Química - QM310: Estados de Agregación de la Materia - Universidad Hispanoamericana de Panamá - PDF

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Universidad Hispanoamericana de Panamá Licenciatura en Ciencias de la Enfermería Química - QM310 III MÓDULO. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA José Troestch M.Sc. Cel: 6954-0413 [email protected] Panamá, 17 y 24 de Febrero 2023  CONTENIDO Los gases Sólidos y líquidos: -Equilibrio entre sólidos, líquidos y gases. -Mezclas de sustancias. -Disoluciones.  Introducción Las propiedades físicas de una sustancia dependen a menudo de su estado. Los gases, son en diversos aspectos mucho más sencillos que los líquidos y los sólidos. El movimiento molecular de los gases resulta por completo aleatorio, y las fuerzas de atracción entre sus moléculas son tan pequeñas que cada una se mueve en forma libre y fundamentalmente independiente de las otras. El punto central de este tema será Sujetos a cambios de temperatura y presión, es el comportamiento de las sustancias fácil predecir el comportamiento de los gases. que existen como gases en Las leyes que norman este comportamiento han condiciones atmosféricas normales desempeñado una importante función en el de presión y temperatura, es decir, a desarrollo de la teoría atómica de la materia y la 25°C y 1 atmósfera (atm) de teoría cinética molecular de los gases. presión. Introducción Introducción 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.  Presión de un gas Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Los humanos nos hemos adaptado fisiológicamente tan bien a la presión del aire que nos rodea, que por lo regular desconocemos su existencia, quizá como los peces son inconscientes de la presión del agua sobre ellos.  Unidades del SI para la presión La presión es una de las propiedades de los gases que se mide con mayor facilidad. Para entender cómo se mide la presión de un gas, conviene saber cómo se obtienen las unidades de medición. Para ello, empezaremos con la velocidad y la aceleración. La velocidad se define como el cambio en la distancia en función del tiempo, es decir, La unidad SI de velocidad es m/s, aunque también se utiliza cm/s. La aceleración es el cambio de velocidad en función del tiempo, o La aceleración se mide en m/s2 (o cm/s2 ).  Unidades del SI para la presión La segunda ley del movimiento, formulada por sir Isaac Newton a finales del siglo XVII, define otro término, llamado fuerza, del cual se derivan las unidades de presión. De acuerdo con esta ley, Fuerza = masa x aceleración En este contexto, la unidad SI de fuerza es el newton (N), donde 1 N = 1 Kg m/s2 Por último, la presión se define como la fuerza aplicada por unidad de área: fuerza presión= área La unidad SI de presión es el pascal (Pa), que se define como un newton por metro cuadrado: 1 Pa = 1 N/m2 Presión atmosférica La fuerza que experimenta cualquier superficie expuesta a la atmósfera de la Tierra es igual al peso de la columna de aire que está encima de ella. La presión atmosférica es la presión que ejerce la atmósfera de la Tierra. El valor real de la presión atmosférica depende de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas.  El barómetro En el nivel molecular, la presión del aire se produce debido a choques entre las moléculas del aire contra cualquier superficie con la que entren en contacto. La magnitud de la presión depende de la frecuencia y la fuerza con que las moléculas impacten la superficie. Es el instrumento más común para medir la presión atmosférica. Un barómetro sencillo consta de un tubo largo de vidrio, cerrado en un extremo y lleno de mercurio. Si el tubo se invierte con cuidado sobre un recipiente con mercurio, de manera que no entre aire en el tubo, parte del mercurio saldrá del tubo hacia el recipiente, creando un vacío en el extremo superior. El peso del mercurio remanente en el tubo se conserva por la presión atmosférica que actúa sobre la superficie del mercurio en el recipiente.  