de forma similar, aunque se componen de moléculas distintas.

Presión

La presión en los gases, ya fue analizada en el módulo 3.

Los gases ejercen una presión sobre cualquier superficie con la que están en contacto.

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LECCIÓN 2 de 11

Teoría cinética molecular

La teoría de la cinética molecular es aquella de las moléculas en movimiento que nos ayuda a entender las propiedades físicas de los gases, como comprender la razón por la que un gas se expande al calentarlo o por qué aumenta su presión cuando el gas se comprime a temperatura constante, por ejemplo.

1

Los gases son grandes cantidades de moléculas que están en continuo movimiento aleatorio (aleatorio, al azar, sin ningún orden definido).

2

El volumen de todas las moléculas del gas es insignificante en comparación con el volumen total en el que está contenido el gas (las moléculas del gas ocupan un pequeñísimo lugar, el resto es espacio vacío).

3

Las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas del gas son insignificantes.

4

Mientras la temperatura del gas permanezca estable, la energía cinética promedio de las moléculas no cambiará con el tiempo,

más allá de que al chocarse dichas moléculas puedan transferir energía entre ellas. Las moléculas de todos los gases tendrán la misma energía cinética promedio siempre que estén a la misma temperatura. Esto es porque la energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura.

La teoría cinética-molecular permite entender tanto la presión como la temperatura a un nivel molecular. La presión de un gas se debe a los choques de las moléculas contra las paredes del recipiente. La magnitud de la presión depende tanto de la frecuencia como de la fuerza con que las moléculas chocan con las paredes del recipiente que los contiene.

Figura 1: Moléculas de gas chocando contra las paredes del recipiente que lo contiene

Fuente: Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013, p. 414.

La temperatura de un gas es una medida de la energía cinética promedio de sus moléculas. Si dos gases distintos están a la misma temperatura, sus moléculas tienen la misma energía cinética promedio. Si la temperatura de un gas aumenta al doble (de 200 K pasa a 400 K), la energía cinética promedio de sus moléculas aumenta también al doble. El movimiento molecular aumenta al aumentar la temperatura.

Velocidad rms (µ)

Hay otro valor importante en los gases, el valor de la velocidad cuadrática media (velocidad rms, por sus siglas en inglés), µ, de las moléculas a cada temperatura. Esta cantidad es la velocidad de una molécula que posee la energía cinética promedio.

La velocidad rms es importante porque la energía cinética promedio de las moléculas de gas, ε, está relacionada directamente con µ2:

donde m es la masa de la molécula.

Como la masa no cambia con la temperatura, el aumento en la energía cinética promedio cuando aumenta la temperatura indica que la velocidad rms (µ) de las moléculas debe aumentar al aumentar la temperatura.

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LECCIÓN 3 de 11

Efusión y difusión moleculares

Según la teoría cinética-molecular, la energía cinética promedio de cualquier gas tiene un valor específico a una temperatura dada. Así, un gas compuesto por partículas livianas como el helio (He) tiene la misma energía cinética promedio que uno mucho más pesado, como el xenón (Xe), siempre que los dos gases estén a la misma temperatura.

La masa de las partículas del gas más liviano es menor que la del gas más pesado. En consecuencia, las partículas del gas más liviano deben tener una velocidad rms mayor, µ, que las partículas del más pesado.

La siguiente ecuación expresa este hecho:

Dado que la masa molar M aparece en el denominador, cuanto menor sea la masa de las moléculas del gas, mayor será la velocidad rms, µ .

El hecho de que la velocidad dependa de la masa tiene varias consecuencias interesantes.

El primer fenómeno es la efusión, que es el escape de un gas del recipiente que lo contiene, a través de un agujero diminuto hacia el exterior. Por ejemplo, una pelota desinflada. En ella el aire está escapando a través del agujero de la pinchadura.

