Propiedades de los líquidos Cuando se vierte un vaso de agua, o se carga un automóvil de gasolina, se observa que el agua y la gasolina fluyen libremente. Pero cuando se vierte jarabe en las tortitas o se añade aceite al motor de un automóvil, se observa que el jarabe y el aceite de motor no fluyen con tanta facilidad. La viscosidad de un líquido es una medida de su resistencia al flujo. El agua, la gasolina y otros líquidos que fluyen libremente tienen una baja viscosidad. La miel, el jarabe, el aceite de motor y otros líquidos que no fluyen libremente, como los que se muestran en la , tienen viscosidades más altas. Podemos medir la viscosidad midiendo la velocidad con la que una bola de metal cae a través de un líquido (la bola cae más lentamente a través de un líquido más viscoso) o midiendo la velocidad con la que un líquido fluye a través de un tubo estrecho (los líquidos más viscosos fluyen más lentamente). (a) La miel y (b) el aceite de motor son ejemplos de líquidos con altas viscosidades; fluyen lentamente (créditos: a: modificación del trabajo de Scott Bauer; b: modificación del trabajo de David Nagy). Las IMF entre las moléculas de un líquido, el tamaño y la forma de las moléculas y la temperatura determinan la facilidad con la que fluye un líquido. Como muestra la , cuanto más complejas sean las moléculas de un líquido desde el punto de vista estructural y más fuertes sean las IMF entre ellas, más difícil será que se desplacen entre sí y mayor será la viscosidad del líquido. A medida que aumenta la temperatura, las moléculas se mueven más rápidamente y sus energías cinéticas son más capaces de superar las fuerzas que las mantienen unidas; así, la viscosidad del líquido disminuye. Viscosidades de sustancias comunes a 25 °C Sustancia Fórmula Viscosidad en miliPascales (mPa-s) agua H 2 O 0,890 mercurio Hg 1,526 etanol C 2 H 5 OH 1,074 octanaje C 8 H 18 0,508 etilenglicol CH 2 (OH)CH 2 (OH) 16,1 miel variable ~2.000–10.000 aceite de motor variable ~50–500 Las distintas IMF entre moléculas idénticas de una sustancia son ejemplos de fuerzas de cohesión . Las moléculas de un líquido están rodeadas por otras moléculas y las fuerzas de cohesión del líquido las atraen por igual en todas las direcciones. Sin embargo, las moléculas de la superficie de un líquido solo son atraídas por la mitad de las moléculas. Debido a las atracciones moleculares desbalanceadas en las moléculas de la superficie, los líquidos se contraen para formar una forma que minimiza el número de moléculas en la superficie, es decir, la forma con el área superficial mínima. Una pequeña gota de líquido tiende a adoptar una forma esférica, como se muestra en la , porque en una esfera, la relación entre la superficie y el volumen es mínima. Las gotas más grandes se ven más afectadas por la gravedad, la resistencia del aire, las interacciones de la superficie, etc., y, por tanto, son menos esféricas. Las fuerzas de atracción dan lugar a una gota de agua esférica que minimiza la superficie; las fuerzas de cohesión mantienen la esfera unida; las fuerzas de adhesión mantienen la gota unida a la red (créditos de la foto: modificación del trabajo de “OliBac”/Flickr). La tensión superficial se define como la energía necesaria para aumentar el área superficial de un líquido, o la fuerza necesaria para aumentar la longitud de una superficie líquida en una cantidad determinada. Esta propiedad es el resultado de las fuerzas de cohesión entre las moléculas en la superficie de un líquido, y hace que la superficie de un líquido se comporte como una membrana de goma estirada. Las tensiones superficiales de varios líquidos se presentan en la . Entre los líquidos comunes, el agua presenta una tensión superficial claramente elevada debido al fuerte enlace de hidrógeno entre sus moléculas. Como resultado de esta elevada tensión superficial, la superficie del agua representa una "piel dura" que puede soportar una fuerza considerable sin romperse. Una aguja de acero colocada cuidadosamente en el agua flotará. Algunos insectos, como el que se muestra en la , aunque son más densos que el agua, se mueven en su superficie porque se apoyan en la tensión superficial. Tensiones superficiales de sustancias comunes a 25 °C Sustancia Fórmula Tensión superficial (mN/m) agua H 2 O 71,99 mercurio Hg 458,48 etanol C 2 H 5 OH 21,97 octanaje C 8 H 18 21,14 etilenglicol CH 2 (OH)CH 2 (OH) 47,99 La tensión superficial (a la derecha) impide que este insecto, un "zancero del agua", se hunda en ella. La tensión superficial se ve afectada por una serie de variables, como la introducción de sustancias adicionales en la superficie. A finales del siglo XIX, Agnes Pockels, que en un principio se vio impedida de seguir una carrera científica pero estudió por su cuenta, comenzó a investigar el impacto y las características de las películas jabonosas y grasientas en el agua. Utilizando materiales caseros, desarrolló un instrumento conocido como canaleta para medir los contaminantes de la superficie y sus efectos. Con el apoyo del renombrado científico Lord Rayleigh, su artículo de 1891 demostró que la contaminación de la superficie reduce significativamente la tensión superficial, y que el cambio de las características de la superficie (comprimiéndola o expandiéndola) también afecta a la tensión superficial. Décadas más tarde, Irving Langmuir y Katharine Blodgett se basaron en el trabajo de Pockels en su propia canaleta y en importantes avances en la química de superficies. Langmuir fue pionero en los métodos para producir capas de película de una sola molécula; Blodgett los aplicó al desarrollo de vidrio no reflectante (fundamental para la fabricación de películas y otras aplicaciones), y también estudió métodos relacionados con la limpieza de superficies, que son importantes en la fabricación de semiconductores. Las fuerzas intermoleculares de atracción entre dos moléculas diferentes se denominan fuerzas adhesivas . Piense en lo que ocurre cuando el agua entra en contacto con alguna superficie. Si las fuerzas adhesivas entre las moléculas de agua y las moléculas de la superficie son débiles en comparación con las fuerzas de cohesión entre las moléculas de agua, el agua no "moja" la superficie. Por ejemplo, el agua no moja las superficies enceradas ni muchos plásticos como el polietileno. El agua forma gotas en estas superficies porque las fuerzas de cohesión dentro de las gotas son mayores que las fuerzas adhesivas entre el agua y el plástico. El agua se extiende sobre el vidrio porque la fuerza de adhesión entre el agua y el vidrio es mayor que las fuerzas de cohesión dentro del agua. Cuando el agua está confinada en un tubo de vidrio, su menisco (superficie) tiene una forma cóncava porque el agua moja el vidrio y se arrastra por el lateral del tubo. Por otro lado, las fuerzas de cohesión entre los átomos de mercurio son mucho mayores que las fuerzas adhesivas entre el mercurio y el vidrio. Por lo tanto, el mercurio no moja el vidrio, y forma un menisco convexo cuando está confinado en un tubo porque las fuerzas de cohesión dentro del mercurio tienden a atraerlo en forma de gota ( ). Las diferencias en la fuerza relativa de las fuerzas cohesivas y adhesivas dan lugar a diferentes formas de menisco para el mercurio (izquierda) y el agua (derecha) en tubos de vidrio (créditos: Mark Ott). Si se coloca un extremo de una toalla de papel en el vino derramado, como se muestra en la , el líquido absorbe la toalla de papel. Un proceso similar ocurre en una toalla de tela cuando la usa para secarse después de la ducha. Se trata de ejemplos de acción capilar , cuando un líquido fluye dentro de un material poroso debido a la atracción de las moléculas del líquido hacia la superficie del material y hacia otras moléculas del líquido. Las fuerzas adhesivas entre el líquido y el material poroso, combinadas con las fuerzas de cohesión dentro del líquido, pueden ser lo suficientemente fuertes como para mover el líquido hacia arriba en contra de la gravedad. El vino absorbe una toalla de papel (izquierda) debido a la fuerte atracción que ejercen las moléculas de agua (y etanol) sobre los grupos −OH de las fibras de celulosa de la toalla y a la fuerte atracción que ejercen las moléculas de agua sobre otras moléculas de agua (y etanol) (derecha) (créditos de la foto: modificación del trabajo de Mark Blaser). Las toallas absorben los líquidos como el agua porque las fibras de una toalla están hechas de moléculas que son atraídas por las moléculas de agua. La mayoría de las toallas de tela son de algodón, y las de papel suelen estar hechas de pasta de papel. Ambos están formados por largas moléculas de celulosa que contienen muchos grupos −OH. Las moléculas de agua son atraídas por estos grupos −OH y forman enlaces de hidrógeno con ellos, lo que atrae a las moléculas de H 2 O hacia las moléculas de celulosa. Las moléculas de agua también se atraen entre sí, por lo que grandes cantidades de agua suben por las fibras de celulosa. La acción capilar también puede producirse cuando un extremo de un tubo de pequeño diámetro se sumerge en un líquido, como se ilustra en la . Si las moléculas del líquido son fuertemente atraídas por las moléculas del tubo, el