Presión atmosférica estándar 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 0°C al nivel del mar. En otras palabras, la presión atmosférica estándar es igual a la presión de 760 mmHg, donde mmHg representa la presión ejercida por una columna de mercurio de 1 mm de altura. La unidad de mmHg también se llama torr, en honor del científico italiano Evangelista Torricelli, 3 quien inventó el barómetro. Así  El manómetro Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de los gases distintos a los de la atmósfera. El principio de operación de un manómetro es parecido al de un barómetro. Existen dos tipos de manómetros. El manómetro de tubo cerrado se utiliza comúnmente para medir presiones menores a la presión atmosférica, en tanto que el manómetro de tubo abierto es más adecuado para medir presiones iguales o mayores que la presión atmosférica. El manómetro Casi todos los barómetros y la mayor parte de los manómetros emplean mercurio como fluido de trabajo, a pesar de que es una sustancia tóxica, al igual que sus vapores. La razón es que el mercurio tiene una densidad muy alta (13.6 g/mL) en comparación con la mayoría de los líquidos. Como la altura de la columna de un líquido es inversamente proporcional a su densidad, esta propiedad permite construir barómetros y manómetros pequeños que se manipulan con facilidad.  Ley de Boyle La presión de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional al volumen del gas. Podemos escribir una expresión matemática que muestre la relación inversa entre la presión y el volumen: donde el símbolo α significa proporcional a. Se puede cambiar ~ por el signo de igualdad y escribir donde k1 es una constante llamada constante de proporcionalidad. La ecuación anterior es una expresión matemática de la ley de Boyle. Podemos reorganizar la ecuación para obtener  Ilustraciones esquemáticas de la ley de Boyle, ley de Charles y ley de Avogadro. Esta forma de la ley de Boyle establece que el producto de la presión y el volumen de un gas a temperatura y cantidad del gas constantes es una constante. En el diagrama se observa una representación esquemática de la ley de Boyle. La cantidad n es el número de moles del gas y R es una constante, que se definirá más adelante, donde veremos que la constante de proporcionalidad, k1 , de la ecuación es igual a nRT Ley de Charles Ley de Avogrado Aunque los valores individuales de presión y volumen pueden variar mucho para una muestra dada 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. Por consiguiente, para una muestra de un gas bajo dos conjuntos de condiciones distintas a temperatura constante, tenemos donde V1 y V2 son los volúmenes sometidos a las presiones P1 y P2 , respectivamente. Relación temperatura-volumen: ley de Charles y de Gay-Lussac La ley de Boyle depende de que la temperatura del sistema permanezca constante. Pero suponga que cambia la temperatura. ¿Cómo afectará el cambio de la temperatura al volumen y la presión de un gas? Veamos por principio de cuentas el efecto de la temperatura sobre el volumen de un gas. Los primeros investigadores que estudiaron esta relación fueron los científicos franceses Jacques Charles y Joseph Gay-Lussac  Escala de temperatura Kelvin En 1848, Lord Kelvin comprendió el significado de dicho fenómeno. Identificó la temperatura de -273.15°C como el cero absoluto, teóricamente la temperatura más baja posible. Tomando el cero absoluto como punto de partida, estableció entonces una escala de temperatura absoluta, conocida ahora como escala de temperatura Kelvin. En la escala Kelvin, un kelvin (K) es igual en magnitud a un grado Celsius. La única diferencia entre la escala de temperatura absoluta y la de Celsius es la posición del cero. Los puntos importantes de las dos escalas se comparan del siguiente modo:  Ley de Charles y de Gay-Lussac La conversión entre °C y K. En la mayor parte de los cálculos de este texto utilizaremos 273 en lugar de 273.15 para relacionar K y °C. Por convenio, usamos T para denotar la temperatura absoluta (kelvin) y t para indicar la temperatura en la escala Celsius. La dependencia del volumen de un gas con la temperatura está dada por donde k2 es la constante de proporcionalidad. La ecuación se conoce como ley de Charles y de Gay-Lussac, o simplemente ley de Charles, la cual establece que el volumen de una cantidad fi ja de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.  