El segundo es la difusión, que es la dispersión de una sustancia dentro de un espacio o dentro de una segunda sustancia. Por ejemplo, las moléculas de un perfume que se difunden dentro de una habitación.

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LECCIÓN 4 de 11

Ley de efusión de Graham

La Ley de Graham, a través de una ecuación, compara las velocidades de efusión de dos gases distintos bajo idénticas condiciones e indica que el gas más liviano efunde más rápidamente.

Si las velocidades de efusión de las dos sustancias son r1 yr2, y sus masas molares respectivas son M1y M2, la ley de Graham establece que:

Figura 2: Gráfico de efusión de gases

Fuente: Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013, p. 418.

En este ejemplo tenemos dos globos inflados con diferentes gases, el azul contiene nitrógeno (N2) y el rojo helio (He).

Las moléculas de Helio escapan a través de los poros del globo con mayor rapidez por ser este gas más liviano que el Nitrógeno.

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LECCIÓN 5 de 11

Difusión y trayectoria libre media

La difusión, al igual que la efusión, es más rápida en las moléculas livianas que en las pesadas. De hecho, la relación de las velocidades de difusión de dos gases en condiciones idénticas se aproxima bastante con la ley de Graham también.

Sin embargo, la difusión es un proceso un poco más complicado que la efusión. Si bien las velocidades de las moléculas de los gases son muy altas, notemos que si alguien abre un frasco de perfume en un extremo de una habitación pasarán unos cuantos minutos antes de que se pueda sentir el olor en el otro extremo.

Esto es porque la difusión de los gases es mucho más lenta que las velocidades moleculares a causa de los choques de las moléculas. Estos choques ocurren con mucha frecuencia en un gas a presión atmosférica, unas 1010 veces por segundo para cada molécula. Debido a estos choques moleculares, la dirección de movimiento de una molécula de gas cambia constantemente. Por tanto, la difusión de una molécula de un punto a otro consiste en muchos segmentos rectos cortos, porque los choques la sacuden en direcciones al azar.

Primero, la molécula se mueve en una dirección, luego en otra; por un instante a alta velocidad, luego a baja velocidad, y así.

La distancia promedio que una molécula recorre entre choques se denomina trayectoria libre media.

La trayectoria libre media varía con la presión. Imaginemos que estamos caminando por un centro comercial. Si hay mucha gente en el lugar (presion alta) la distancia promedio que podemos caminar sin toparnos con otra persona es corta (trayectoria libre media corta). Si el lugar está vacío (baja presión), podremos caminar grandes distancias (trayectoria libre media larga) antes de toparnos con alguien más.

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LECCIÓN 6 de 11

Propiedades de los líquidos y sólidos

El vapor de agua (humedad del aire), el agua de un lago y el hielo de un glaciar son formas de la misma sustancia, el H2O. Todas tienen las mismas propiedades químicas, pero muestran grandes diferencias porque tienen distintas propiedades físicas.

Tabla 1: Algunas propiedades características de los estados de la materia

¿Se Forma

Asume tanto

Gas

comprime ?

¿Fluye?

Difusión

Sí, fluye fácilmente.

Rápida.

el

volumen como la forma del recipiente que lo contiene.

Sí,

es

compresibl e.

Forma

Asume la forma de la porción del recipiente Líquido

que ocupa. No se expande para

¿Se comprime ?

No, es prácticame nte incompresi ble.

¿Fluye?

Difusión

Sí, fluye fácilmente.

Lenta.

No, fluye.

Muy lenta.

llenarlo.

Sólido

Conserva su propia forma y volumen.

No, es prácticame nte incompresi ble.

no

Fuente: adaptado de Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013, p. 438.

Comparación molecular de líquidos y sólidos

Como se describió anteriormente, los gases son un grupo de moléculas separadas por grandes distancias y en constante movimiento caótico. La energía cinética media de las moléculas es mucho mayor que la energía media de las atracciones entre ellas. La falta de fuerzas de atracción

intensas entre las moléculas es la que permite al gas expandirse para llenar su recipiente.