líquido sube por el interior del tubo hasta que el peso del líquido y las fuerzas adhesivas se equilibran. Cuanto menor es el diámetro del tubo, más sube el líquido. El agua y los nutrientes disueltos se transportan desde el suelo a través de las raíces hasta la planta, en parte gracias a la acción capilar que se produce en las células de la planta, llamada xilema. La acción capilar es la base de la cromatografía en capa fina, una técnica de laboratorio utilizada habitualmente para separar pequeñas cantidades de mezclas. Usted depende de un suministro constante de lágrimas para mantener sus ojos lubricados y de la acción capilar para bombear el líquido lagrimal. Dependiendo de las fuerzas relativas de adhesión y cohesión, un líquido puede subir (como el agua) o bajar (como el mercurio) en un tubo capilar de vidrio. La magnitud del ascenso (o descenso) es directamente proporcional a la tensión superficial del líquido e inversamente proporcional a la densidad del líquido y al radio del tubo. La altura a la que ascenderá un líquido en un tubo capilar se determina por varios factores, como se muestra en la siguiente ecuación: h = 2 T cos θ r ρ g En esta ecuación, h es la altura del líquido dentro del tubo capilar con respecto a la superficie del líquido fuera del tubo, T es la tensión superficial del líquido, θ es el ángulo de contacto entre el líquido y el tubo, r es el radio del tubo, ρ es la densidad del líquido y g es la aceleración debida a la gravedad, 9,8 m/s 2 . Cuando el tubo está hecho de un material al que las moléculas del líquido son fuertemente atraídas, se extenderán completamente por la superficie, lo que corresponde a un ángulo de contacto de 0°. Esta es la situación del agua que sube en un tubo de vidrio. Subida capilar A 25 °C, ¿a qué altura subirá el agua en un tubo capilar de vidrio con un diámetro interior de 0,25 mm? Para el agua, T = 71,99 mN/m y ρ = 1,0 g/cm 3 . Solución El líquido subirá hasta una altura h dada por h = 2 T cos θ r ρ g El Newton se define como un kg m/s 2 , por lo que la tensión superficial proporcionada equivale a 0,07199 kg/s 2 . La densidad proporcionada debe convertirse en unidades que se anulen adecuadamente: ρ = 1.000 kg/m 3 El diámetro del tubo en metros es de 0,00025 m, por lo que el radio es de 0,000125 m. En un tubo de vidrio sumergido en agua, el ángulo de contacto es θ = 0°, por lo que cos θ = 1 . Finalmente, la aceleración debida a la gravedad en la Tierra es g = 9,8 m/s 2 . Sustituyendo estos valores en la ecuación, y cancelando las unidades, tenemos: h = 2 ( 0,07199 kg/s 2 ) ( 0,000125 m ) ( 1.000 kg/m 3 ) ( 9,8 m/s 2 ) = 0,12 m = 12 cm Compruebe lo aprendido El agua sube en un tubo capilar de vidrio hasta una altura de 8,4 cm. ¿Cuál es el diámetro del tubo capilar? Respuesta: diámetro = 0,36 mm Aplicaciones biomédicas de la acción capilar Muchas pruebas médicas requieren la extracción de una pequeña cantidad de sangre, por ejemplo para determinar la cantidad de glucosa en una persona con diabetes o el nivel de hematocrito en un deportista. Este procedimiento puede realizarse fácilmente gracias a la acción capilar, la capacidad de un líquido de subir por un tubo pequeño en contra de la gravedad, como se muestra en la . Cuando se pincha el dedo, se forma una gota de sangre que se mantiene unida debido a la tensión superficial, es decir, a las atracciones intermoleculares desbalanceadas en la superficie de la gota. Entonces, cuando el extremo abierto de un tubo de vidrio de diámetro estrecho toca la gota de sangre, las fuerzas adhesivas entre las moléculas de la sangre y las de la superficie del vidrio hacen que la sangre suba por el tubo. La distancia que sube la sangre por el tubo depende del diámetro del tubo (y del tipo de líquido). Un tubo pequeño tiene una superficie relativamente grande para un determinado volumen de sangre, lo que se traduce en fuerzas de atracción mayores (relativas), que permiten que la sangre suba más por el tubo. El propio líquido se mantiene unido por sus propias fuerzas de cohesión. Cuando el peso del líquido en el tubo genera una fuerza descendente igual a la fuerza ascendente asociada a la acción capilar, el líquido deja de subir. La sangre se recoge para el análisis médico por acción capilar, que extrae la sangre en un tubo de vidrio de pequeño diámetro (créditos: modificación del trabajo de los Centros para el Control y la Prevención de Enfermedades). Conceptos clave y resumen Las fuerzas intermoleculares entre las moléculas en estado líquido varían en función de sus identidades químicas y dan lugar a las correspondientes variaciones en diversas propiedades físicas. Las fuerzas de cohesión entre moléculas similares son responsables de la viscosidad de un líquido (resistencia al flujo) y de la tensión superficial (elasticidad de la superficie de un líquido). Las fuerzas adhesivas entre las moléculas de un líquido y las diferentes moléculas que componen una superficie en contacto con el líquido son responsables de fenómenos como la humectación de la superficie y el ascenso capilar. Ecuaciones clave h = 2 T cos θ r ρ g Ejercicios de fin de capítulo de Química Los tubos de ensayo mostrados aquí contienen cantidades iguales de los aceites de motor especificados. Se dejaron caer esferas metálicas idénticas al mismo tiempo en cada uno de los tubos, y un breve momento después, las esferas habían caído a las alturas indicadas en la ilustración. Clasifique los aceites de motor por orden de mayor viscosidad y explique su razonamiento: Aunque el acero es más denso que el agua, se puede hacer flotar una aguja de acero o un clip colocados con cuidado a lo largo de la superficie del agua tranquila. Explique a nivel molecular cómo eso es posible. (créditos: Cory Zanker). Las moléculas de agua tienen fuertes fuerzas intermoleculares de enlace de hidrógeno. Así, las moléculas de agua se atraen fuertemente entre sí y presentan una tensión superficial relativamente grande, formando una especie de "piel" en su superficie. Esta piel puede soportar un insecto o un clip si se coloca suavemente en el agua. Aquí se muestran los valores de tensión superficial y viscosidad del éter dietílico, la acetona, el etanol y el etilenglicol. (a) Explique sus diferencias de viscosidad en función del tamaño y la forma de sus moléculas y sus IMF. (b) Explique sus diferencias de tensión superficial en función del tamaño y la forma de sus moléculas y sus IMF: Es posible que haya oído a alguien utilizar la figura retórica "más lento que la melaza en invierno" para describir un proceso que ocurre lentamente. Explique por qué es una expresión adecuada, utilizando conceptos de tamaño y forma molecular, interacciones moleculares y el efecto del cambio de temperatura. La temperatura tiene un efecto sobre las fuerzas intermoleculares: Cuanto mayor sea la temperatura, mayores serán las energías cinéticas de las moléculas y mayor será el grado de superación de sus fuerzas intermoleculares, por lo que el líquido será más fluido (menos viscoso). Cuanto más baja es la temperatura, menos se vencen las fuerzas intermoleculares y, por tanto, menos viscoso es el líquido. A menudo se recomienda dejar el motor del automóvil al ralentí para que se caliente antes de conducir, especialmente en los días fríos de invierno. Aunque el beneficio del ralentí prolongado es dudoso, es cierto que un motor caliente es más eficiente en cuanto a combustible que uno frío. Explique la razón de ello. En esta tabla se indican la tensión superficial y la viscosidad del agua a diferentes temperaturas. Agua Tensión superficial (mN/m) Viscosidad (mPa s) 0 °C 75,6 1,79 20 °C 72,8 1,00 60 °C 66,2 0,47 100 °C 58,9 0,28 (a) Al aumentar la temperatura, ¿qué ocurre con la tensión superficial del agua? Explique por qué ocurre esto, en términos de interacciones moleculares y el efecto del cambio de temperatura. (b) Al aumentar la temperatura, ¿qué ocurre con la viscosidad del agua? Explique por qué ocurre esto, en términos de interacciones moleculares y el efecto del cambio de temperatura. (a) A medida que el agua alcanza mayores temperaturas, el aumento de las energías cinéticas de sus moléculas es más eficaz para superar el enlace de hidrógeno, por lo que su tensión superficial disminuye. La tensión superficial y las fuerzas intermoleculares están directamente relacionadas. (b) Se observa la misma tendencia en la viscosidad que en la tensión superficial, y por la misma razón. A 25 °C, ¿a qué altura subirá el agua en un tubo capilar de vidrio con un diámetro interior de 0,63 mm? Consulte el para obtener la información necesaria. El agua sube en un tubo capilar de vidrio hasta una altura de 17 cm. ¿Cuál es el diámetro del tubo capilar? 1,7 × 10 −4 m fuerza adhesiva fuerza de atracción entre moléculas de diferentes identidades químicas. acción capilar flujo de líquido dentro de un material poroso debido a la atracción de las moléculas de líquido a la superficie del material y a otras moléculas de líquido. fuerza de cohesión fuerza de atracción entre moléculas idénticas. tensión superficial energía necesaria para aumentar el área, o la longitud, de una superficie líquida en una cantidad determinada. viscosidad medida de la resistencia al flujo de un líquido.