Ley de Charles y de Gay-Lussac La ley de Charles también observamos que el factor de proporcionalidad, k2 , en la ecuación anterior es igual a nR/P. Tal como hicimos para la relación presión-volumen a temperatura constante, podemos comparar dos condiciones de volumen- temperatura para una muestra dada de un gas a presión constante. De la ecuación (5.3) podemos escribir donde V1 y V2 son los volúmenes de los gases a las temperaturas T1 y T2 (ambas en kelvins), respectivamente. Otra forma de la ley de donde k3 = nR/V. Con la Charles muestra que ecuación (5.5), tenemos para una cantidad de gas a volumen donde P 1 y P 2 son las constante, la presión del presiones del gas a gas es proporcional a la temperaturas T 1 y T 2 , temperatura respectivamente.  Relación entre volumen y cantidad: ley de Avogadro El trabajo del científico italiano Amedeo Avogadro complementó los estudios de Boyle, Charles y Gay-Lussac. En 1811 publicó una hipótesis donde estableció 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 donde n representa el número de moles y k4 es la constante de proporcionalidad. La ecuación es la expresión matemática de la ley de Avogadro, la cual establece que a presión y temperatura constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles del gas presente. k4 = RT/P.  Ecuación del gas ideal Podemos combinar las tres expresiones a una sola ecuación maestra para el comportamiento de los gases: PV = nRT donde R, la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases. La ecuación, conocida como ecuación del gas ideal, explica la relación entre las cuatro variables P, V, T y n. Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente con la ecuación del gas ideal.  R = la constante de los gases Antes que apliquemos la ecuación del gas ideal a un sistema real, debemos calcular R, la constante de los gases. A 0°C (273.15 K) y 1 atm de presión, muchos gases reales se comportan como un gas ideal. En los experimentos se demuestra que en esas condiciones, 1 mol de un gas ideal ocupa un volumen de 22.414 L, que es un poco mayor que el volumen de una pelota de baloncesto. Las condiciones de 0°C y 1 atm se denominan temperatura y presión estándar, y a menudo se abrevian TPE. Para la mayoría de los cálculos redondearemos el valor de R a tres cifras significativas (0.0821 L atm/K mol), y utilizaremos 22.41 L para el volumen molar de un gas a TPE.  Universidad Hispanoamericana de Panamá Licenciatura en Ciencias de la Enfermería Química - QM310 III MÓDULO. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA José Troestch M.Sc. Cel: 6954-0413 [email protected] Teoría cinética molecular de líquidos y sólidos La diferencia principal entre los estados condensados (líquidos y sólidos) y el estado gaseoso estriba en la distancia entre las moléculas. Teoría cinética molecular de líquidos y sólidos En los líquidos, las moléculas están tan juntas que hay muy poco espacio vacío, por ello son más difíciles de comprimir y, en condiciones normales, son mucho más densos que los gases. Las moléculas de los líquidos se mantienen juntas por uno o más tipos de fuerzas de atracción. En este caso, las moléculas no escapan a las fuerzas de atracción y por ello los líquidos también tienen un volumen definido. Sin embargo, como las moléculas se mueven con libertad, un líquido puede fluir, derramarse y adoptar la forma del recipiente que lo contiene. Teoría cinética molecular de líquidos y sólidos En un sólido, las moléculas ocupan una posición rígida y prácticamente no tienen libertad para moverse. Muchos sólidos tienen como característica un ordenamiento de largo alcance, es decir, sus moléculas están distribuidas en una configuración regular tri-dimensional. En un sólido hay aún menos espacio vacío que en un líquido. Por ello, los sólidos son casi incompresibles, y su forma y volumen están bien definidos. Con algunas excepciones (como la del agua, que es la más importante), la densidad de la forma sólida es mayor que la de la forma líquida para una sustancia dada. Teoría cinética molecular de líquidos y sólidos Los químicos 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. Fuerzas intermoleculares Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Las fuerzas intramoleculares mantienen juntos los átomos de una molécula. (En el enlace químico, participan fuerzas intramoleculares). Estas fuerzas estabilizan las moléculas individuales, en tanto que las fuerzas intermoleculares son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de la materia (puntos de fusión y de ebullición, etc).  