En los líquidos, las fuerzas de atracción intermoleculares son fuertes como para mantener juntas las moléculas. Por ello, los líquidos son mucho más densos y mucho menos compresibles que los gases. A diferencia de los gases, los líquidos tienen un volumen definido, independiente del tamaño y la forma de su recipiente. Sin embargo, las fuerzas de atracción en los líquidos no tienen la intensidad suficiente para evitar que las moléculas se muevan unas respecto a otras. Por esto, los líquidos pueden verterse, y asumen la forma de su recipiente. (Brown, Le May , Bursten, Murphy, 2013)

En los sólidos, las fuerzas de atracción intermoleculares son lo bastante intensas no solo para mantener muy juntas las moléculas, sino para fijarlas prácticamente en su sitio. Los sólidos, al igual que los líquidos, no son muy compresibles, porque las moléculas no tienen mucho espacio libre entre ellas. Es común que las moléculas ocupen posiciones en un patrón altamente regular. Los sólidos que poseen estructuras muy ordenadas se clasifican como cristalinos.

Dado que las partículas de un sólido no están en libertad de tener movimientos de largo alcance es la razón por la que son rígidos. Sin embargo, hay que tener en cuenta que las unidades que forman el sólido (iones o moléculas) poseen energía térmica y vibran en su posición. Esta energía de vibración aumenta cuando el sólido se calienta.

Las partículas que componen la sustancia pueden ser átomos individuales, como en el Ar; moléculas, como en el H 2O; o iones, como en el NaCl. El estado de una sustancia depende en gran medida del balance entre la energía cinética de la partícula y las energías de atracción entre partículas:

Laenergía cinéticatiende a mantener a las partículas separadas y en movimiento. Las energías de atracción entre partículas tienden a juntarlas.

Los gases a temperatura ambiente tienen atracciones entre partículas más débiles que los líquidos; los líquidos, a su vez, tienen atracciones más débiles que los sólidos.

Si aumentamos la presión sobre una sustancia, obligamos a las moléculas a juntarse, lo que hace que aumente la intensidad de las fuerzas intermoleculares. (Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013)

Figura 3: Comparación en el nivel molecular de gases, líquidos y sólidos

Fuente: Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013, p. 439.

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LECCIÓN 7 de 11

Fuerzas intermoleculares

Las intensidades de las fuerzas intermoleculares de diferentes sustancias varían dentro de un intervalo amplio, pero generalmente son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. Este es el motivo por el cual se requiere menos energía para evaporar un líquido o para fundir un sólido que para romper enlaces covalentes en las moléculas.

Por ejemplo, solo se requiere 16 kJ/mol para vencer las atracciones intermoleculares entre las moléculas de HCl en el HCl líquido y vaporizarlo, pero la energía necesaria para romper el enlace covalente y disociar el HCl en átomos deH y Cl es de 431 kJ/mol. (Brown,Le May , Bursten , Murphy, 2013)

Muchas propiedades de los líquidos, incluido su punto de ebullición, van de la mano con la intensidad de sus fuerzas intermoleculares. Cuanto más intensas son las fuerzas de atracción, más alta es la temperatura a la que el líquido ebulle, hierve. De igual manera, el punto de fusión de un sólido aumenta

a

medida

intermoleculares.

que

aumente

la

intensidad

de

las

fuerzas

Figura 4: Comparación de un enlace covalente (una fuerza intramolecular) y una atracción intermolecular

Fuente: Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013, p. 439.

Existen diferentes tipos de fuerzas de atracción entre moléculas neutras: fuerzas ión-dipolo, fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London y fuerzas de puente de hidrógeno.

Estas fuerzas también se denominan fuerzas de van der Waals. Los cuatro tipos de fuerzas son de naturaleza electrostática, es decir, implican atracciones entre especies positivas y negativas. Todas suelen ser mucho más débiles que los enlaces covalentes o iónicos, sus intensidades representan menos del 15% de un enlace.