Ciencia


Transiciones de fase Presenciamos y utilizamos los cambios de estado físico, o transiciones de fase, de muchas maneras. Como ejemplo de importancia global, consideremos la evaporación, condensación, congelación y fusión del agua. Estos cambios de estado son aspectos esenciales del ciclo del agua en la Tierra, así como de muchos otros fenómenos naturales y procesos tecnológicos de importancia fundamental para nuestras vidas. En este módulo se exploran los aspectos esenciales de las transiciones de fase. Vaporización y condensación Cuando un líquido se vaporiza en un recipiente cerrado, las moléculas de gas no pueden escapar. Como estas moléculas de la fase gaseosa se mueven al azar, ocasionalmente chocarán con la superficie de la fase condensada y, en algunos casos, estas colisiones harán que las moléculas vuelvan a entrar en la fase condensada. El cambio de la fase gaseosa a la líquida se llama condensación . Cuando la tasa de condensación se hace igual a la tasa de vaporización , no cambia ni la cantidad de líquido ni la cantidad de vapor en el recipiente. Se dice entonces que el vapor en el recipiente está en equilibrio con el líquido. Hay que tener en cuenta que no se trata de una situación estática, ya que las moléculas se intercambian continuamente entre las fases condensada y gaseosa. Se trata de un ejemplo de equilibrio dinámico , el estado de un sistema en el que los procesos recíprocos (por ejemplo, la vaporización y la condensación) se producen a igual velocidad. La presión ejercida por el vapor en equilibrio con un líquido en un recipiente cerrado a una temperatura determinada se denomina presión de vapor del líquido (o presión de vapor de equilibrio). El área de la superficie del líquido en contacto con el vapor y el tamaño del recipiente no afectan a la presión de vapor, aunque sí al tiempo necesario para alcanzar el equilibrio. Podemos medir la presión de vapor de un líquido colocando una muestra en un recipiente cerrado, como el que se ilustra en la , y utilizando un manómetro para medir el aumento de presión que se debe al vapor en equilibrio con la fase condensada. En un recipiente cerrado, el equilibrio dinámico se alcanza cuando (a) la tasa de moléculas que escapan del líquido para convertirse en gas (b) aumenta y finalmente (c) es igual a la tasa de moléculas de gas que entran en el líquido. Cuando se alcanza este equilibrio, la presión de vapor del gas es constante, aunque los procesos de vaporización y condensación continúan. Las identidades químicas de las moléculas de un líquido determinan los tipos (y las fuerzas) de las atracciones intermoleculares posibles; en consecuencia, diferentes sustancias presentarán diferentes presiones de vapor de equilibrio. Las fuerzas de atracción intermoleculares relativamente fuertes servirán para impedir la vaporización, así como para favorecer la "recaptura" de las moléculas en fase gaseosa cuando chocan con la superficie del líquido, lo que da lugar a una presión de vapor relativamente baja. Las débiles atracciones intermoleculares suponen una menor barrera a la vaporización y una menor probabilidad de recaptura de gas, lo que produce presiones de vapor relativamente altas. El siguiente ejemplo ilustra esta dependencia de la presión de vapor de las fuerzas de atracción intermoleculares. Explicación de la presión de vapor en términos de las fuerzas intermoleculares (IMF). Dadas las fórmulas estructurales mostradas en estos cuatro compuestos, explique sus presiones de vapor relativas en términos de tipos y extensiones de IMF: Solución El éter dietílico tiene un dipolo muy pequeño y la mayoría de sus atracciones intermoleculares son fuerzas de London. Aunque esta molécula es la más grande de las cuatro consideradas, sus IMF son las más débiles y, en consecuencia, sus moléculas escapan más fácilmente del líquido. También tiene la mayor presión de vapor. Debido a su menor tamaño, el etanol presenta fuerzas de dispersión más débiles que el éter dietílico. Sin embargo, el etanol es capaz de crear enlaces de hidrógeno y, por lo tanto, presenta unas IMF globales más fuertes, lo que significa que se escapan menos moléculas del líquido a cualquier temperatura, y por ello el etanol tiene una presión de vapor más baja que el éter dietílico. El agua es mucho más pequeña que cualquiera de las sustancias anteriores y presenta fuerzas de dispersión más débiles, pero su extenso enlace de hidrógeno proporciona atracciones intermoleculares más fuertes, menos moléculas que escapan del líquido y una presión de vapor más baja que la del éter dietílico o el etanol. El etilenglicol tiene dos grupos −OH, por lo que, al igual que el agua, presenta un amplio enlace de hidrógeno. Es mucho más grande que el agua y, por tanto, experimenta mayores fuerzas de London. Su IMF global es la mayor de estas cuatro sustancias, lo que significa que su velocidad de vaporización será la más lenta y, en consecuencia, su presión de vapor la más baja. Compruebe lo aprendido A 20 °C, las presiones de vapor de varios alcoholes se indican en esta tabla. Explique estas presiones de vapor en términos de tipos y extensiones de IMF para estos alcoholes: Compuesto metanol CH 3 OH etanol C 2 H 5 OH propanol C 3 H 7 OH butanol C 4 H 9 OH Presión de vapor a 20 °C 11,9 kPa 5,95 kPa 2,67 kPa 0,56 kPa Respuesta: Todos estos compuestos presentan enlaces de hidrógeno; estas fuertes IMF son difíciles de superar para las moléculas, por lo que las presiones de vapor son relativamente bajas. A medida que el tamaño de la molécula aumenta desde el metanol hasta el butanol, las fuerzas de dispersión aumentan, lo que significa que las presiones de vapor disminuyen como se ha observado: P metanol > P etanol > P propanol > P butanol . A medida que aumenta la temperatura, la presión de vapor de un líquido también aumenta debido al aumento de la energía cinética media (kinetic energy, KE) de sus moléculas. Recordemos que a una temperatura determinada, las moléculas de una sustancia experimentan un rango de energías cinéticas, con una cierta fracción de moléculas que tienen una energía suficiente para superar la IMF y escapar del líquido (vaporizarse). A mayor temperatura, una mayor fracción de moléculas tiene suficiente energía para escapar del líquido, como se muestra en la . El escape de más moléculas por unidad de tiempo y la mayor velocidad media de las moléculas que escapan contribuyen a una mayor presión de vapor. La temperatura afecta a la distribución de las energías cinéticas de las moléculas de un líquido. A mayor temperatura, más moléculas tienen la energía cinética necesaria, KE, para escapar del líquido a la fase gaseosa. Puntos de ebullición Cuando la presión de vapor aumenta lo suficiente como para igualar la presión atmosférica externa, el líquido alcanza su punto de ebullición. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor de equilibrio es igual a la presión ejercida sobre el líquido por su entorno gaseoso. En los líquidos en recipientes abiertos, esta presión se debe a la atmósfera terrestre. El punto de ebullición normal de un líquido se define como su punto de ebullición cuando la presión circundante es igual a 1 atm (101,3 kPa). La muestra la variación de la presión de vapor con la temperatura en varias sustancias diferentes. Teniendo en cuenta la definición de punto de ebullición, estas curvas pueden considerarse como una representación de la dependencia del punto de ebullición de un líquido de la presión circundante. Los puntos de ebullición de los líquidos son las temperaturas a las que sus presiones de vapor de equilibrio son iguales a la presión de la atmósfera circundante. Los puntos de ebullición normales son los correspondientes a una presión de 1 atm (101,3 kPa.) Un punto de ebullición a presión reducida La presión atmosférica típica en Leadville, Colorado (a 10.200 pies de altura) es de 68 kPa. Utilice el gráfico de la para determinar el punto de ebullición del agua a esta altura. Solución El gráfico de la presión de vapor del agua frente a la temperatura en la indica que la presión de vapor del agua es de 68 kPa a unos 90 °C. Así, a unos 90 °C, la presión de vapor del agua será igual a la presión atmosférica en Leadville, y el agua hervirá. Compruebe lo aprendido El punto de ebullición del éter etílico se midió en 10 °C en un campamento base en las laderas del Monte Everest. Utilice la para determinar la presión atmosférica aproximada en el campamento. Respuesta: Aproximadamente 40 kPa (0,4 atm) La relación cuantitativa entre la presión de vapor de una sustancia y su temperatura se describe mediante la ecuación de Clausius-Clapeyron : P = A e – Δ H vap / R T donde Δ H vap es la entalpía de vaporización del líquido, R es la constante de los gases y A es una constante cuyo valor depende de la identidad química de la sustancia. En esta ecuación la temperatura T debe estar en Kelvin. Esta ecuación se suele reordenar en forma logarítmica para obtener la ecuación lineal: ln P = – Δ H vap R T + ln A Esta ecuación lineal puede expresarse en un formato de dos puntos que es conveniente para su uso en varios cálculos, como se demuestra en los ejercicios de ejemplo que siguen. Si a la temperatura T 1 , la presión de vapor es P 1 , y a la temperatura T 2 , la presión de vapor es P 2 , las ecuaciones lineales correspondientes son: ln P 1 = – Δ H vap R T 1 + ln A y ln P 2 = – Δ H vap R T 2 + ln A Dado que la constante, A , es la misma, estas dos ecuaciones pueden reordenarse para aislar ln A y luego hacerlas iguales entre sí: ln P 1 + Δ H vap R T 1 = ln P 2 + Δ H vap R T 2 que se pueden combinar en: ln ( P 2 P 1 ) = Δ H vap R ( 1 T 1 – 1 T 2 ) Estimación de la entalpía de vaporización El isooctano (2,2,4-trimetilpentano) tiene un octanaje de 100. Se utiliza como una de las normas para el sistema de octanaje de la gasolina. A 34,0 °C, la presión de vapor del isooctano es de 10,0 kPa, y a 98,8 °C, su presión de vapor es de 100,0 kPa. Utilice esta información para estimar la entalpía de vaporización del isooctano. Solución La entalpía de vaporización, Δ H vap , puede determinarse mediante la ecuación de Clausius-Clapeyron: ln ( P 2 P 1 ) = Δ H vap R ( 1 T 1 – 1 T 2 ) Como tenemos dos valores de presión-temperatura de vapor T 1 = 34,0 °C = 307,2 K, P 1 = 10,0 kPa y T 2 = 98,8 °C = 372,0 K, P 2 = 100 kPa), podemos sustituirlos en esta ecuación y resolver para Δ H vap . Al reordenar la ecuación de Clausius-Clapeyron y resolviendo para Δ H vap se obtiene: Δ H vap = R ⋅ ln ( P 2 P 1 ) ( 1 T 1 – 1 T 2 ) = ( 8,3145 J/mol ⋅ K ) ⋅ ln ( 100 kPa 10,0 kPa ) ( 1 307,2 K – 1 372,0 K ) = 33.800 J/mol = 33,8 kJ/mol Note que la presión puede estar en cualquier unidad, siempre que coincidan ambos valores de P , pero la temperatura debe estar en kelvin para que la ecuación de Clausius-Clapeyron sea válida. Compruebe lo aprendido A 20,0 °C, la presión de vapor del etanol es de 5,95 kPa, y a 63,5 °C, su presión de vapor es de 53,3 kPa. Utilice esta información para estimar la entalpía de vaporización del etanol. Respuesta: 41.360 J/mol o 41,4 kJ/mol Estimación de la temperatura (o de la presión de vapor) En el benceno (C 6 H 6 ), el punto de ebullición normal es de 80,1 °C y la entalpía de vaporización es de 30,8 kJ/mol. ¿Cuál es el punto de ebullición del benceno en Denver, donde la presión atmosférica = 83,4 kPa? Solución Si se conocen la temperatura y la presión de vapor en un punto, junto con la entalpía de vaporización, Δ H vap, se puede determinar la temperatura que corresponde a una presión de vapor diferente (o la presión de vapor que corresponde a una temperatura diferente) utilizando la ecuación de Clausius-Clapeyron: ln ( P 2 P 1 ) = Δ H vap R ( 1 T 1 – 1 T 2 ) Como el punto de ebullición normal es la temperatura a la que la presión de vapor es igual a la presión atmosférica a nivel del mar, conocemos un valor de presión de vapor-temperatura( T 1 = 80,1 °C = 353,3 K, P 1 = 101,3 kPa, Δ H vap = 30,8 kJ/mol) y queremos encontrar la temperatura ( T 2 ) que corresponde a la presión de vapor P 2 = 83,4 kPa. Podemos sustituir estos valores en la ecuación de Clausius-Clapeyron y luego resolver para T 2 . Reordenando la ecuación de Clausius-Clapeyron y resolviendo para T 2 se obtiene: T 2 = ( – R ⋅ ln ( P 2 P 1 ) Δ H vap + 1 T 1 ) -1 = ( – ( 8,3145 J/mol ⋅ K ) ⋅ ln ( 83,4 kPa 101,3 kPa ) 30.800 J/mol + 1 353,3 K ) -1 = 346,9 K o 73,8 ∘ C Compruebe lo aprendido Para la acetona (CH 3 ) 2 CO, el punto de ebullición normal es de 56,5 °C y la entalpía de vaporización es de 31,3 kJ/mol. ¿Cuál es la presión de vapor de la acetona a 25,0 °C? Respuesta: 30,1 kPa Entalpía de vaporización La vaporización es un proceso endotérmico. El efecto refrescante se evidencia al salir de la piscina o de la ducha. Cuando el agua de la piel se evapora, elimina el calor de la piel y provoca una sensación de frío. El cambio de energía asociado al proceso de vaporización es la entalpía de vaporización, Δ H vap . Por ejemplo, la vaporización del agua a temperatura estándar está representada por: H 2 O( l ) ⟶ H 2 O( g ) Δ H vap = 44,01 kJ/mol Como se describió en el capítulo de termoquímica, el reverso de un proceso endotérmico es exotérmico. Así, la condensación de un gas libera calor: H 2 O ( g ) ⟶ H 2 O( l ) Δ H con = −Δ H vap = -44,01 kJ/mol Uso de la entalpía de vaporización Una de las formas de enfriar nuestro cuerpo es la evaporación del agua en el sudor ( ). En climas muy cálidos, podemos perder hasta 1,5 L de sudor al día. Aunque el sudor no es agua pura, podemos obtener un valor aproximado de la cantidad de calor eliminado por evaporación suponiendo que lo es. Cuánto calor se necesita para evaporar 1,5 L de agua (1,5 kg) a T = 37 °C (temperatura corporal normal); Δ H vap = 43,46 kJ/mol a 37 °C. La evaporación del sudor ayuda a enfriar el cuerpo (créditos: "Kullez"/Flickr). Solución Empezamos con el volumen conocido de sudor (aproximado como solo agua) y utilizamos la información dada para convertirlo en la cantidad de calor necesaria: 1,5 L × 1.000 g 1 L × 1 mol 18 g × 43,46 kJ 1 mol = 3,6 × 10 3 kJ Así, se eliminan 3.600 kJ de calor por la evaporación de 1,5 L de agua. Compruebe lo aprendido ¿Cuánto calor se necesita para evaporar 100,0 g de amoníaco líquido, NH 3 , en su punto de ebullición si su entalpía de vaporización es de 4,8 kJ/mol? Respuesta: 28 kJ Fusión y congelación Cuando calentamos un sólido cristalino, aumentamos la energía media de sus átomos, moléculas o iones y el sólido se calienta. En algún momento, la energía añadida es lo suficientemente grande como para superar parcialmente las fuerzas que mantienen a las moléculas o iones del sólido en sus posiciones fijas, y el sólido comienza el proceso de transición al estado líquido, o de fusión . En este punto, la temperatura del sólido deja de aumentar, a pesar de la entrada continua de calor, y se mantiene constante hasta que todo el sólido se funde. Solo después de que todo el sólido se haya fundido, el calentamiento continuado aumentará la temperatura del líquido ( ). (a) Este vaso de hielo tiene una temperatura de −12.0 °C. (b) Después de 10 minutos, el hielo ha absorbido