Fuerzas dipolo-dipolo Son las fuerzas de atracción entre moléculas polares, es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolares. Un dipolo es un conjunto de dos polos eléctricos o magnéticos de igual magnitud y signo contrario , y muy próximos. Su origen es electrostático. A mayor momento dipolar mayor será la fuerza. En los líquidos, las moléculas polares no están unidas de manera tan rígida como en un sólido, pero tienden a alinearse de tal manera que, en promedio, las interacciones de atracción son máximas. Fuerzas dipolo-dipolo  Fuerzas ion-dipolo Las fuerzas ion-dipolo, las cuales atraen entre sí 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. Las cargas en los cationes están más concentradas porque estos iones suelen ser más pequeños que los aniones. En consecuencia, con una carga de igual magnitud, un catión experimenta una interacción más fuerte con los dipolos que un anión. Fuerzas de dispersión 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. Fuerzas de dispersión, es decir, fuerzas de atracción que se generan a partir de los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas.  Propiedades de los líquidos Las fuerzas intermoleculares determinan varias de las características estructurales y propiedades de los líquidos. La tensión superficial es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. 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.  Tensión superficial La acción capilar es otro ejemplo de tensión superficial. Por ejm una muestra de agua que 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.  Viscosidad 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 con fuerzas intermoleculares fuertes son más viscosos que los que tienen fuerzas intermoleculares débiles. El agua tiene mayor viscosidad que muchos otros líquidos por su capacidad para formar enlaces de hidrógeno. Los sólidos  Los sólidos Los sólidos se dividen en dos categorías: cristalinos y amorfos. Un sólido cristalino (como el hielo) 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, de enlaces de hidrógeno o una combinación de todas ellas. Un sólido amorfo (como el vidrio), carece de un ordenamiento bien definido y de un orden molecular repetido.  Estructura cristalina - Empaquetamiento de esferas Una celda unitaria es la unidad estructural básica que se repite en un sólido cristalino. La figura muestra una celda unitaria y su extensión en tres dimensiones. Cada esfera representa un átomo, ion o molécula y se denomina punto reticular. Tipos de cristales y propiedades generales  Sólidos amorfos Los sólidos amorfos, como el vidrio, carecen de una distribución tridimensional regular de átomos.  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). Los cambios de fase 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. Conviene tener presente que la relación entre el cambio de energía y el aumento o disminución del orden molecular ayudará a entender la naturaleza de estos cambios físicos.  Equilibrio Líquido - gas Evaporación y condensación. En un líquido, algunas moléculas tienen una energía cinética suficiente para vencer las fuerzas atractivas y pasar a estado gaseoso. Este proceso se llama evaporación y su velocidad crece si aumenta la temperatura y si disminuye la energía cinética mínima para ese líquido.  Equilibrio Líquido - gas Una molécula gaseosa puede chocar con la superficie del líquido y ser capturada por ella. Este proceso se llama condensación y su velocidad crece con la presión parcial del gas. El líquido y el gas correspondiente establecen un equilibrio cuando la velocidad de evaporación iguala a la de condensación. Para una sustancia y temperatura dadas, la presión parcial del gas en el equilibrio es una constante llamada presión de vapor del líquido (pv ). Si la presión parcial del gas es mayor que p v , parte del vapor condensa; si es menor, parte del líquido se evapora, alcanzándose el equilibrio cuando se igualan ambas presiones. Los líquidos que se evaporan con facilidad se llaman volátiles y tienen presiones de vapor relativamente altas. La cantidad de calor que debe añadirse a un mol de líquido para evaporarlo a temperatura constante y a la presión de equilibrio, se llama entalpía molar de vaporización (∆Hvap). En condiciones termodinámicas normales (p = 1 atm), se llama entalpía molar normal de vaporización (∆H°vap ). La vaporización es siempre un proceso endotérmico, por lo que sus entalpías son siempre positivas.  