Fuerzas ion-dipolo

Este tipo de fuerza de atracción es muy importante en las soluciones. Existe entre un ion y la carga parcial de un extremo de una molécula polar. Las moléculas polares son dipolos; tienen un extremo positivo y uno negativo (por ejemplo, el HCl es una molécula polara causa de la diferencia de electronegatividad de los átomos de H y de Cl).

Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo.

La magnitud de la atracción aumenta cuando aumenta la carga del ion o la magnitud del momento dipolar. (Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013)

Figura 5: Orientación de las moléculas polares hacia los iones

Fuente: Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013, p. 440.

En la figura podemos ver cómo el extremo negativo o positivo de moléculas polares se orientan hacia un catión de carga positiva o anión de carga negativa.

Fuerzas dipolo-dipolo

Las moléculas polares neutras se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de otra. Estas fuerzas dipolo-dipolo sólo son eficaces cuando las moléculas polares están muy juntas, y generalmente son más débiles que las fuerzas ion-dipolo.

En los líquidos, las moléculas polares están en libertad de moverse unas respecto a otras y a veces están en orientaciones que son atractivas y a veces en orientaciones repulsivas. Dos moléculas que se atraen pasan más tiempo cerca una de otra que dos que se repelen, por lo que el efecto global es una atracción neta.

Para que operen fuerzas dipolo-dipolo, las moléculas deben poder juntarse en la orientación correcta. Si las moléculas tienen polaridad parecida, las que tienen menor volumen molecular generalmente son las que tienen fuerzas de atracción dipolo-dipolo más intensas. (Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013)

En el gráfico a continuación,  se muestra la interacción de dos moléculas polares.

Figura 6: Fuerzas Dipolo-Dipolo

Fuente: Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013, p. 440.

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LECCIÓN 8 de 11

Fuerzas de dispersión de London

London reconoció que el movimiento de los electrones en un átomo o molécula puede crear un momento dipolar instantáneo.

Por ejemplo, si se pudiera congelar el movimiento de los electrones de un átomo en un instante dado, sus electrones podrían estar en el mismo lado del núcleo. Justo en ese instante entonces el átomo tendría un momento dipolar instantáneo (la densidad de carga negativa en un lugar puntual)

Dado que los electrones se repelen, los movimientos de los electrones de un átomo influyen en los movimientos de los electrones de los átomos cercanos. Así, el dipolo temporal de un átomo puede inducir un dipolo similar en un átomo adyacente y hacer que los átomos se atraigan. Esta interacción atractiva se llama “fuerza de dispersión de London” y, al igual que las fuerzas dipolo-dipolo, sólo es significativa cuando las moléculas están muy cercanas unas a otras.

Las fuerzas de dispersión operan entre todas las moléculas, sean polares o no polares.

Las moléculas polares experimentan atracciones dipolo-dipolo como se explicó anteriormente, pero también experimentan fuerzas de dispersión al mismo tiempo, porque los electrones se mueven creando densidades de cargas negativas en un momento dado.

Figura 7: Dispersión de London en un átomo de helio

Fuente: Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013, p. 444.

Puentes de Hidrógeno

Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un enlace H-F, H-O o H-N) y un par de electrones no compartido en un ion o átomo electronegativo pequeño cercano (por lo general también un átomo de F, O o N de otra molécula).

Figura 8: Ejemplos de puentes de Hidrógeno

Fuente: Brown, Le May, Bursten, Murphy, 2013, p. 444.

En la figura las líneas continuas representan enlaces covalentes y las punteadas en rojo los puentes de hidrógeno. Se puede observar, que los hidrógenos forman puente con el O y el N y gracias a eso las moléculas pueden estar juntas.

Los puentes de hidrógeno son generalmente más fuertes que las atracciones dipolo-dipolo o las fuerzas de dispersión y por eso tienen gran imp...