suficiente calor del aire para calentarse hasta los 0 °C. Una pequeña cantidad se ha derretido. (c) Treinta minutos más tarde, el hielo ha absorbido más calor, pero su temperatura sigue siendo de 0 °C. El hielo se derrite sin cambiar su temperatura. (d) Solo después de que todo el hielo se haya derretido, el calor absorbido hace que la temperatura aumente hasta los 22,2 °C (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). Si dejamos de transmitir calor durante la fusión y colocamos la mezcla de sólido y líquido en un recipiente perfectamente aislado para que no entre ni salga el calor, las fases sólida y líquida permanecen en equilibrio. Esto es casi lo mismo que ocurre con una mezcla de hielo y agua en un buen termo; casi no entra ni sale calor, y la mezcla de hielo sólido y agua líquida permanece durante horas. En una mezcla de sólido y líquido en equilibrio, los procesos recíprocos de fusión y congelación se producen a igual velocidad, por lo que las cantidades de sólido y líquido permanecen constantes. La temperatura a la que las fases sólida y líquida de una determinada sustancia están en equilibrio se denomina punto de fusión del sólido o punto de congelación del líquido. El uso de uno u otro término viene dictado normalmente por la dirección de la transición de fase que se considere, por ejemplo, de sólido a líquido (fusión) o de líquido a sólido (congelación). La entalpía de fusión y el punto de fusión de un sólido cristalino dependen de la fuerza de atracción entre las unidades presentes en el cristal. Las moléculas con fuerzas de atracción débiles forman cristales con puntos de fusión bajos. Los cristales formados por partículas con fuerzas de atracción más fuertes se funden a temperaturas más altas. La cantidad de calor necesaria para cambiar un mol de una sustancia del estado sólido al estado líquido es la entalpía de fusión, ΔH fus de la sustancia. La entalpía de fusión del hielo es de 6,0 kJ/mol a 0 °C. La fusión es un proceso endotérmico: H 2 O ( s ) ⟶ H 2 O( l ) Δ H fus = 6,01 kJ/mol El proceso recíproco, la congelación, es un proceso exotérmico cuyo cambio de entalpía es de −6.0 kJ/mol a 0 °C: H 2 O ( l ) ⟶ H 2 O( s ) Δ H frz = −Δ H fus = -6,01 kJ/mol Sublimación y deposición Algunos sólidos pueden pasar directamente al estado gaseoso, evitando el estado líquido, mediante un proceso conocido como sublimación . A temperatura ambiente y presión estándar, un trozo de hielo seco (CO 2 sólido) se sublima, pareciendo desaparecer gradualmente sin llegar a formar ningún líquido. La nieve y el hielo se subliman a temperaturas inferiores al punto de fusión del agua, un proceso lento que puede ser acelerado por los vientos y las reducidas presiones atmosféricas a gran altitud. Cuando el yodo sólido se calienta, el sólido se sublima y se forma un vapor de color púrpura intenso ( ). El reverso de la sublimación se llama deposición , un proceso en el que las sustancias gaseosas se condensan directamente en el estado sólido, evitando el estado líquido. La formación de escarcha es un ejemplo de deposición. La sublimación del yodo sólido en el fondo del tubo produce un gas púrpura que posteriormente se deposita como yodo sólido en la parte más fría del tubo superior (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). Al igual que la vaporización, el proceso de sublimación requiere una entrada de energía para superar las atracciones intermoleculares. La entalpía de sublimación, ΔH sub , es la energía necesaria para convertir un mol de una sustancia del estado sólido al gaseoso. Por ejemplo, la sublimación del dióxido de carbono está representada por: CO 2 ( s ) ⟶ CO 2 ( g ) Δ H sub = 26,1 kJ/mol Asimismo, el cambio de entalpía para el proceso inverso de deposición es de igual magnitud pero de signo contrario al de la sublimación: CO 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( s ) Δ H dep = −Δ H sub = -26,1 kJ/mol Considere hasta qué punto deben superarse las atracciones intermoleculares para lograr una determinada transición de fase. La conversión de un sólido en un líquido requiere que estas atracciones se superen solo parcialmente; la transición al estado gaseoso requiere que se superen completamente. En consecuencia, la entalpía de fusión de una sustancia es menor que su entalpía de vaporización. Esta misma lógica puede utilizarse para derivar una relación aproximada entre las entalpías de todos los cambios de fase para una sustancia determinada. Aunque no es una descripción totalmente exacta, la sublimación puede modelarse convenientemente como un proceso secuencial de dos pasos de fusión seguido de vaporización para aplicar la ley de Hess. Visto así, la entalpía de sublimación de una sustancia puede estimarse como la suma de sus entalpías de fusión y vaporización, como se ilustra en la . Por ejemplo: sólido ⟶ líquido Δ H fus líquido ⟶ gas Δ H vap ¯ sólido ⟶ gas Δ H sub = Δ H fus + Δ H vap En una sustancia determinada, la suma de su entalpía de fusión y su entalpía de vaporización es aproximadamente igual a su entalpía de sublimación. Curvas de calentamiento y enfriamiento En el capítulo sobre termoquímica, se introdujo la relación entre la cantidad de calor absorbida o liberada por una sustancia, q , y el cambio de temperatura que la acompaña, Δ T : q = m c Δ T donde m es la masa de la sustancia y c es su calor específico. La relación se aplica a la materia que se calienta o se enfría, pero que no sufre un cambio de estado. Cuando una sustancia que se calienta o se enfría alcanza una temperatura correspondiente a una de sus transiciones de fase, la ganancia o pérdida adicional de calor es el resultado de la disminución o el aumento de las atracciones intermoleculares, en lugar del aumento o la disminución de las energías cinéticas moleculares. Mientras una sustancia experimenta un cambio de estado, su temperatura permanece constante. La muestra una curva de calentamiento típica. Consideremos el ejemplo de calentar una olla de agua hasta que hierva. Un quemador de estufa suministrará calor a un ritmo más o menos constante; inicialmente, este calor sirve para aumentar la temperatura del agua. Cuando el agua alcanza su punto de ebullición, la temperatura se mantiene constante a pesar de la entrada continua de calor del quemador de la estufa. El agua mantiene esta misma temperatura mientras hierve. Si se aumenta el ajuste del quemador para proporcionar calor a mayor velocidad, la temperatura del agua no aumenta, sino que la ebullición se hace más vigorosa (rápida). Este comportamiento se observa también en otras transiciones de fase: Por ejemplo, la temperatura permanece constante mientras se produce el cambio de estado. Una curva de calentamiento típica de una sustancia representa los cambios de temperatura que se producen a medida que la sustancia absorbe cantidades crecientes de calor. Las mesetas en la curva (regiones de temperatura constante) se muestran cuando la sustancia experimenta transiciones de fase. Calor total necesario para cambiar la temperatura y la fase de una sustancia ¿Cuánto calor se necesita para convertir 135 g de hielo a -15 °C en vapor de agua a 120 °C? Solución La transición descrita implica los siguientes pasos: Calentar el hielo de −15 °C a 0 °C Derretir el hielo Calentar el agua de 0 °C a 100 °C Hervir el agua Calentar el vapor de 100 °C a 120 °C El calor necesario para cambiar la temperatura de una sustancia dada (sin cambio de fase) es: q = m × c × Δ T (consulte el capítulo anterior sobre termoquímica). El calor necesario para inducir un determinado cambio de fase viene