Ecuación de Clausius–Clapeyron La presión de vapor de un líquido aumenta con la temperatura y disminuye con la entalpía de vaporización, según la ecuación lnpv(en atm) = –∆H° vap /RT + ∆S° vap /R, obtenida por Clausius experimentalmente y deducida posteriormente por Clapeyron a partir de las leyes termodinámicas. ∆S° es el cambio de entropía (magnitud relacionada con el desorden) al pasar de un estado al otro.  Ebullición La ebullición es una forma “violenta” de evaporación que se produce cuando, al elevar la temperatura, la presión de vapor iguala a la presión total (figura 8.2). La temperatura de ebullición de un líquido disminuye al disminuir la presión: el agua ebulle a 100 °C a 1 atm de presión, a menos de 100 °C a presiones inferiores a 1 atm, y a más de 100 °C a presiones superiores a 1 atm. De la ecuación de Clausius–Clapeyron, se deduce la expresión Te = ∆H° vap /(∆S° vap – Rlnp), donde p es la presión total.  Regla de Trouton. En 1884, Trouton encontró que, para la mayoría de líquidos, la relación entre la entalpía molar de vaporización y la temperatura normal de ebullición (∆H° vap /T° e ) era aproximadamente 92 J K –1 mol –1. Se sabe que ∆H° vap /T° e = ∆S° vap. Es decir, la relación de Trouton es una medida del aumento del desorden al tomar 1 mol de partículas empaquetadas en el estado líquido y separarlas en el estado gaseoso. Algunos líquidos, como el agua, presentan relaciones ∆H° vap /T°e elevadas porque son sustancias con partículas fuertemente asociadas en el estado líquido (p. ej. mediante enlace de hidrógeno), es decir, con un estado líquido anormalmente ordenado. Frederick Thomas Trouton  El punto crítico Un líquido se puede evaporar reduciendo la presión sobre el líquido por debajo del valor de su presión de vapor. Por contra, un gas se puede licuar un gas comprimiéndolo a una presión por encima del valor de la presión de vapor del líquido. Sin embargo, cada sustancia tiene una temperatura crítica por encima de la cual el gas no puede licuarse por compresión (figura 8.3 y tabla 8.2). La diferencia de volumen molar (y densidad) entre el líquido y el gas, que viene dada por el ancho de la cúpula, se anula a la temperatura crítica. En el punto crítico, ambas fases se confunden en una sola, llamada a menudo fluido supercrítico.  Equilibrio sólido-gas Parte de las partículas de un sólido tienen energía suficiente para pasar a gas. Las características de este equilibrio son similares a las del equilibrio entre líquidos y gases. Por encima de la temperatura crítica, al no existir estado líquido, un sólido sublima (pasa directamente a gas) y un gas deposiciona La presión de vapor del sólido depende de la entalpía y entropía de sublimación, y de la temperatura, según la ecuación lnp v(en atm) = –∆H° sub /RT + ∆S° sub /R. La temperatura de sublimación es el equivalente de la de ebullición.  Equilibrio sólido-gas-líquido La estabilidad del estado líquido frente al estado sólido para una sustancia dada, puede deducirse a partir de los datos de los equilibrios sólido–gas y líquido–gas, considerando que, a una temperatura dada, el estado más estable es el que presenta menor presión de vapor (figura 8.4).  Disoluciones Una disolución es una mezcla homogénea (los componentes no se pueden distinguir a simple vista) de dos o más sustancias en proporciones variables -Debemos distinguir entre: Soluto: sustancia que se disuelve. Disolvente: sustancia en la que si disuelve el soluto. Disolución: conjunto formado por el disolvente y el soluto -Si hay dudas sobre quién es el soluto y quien el disolvente, se considera disolvente al componente que esta en mayor proporción. Disolución molecular: partículas de soluto son moléculas (azúcar en agua). Disolución iónica: las partículas de soluto son iones (NaCl en agua).  Los gases Sólidos y líquidos: -Equilibrio entre sólidos, líquidos y gases. -Mezclas de sustancias. -Disoluciones. GRACIAS