dado por q = n × Δ H . Utilizando estas ecuaciones con los valores apropiados para el calor específico del hielo, el agua y el vapor, y las entalpías de fusión y vaporización, tenemos: q total = ( m ⋅ c ⋅ Δ T ) hielo + n ⋅ Δ H fus + ( m ⋅ c ⋅ Δ T ) agua + n ⋅ Δ H vap + ( m ⋅ c ⋅ Δ T ) vapor = ( 135 g ⋅ 2,09 J/g ⋅ ° C ⋅ 15 ° C ) + ( 135 ⋅ 1 mol 18,02 g ⋅ 6,01 kJ/mol ) + ( 135 g ⋅ 4,18 J/g ⋅ ° C ⋅ 100 ° C ) + ( 135 g ⋅ 1 mol 18,02 g ⋅ 40,67 kJ/mol ) + ( 135 g ⋅ 1,84 J/g ⋅ ° C ⋅ 20 ° C ) = 4230 J + 45,0 kJ + 56.500 J + 305 kJ + 4970 J La conversión de las cantidades en J a kJ permite sumarlas y obtener el calor total necesario: = 4,23 kJ + 45,0 kJ + 56,5 kJ + 305 kJ + 4,97 kJ = 416 kJ Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la cantidad total de calor liberado cuando 94,0 g de agua a 80,0 °C se enfrían para formar hielo a −30.0 °C? Respuesta: 68,7 kJ Conceptos clave y resumen Las transiciones de fase son procesos que convierten la materia de un estado físico a otro. Existen seis transiciones de fase entre las tres fases de la materia. La fusión, la vaporización y la sublimación son procesos endotérmicos, que requieren una entrada de calor para superar las atracciones intermoleculares. Las transiciones recíprocas de congelación, condensación y deposición son todas ellas procesos exotérmicos, en los que interviene el calor al establecerse o reforzarse las fuerzas de atracción intermoleculares. Las fuerzas relativas de las atracciones intermoleculares determinan las temperaturas a las que se producen las transiciones de fase y por tanto, dependen de la identidad química de la sustancia. Ecuaciones clave P = A e – Δ H vap / R T ln P = – Δ H vap R T + ln A ln ( P 2 P 1 ) = Δ H vap R ( 1 T 1 – 1 T 2 ) Ejercicios de fin de capítulo de Química Se añade calor al agua hirviendo. Explique por qué la temperatura del agua hirviendo no cambia. ¿Qué cambia? Se añade calor al hielo a 0 °C. Explique por qué la temperatura del hielo no cambia. ¿Qué cambia? El calor es absorbido por el hielo, proporcionando la energía necesaria para superar parcialmente las fuerzas de atracción intermoleculares en el sólido y provocando una transición de fase a agua líquida. La solución se mantiene a 0 °C hasta que se derrite todo el hielo. Solo cambia la cantidad de agua existente en forma de hielo hasta que este desaparece. Entonces la temperatura del agua puede aumentar. ¿Qué rasgo caracteriza el equilibrio dinámico entre un líquido y su vapor en un recipiente cerrado? Identifique dos observaciones comunes que indiquen que algunos líquidos tienen presiones de vapor suficientes para evaporarse notablemente Podemos ver cómo disminuye la cantidad de líquido en un recipiente abierto y podemos oler el vapor de algunos líquidos. Identifique dos observaciones comunes que indiquen que algunos sólidos, como el hielo seco y las bolas de naftalina, tienen presiones de vapor suficientes para sublimarse. ¿Cuál es la relación entre las fuerzas intermoleculares de un líquido y su presión de vapor? La presión de vapor de un líquido disminuye a medida que aumenta la fuerza de sus fuerzas intermoleculares. ¿Cuál es la relación entre las fuerzas intermoleculares de un sólido y su temperatura de fusión? ¿Por qué la gasolina derramada se evapora más rápidamente en un día caluroso que en un día frío? A medida que aumenta la temperatura, la energía cinética media de las moléculas de la gasolina se incrementa y, por tanto, una mayor fracción de moléculas tiene energía suficiente para escapar del líquido que a temperaturas más bajas. El tetracloruro de carbono, CCl 4 , se utilizaba antiguamente como disolvente de limpieza en seco, pero ya no se utiliza porque es cancerígeno. A 57,8 °C, la presión de vapor del CCl 4 es de 54,0 kPa, y su entalpía de vaporización es de 33,05 kJ/mol. Utilice esta información para estimar el punto de ebullición normal del CCl 4 . ¿Cuándo el punto de ebullición de un líquido es igual a su punto de ebullición normal? Son iguales cuando la presión del gas sobre el líquido es exactamente 1 atm. ¿En qué se diferencia la ebullición de un líquido de su evaporación? Utilice la información de la para estimar el punto de ebullición del agua en Denver cuando la presión atmosférica es de 83,3 kPa. aproximadamente 95 °C. Una jeringa a una temperatura de 20 °C se llena de éter líquido de forma que no queda espacio para ningún vapor. Si la temperatura se mantiene constante y se retira el émbolo para crear un volumen que pueda ser ocupado por el vapor, ¿cuál sería la presión aproximada del vapor producido? Explique las siguientes observaciones: (a) Se tarda más en cocinar un huevo en Ft. Davis, Texas (altitud, 5.000 pies sobre el nivel del mar) que en Boston (a nivel del mar). (b) La transpiración es un mecanismo de enfriamiento del cuerpo. (a) A 5.000 pies de altura, la presión atmosférica es menor que a nivel del mar, por lo que el agua hervirá a una temperatura más baja. Esta temperatura más baja hará que los cambios físicos y químicos implicados en la cocción del huevo procedan más lentamente, y se necesitará más tiempo para cocerlo completamente. (b) Mientras el aire que rodea al cuerpo contenga menos vapor de agua que el máximo que el aire puede contener a esa temperatura, la transpiración se evaporará, enfriando así el cuerpo al eliminar el calor de vaporización necesario para evaporar el agua. La entalpía de vaporización del agua es mayor que su entalpía de fusión. Explique por qué. Explique por qué las entalpías molares de vaporización de las siguientes sustancias aumentan en el orden CH 4 < C 2 H 6 < C 3 H 8 , aunque el tipo de IMF (dispersión) sea el mismo. Las fuerzas de dispersión aumentan con la masa o el tamaño molecular. A medida que aumenta el número de átomos que componen las moléculas de esta serie homóloga, también lo hace el grado de atracción intermolecular a través de las fuerzas de dispersión y, en consecuencia, la energía necesaria para superar estas fuerzas y vaporizar los líquidos. Explique por qué las entalpías de vaporización de las siguientes sustancias aumentan en el orden CH 4 < NH 3 < H 2 O, aunque las tres sustancias tengan aproximadamente la misma masa molar. La entalpía de vaporización del CO 2 ( l ) es de 9,8 kJ/mol. ¿Esperaría que la entalpía de vaporización del CS 2 ( l ) fuera de 28 kJ/mol, 9,8 kJ/mol o -8,4 kJ/mol? Discuta la plausibilidad de cada una de estas respuestas. El punto de ebullición del CS 2 es más alto que el del CO 2 , en parte debido al mayor peso molecular del CS 2 ; en consecuencia, las fuerzas de atracción son más fuertes en el CS 2 . Se esperaría, por tanto, que el calor de vaporización fuera mayor que el de 9,8 kJ/mol para el CO 2 . Un valor de 28 kJ/mol parece razonable. Un valor de -8,4 kJ/mol indicaría una liberación de energía en la vaporización, lo que es claramente inverosímil. La molécula de fluoruro de hidrógeno, HF, es más polar que una molécula de agua, H 2 O (por ejemplo, tiene un momento dipolar mayor), y sin embargo la entalpía molar de vaporización del fluoruro de hidrógeno líquido es menor que la del agua. Explique. El cloruro de etilo (punto de ebullición, 13 °C) se utiliza como anestésico local. Cuando el líquido se rocía sobre la piel, la enfría lo suficiente como para congelarla y adormecerla. Explique el efecto de enfriamiento del cloruro de etilo líquido. La energía térmica (calor) necesaria para evaporar el líquido se elimina de la piel. ¿Cuál contiene los compuestos enumerados correctamente en orden de aumento de los puntos de ebullición? (a) N 2 < CS 2 < H 2 O < KCl (b) H 2 O < N 2 < CS 2 < KCl (c) N 2 < KCl < CS 2 < H 2 O (d) CS 2 < N 2 < KCl < H 2 O (e) KCl < H 2 O < CS 2 < N 2 ¿Cuánto calor se necesita para convertir 422 g de H 2 O líquido a 23,5 °C en vapor a 150 °C? 1130 kJ La evaporación del sudor requiere energía y, por tanto, aleja el exceso de calor del cuerpo. Una parte del agua que bebe puede convertirse en sudor y evaporarse. Si bebe una botella de agua de 20 onzas que ha estado en el refrigerador a 3,8 °C, ¿cuánto calor se necesita para convertir toda esa agua en sudor y luego en vapor? (Nota: Su temperatura corporal es de 36,6 °C. Para resolver este problema, suponga que las propiedades térmicas del sudor son las mismas que las del agua). El tetracloruro de titanio, TiCl 4 , tiene un punto de fusión de -23,2 °C y una Δ H fusión = 9,37 kJ/mol. (a) ¿Cuánta energía se necesita para fundir 263,1 g de TiCl 4 ? (b) En el TiCl 4 , que probablemente tendrá la mayor magnitud: ¿Δ H fusión o Δ H vaporización ? Explique su razonamiento. (a) 13,0 kJ; (b) Es probable que el calor de vaporización tenga una magnitud mayor ya que en el caso de la vaporización las interacciones intermoleculares tienen que ser superadas completamente, mientras que la fusión debilita o destruye solo algunas de ellas. punto de ebullición temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es igual a la presión del gas que se encuentra sobre él. ecuación de Clausius-Clapeyron relación matemática entre la temperatura, la presión de vapor y la entalpía de vaporización de una sustancia. condensación cambio de un estado gaseoso a un estado líquido. deposición cambio de un estado gaseoso directamente a un estado sólido. equilibrio dinámico estado de un sistema en el que los procesos recíprocos se producen a igual velocidad. congelación cambio de un estado líquido a un estado sólido. punto de congelación temperatura a la que las fases sólida y líquida de una sustancia están en equilibrio; vea también punto de fusión . fusión cambio de un estado sólido a un estado líquido. punto de fusión temperatura a la que las fases sólida y líquida de una sustancia están en equilibrio; vea también punto de congelación . punto de ebullición normal temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es igual a 1 atm (760 torr). sublimación cambio del estado sólido directamente al estado gaseoso. presión de vapor (también, presión de vapor de equilibrio) presión ejercida por un vapor en equilibrio con un sólido o un líquido a una temperatura determinada. vaporización cambio de estado líquido a estado gaseoso.

Ciencia


Diagramas de fase En el módulo anterior se describió la variación de la presión de vapor de equilibrio de un líquido con la temperatura. Teniendo en cuenta la definición de punto de ebullición, los gráficos de presión de vapor frente a la temperatura representan cómo varía el punto de ebullición del líquido con la presión. También se describe el uso de las curvas de calentamiento y enfriamiento para determinar el punto de fusión (o de congelación) de una sustancia. La realización de este tipo de mediciones en un amplio rango de presiones arroja datos que pueden presentarse gráficamente como un diagrama de fases. Un diagrama de fase combina gráficos de presión frente a la temperatura para los equilibrios de transición de fase líquido-gas, sólido-líquido y sólido-gas de una sustancia. Estos diagramas indican los estados físicos que existen bajo condiciones específicas de presión y temperatura, y también proporcionan la dependencia de la presión de las temperaturas de transición de fase (puntos de fusión, puntos de sublimación, puntos de ebullición). Un diagrama de fases típico para una sustancia pura se muestra en la . El estado físico de una sustancia y sus temperaturas de transición de fase se representan gráficamente en un diagrama de fases. Para ilustrar la utilidad de estos gráficos, consideremos el diagrama de fases del agua que se muestra en la . Los ejes de presión y temperatura de este diagrama de fases del agua no están dibujados a escala constante para ilustrar varias propiedades importantes. Podemos utilizar el diagrama de fases para identificar el estado físico de una muestra de agua en condiciones específicas de presión y temperatura. Por ejemplo, una presión de 50 kPa y una temperatura de −10 °C corresponden a la región del diagrama denominada "hielo". En estas condiciones, el agua solo existe como sólido (hielo). Una presión de 50 kPa y una temperatura de 50 °C corresponden a la región del "agua", donde esta solo existe como líquido. A 25 kPa y 200 °C, el agua solo existe en estado gaseoso. Observe que en el diagrama de fases del H 2 O, los ejes de presión y temperatura no están dibujados a una escala constante para permitir la ilustración de varias características importantes, como se describe aquí. La curva BC en la es el gráfico de la presión de vapor frente a la temperatura, tal y como se describe en el módulo anterior de este capítulo. Esta curva "líquido-vapor" separa las regiones líquida y gaseosa del diagrama de fases y proporciona el punto de ebullición del agua a cualquier presión. Por ejemplo, a 1 atm, el punto de ebullición es de 100 °C. Observe que la curva líquido-vapor termina a una temperatura de 374 °C y una presión de 218 atm, lo que indica que el agua no puede existir como líquido por encima de esta temperatura, independientemente de la presión. Las propiedades físicas del agua en estas condiciones son intermedias entre las de sus fases líquida y gaseosa. Este estado único de la materia se denomina fluido supercrítico, un tema que se describirá en la siguiente sección de este módulo. La curva de vapor sólido, marcada AB en la , indica las temperaturas y presiones a las que el hielo y el vapor de agua están en equilibrio. Estos pares de datos de temperatura y presión corresponden a los puntos de sublimación, o deposición, del agua. Si pudiéramos ampliar la línea sólido-gas en la , veríamos que el hielo tiene una presión de vapor de aproximadamente 0,20 kPa a -10 °C. Por tanto, si colocamos una muestra congelada en un vacío con una presión inferior a 0,20 kPa, el hielo se sublimará. Esta es la base del proceso de "liofilización" que se utiliza a menudo para conservar alimentos, como el helado que se muestra en la . Los alimentos liofilizados, como este helado, se deshidratan por sublimación a presiones inferiores al punto triple del agua (créditos: ʺlwaoʺ/Flickr). La curva sólido-líquido marcada como BD muestra las temperaturas y presiones a las que el hielo y el agua líquida están en equilibrio, representando los puntos de fusión/congelación del agua. Observe que esta curva presenta una ligera pendiente negativa (muy exagerada para mayor claridad), lo que indica que el punto de fusión del agua disminuye ligeramente al aumentar la presión. El agua es una sustancia inusual en este sentido, ya que la mayoría de las sustancias presentan un aumento del punto de fusión al aumentar la presión. Este comportamiento es en parte responsable del movimiento de los glaciares, como el que se muestra en la . El fondo de un glaciar experimenta una inmensa presión debido a su peso que puede fundir parte del hielo, formando una capa de agua líquida sobre la que el glaciar puede deslizarse más fácilmente. Las inmensas presiones existentes bajo los glaciares dan lugar a una fusión parcial que produce una capa de agua que proporciona lubricación para ayudar al movimiento de los glaciares. Fotografía de satélite que muestra el avance del glaciar Perito Moreno en Argentina (créditos: NASA). El punto de intersección de las tres curvas está marcado como B en la . A la presión y temperatura representadas por este punto, las tres fases del agua coexisten en equilibrio. Este par de datos temperatura-presión se denomina punto triple . A presiones inferiores al punto triple, el agua no puede existir como líquido, independientemente de la temperatura. Determinación del estado del agua Utilizando el diagrama de fases del agua dado en la , determine el estado del agua a las siguientes temperaturas y presiones: (a) −10 °C y 50 kPa (b) 25 °C y 90 kPa (c) 50 °C y 40 kPa (d) 80 °C y 5 kPa (e) −10 °C y 0,3 kPa (f) 50 °C y 0,3 kPa Solución Utilizando el diagrama de fases del agua, podemos determinar que el estado del agua a cada temperatura y presión dadas son las siguientes: (a) sólido; (b) líquido; (c) líquido; (d) gas; (e) sólido; (f) gas. Compruebe lo aprendido ¿Qué cambios de fase puede sufrir el agua al variar la temperatura si la presión se mantiene en 0,3 kPa? ¿Si la presión se mantiene a 50 kPa? Respuesta: A 0,3 kPa: s ⟶ g a −58 °C. A 50 kPa: s ⟶ l a 0 °C, l ⟶ g a 78 °C. Consideremos el diagrama de fases del dióxido de carbono que se muestra en la como otro ejemplo. La curva sólido-líquido presenta una pendiente positiva, lo que indica que el punto de fusión del CO 2 aumenta con la presión, al igual que ocurre con la mayoría de las sustancias (el agua es una notable excepción, como se ha descrito anteriormente). Observe que el punto triple está muy por encima de 1 atm, lo que indica que el dióxido de carbono no puede existir como líquido en condiciones de presión ambiente. En cambio, el enfriamiento del dióxido de carbono gaseoso a 1 atm provoca su deposición en estado sólido. Asimismo, el dióxido de carbono sólido no se funde a 1 atm de presión, sino que se sublima para dar lugar a CO 2 gaseoso. Por último, observe que el punto crítico del dióxido de carbono se observa a una temperatura y presión relativamente modestas en comparación con el agua. Se muestra un diagrama de fases para el dióxido de carbono. El eje de la presión se traza en una escala logarítmica para adaptarse al amplio rango de valores. Determinación del estado del dióxido de carbono Utilizando el diagrama de fases del dióxido de carbono que se muestra en la , determine el estado del CO 2 a las siguientes temperaturas y presiones: (a) −30 °C y 2.000 kPa (b) −90 °C y 1.000 kPa (c) −60 °C y 100 kPa (d) −40 °C y 1500 kPa (e) 0 °C y 100 kPa (f) 20 °C y 100 kPa Solución Utilizando el diagrama de fases para el dióxido de carbono proporcionado, podemos determinar que el estado del CO 2 a cada temperatura y presión dadas son las siguientes: (a) líquido; (b) sólido; (c) gas; (d) líquido; (e) gas; (f) gas. Compruebe lo aprendido Identifique los cambios de fase que sufrirá el dióxido de carbono al aumentar su temperatura a partir de −100 °C mientras se mantiene su presión constante a 1500 kPa. A 50 kPa. ¿A qué temperaturas aproximadas se producen estos cambios de fase? Respuesta: a 1500 kPa: s ⟶ l a −55 °C, l ⟶ g a −10 °C; a 50 kPa s ⟶ g a −60 °C Fluido supercrítico Si colocamos una muestra de agua en un recipiente cerrado a 25 °C, retiramos el aire y dejamos que se establezca el equilibrio de vaporización-condensación, nos queda una mezcla de agua líquida y vapor de agua a una presión de 0,03 atm. Se observa claramente un límite claro entre el líquido más denso y el gas menos denso. A medida que aumentamos la temperatura, la presión del vapor de agua aumenta, tal y como describe la curva líquido-gas en el diagrama de fases del agua ( ), y se mantiene un equilibrio bifásico de las fases líquida y gaseosa. A una temperatura de 374 °C, la presión de vapor se ha elevado a 218 atm, y cualquier aumento adicional de la temperatura provoca la desaparición del límite entre las fases líquida y de vapor. Toda el agua del recipiente está ahora presente en una única fase cuyas propiedades físicas son intermedias entre las del estado gaseoso y las del estado líquido. Esta fase de la materia se denomina fluido supercrítico , y la temperatura y la presión por encima de las cuales existe esta fase es el punto crítico ( ). Por encima de su temperatura crítica, un gas no puede licuarse por mucha presión que se aplique. La presión necesaria para licuar un gas a su temperatura crítica se denomina presión crítica. Las temperaturas críticas y las presiones críticas de algunas sustancias comunes se indican en la siguiente tabla. Sustancia Temperatura crítica (°C) Presión crítica (kPa) hidrógeno -240,0 1.300 nitrógeno -147,2 3.400 oxígeno -118,9 5.000 dióxido de carbono 31,1 7.400 amoníaco 132,4 11.300 dióxido de azufre 157,2 7.800 agua 374,0 22.000 (a) Se calienta un recipiente sellado de dióxido de carbono líquido ligeramente por debajo de su punto crítico, lo que da lugar a (b) la formación de la fase fluida supercrítica. El enfriamiento del fluido supercrítico reduce su temperatura y presión por debajo del punto crítico, lo que da lugar al restablecimiento de las fases líquida y gaseosa separadas (c y d). Los flotadores de colores ilustran las diferencias de densidad entre los estados líquido, gaseoso y supercrítico de los fluidos (créditos: modificación del trabajo de “mrmrobin”/YouTube). Observe la transición de líquido a fluido supercrítico en el dióxido de carbono. Al igual que un gas, un fluido supercrítico se expandirá y llenará un recipiente, pero su densidad es mucho mayor que las densidades típicas de los gases, acercándose normalmente a las de los líquidos. Al igual que los líquidos, estos fluidos son capaces de disolver solutos no volátiles. Sin embargo, no presentan ninguna tensión superficial y tienen una viscosidad muy baja, por lo que pueden penetrar más eficazmente en aberturas muy pequeñas de una mezcla sólida y eliminar los componentes solubles. Estas propiedades hacen que los fluidos supercríticos sean solventes extremadamente útiles para una amplia gama de aplicaciones. Por ejemplo, el dióxido de carbono supercrítico se ha convertido en un solvente muy popular en la industria alimentaria, ya que se utiliza para descafeinar el café, eliminar las grasas de las patatas fritas y extraer compuestos de sabor y fragancia de los aceites de los cítricos. No es tóxico, es relativamente barato y no se considera contaminante. Tras su uso, el CO 2 puede recuperarse fácilmente reduciendo la presión y recogiendo el gas resultante. La temperatura crítica del dióxido de carbono Si agitamos un extintor de dióxido de carbono en un día fresco (18 °C), podemos oír el chapoteo del CO 2 líquido dentro del cilindro. Sin embargo, el mismo cilindro parece no contener líquido en un día caluroso de verano (35 °C). Explique estas observaciones. Solución En el día frío, la temperatura del CO 2 está por debajo de la temperatura crítica del CO 2 , 304 K o 31 °C, por lo que hay CO 2 líquido en el cilindro. En el día caluroso, la temperatura del CO 2 es superior a su temperatura crítica de 31 °C. Por encima de esta temperatura, ninguna presión puede licuar el CO 2 , por lo que no hay CO 2 líquido en el extintor. Compruebe lo aprendido El amoníaco puede licuarse por compresión a temperatura ambiente; el oxígeno no puede licuarse en estas condiciones. ¿Por qué los dos gases tienen un comportamiento diferente? Respuesta: La temperatura crítica del amoníaco es de 405,5 K, superior a la temperatura ambiente. La temperatura crítica del oxígeno está por debajo de la temperatura ambiente; por lo tanto, el oxígeno no puede licuarse a temperatura ambiente. La descafeinización del café con CO 2 supercrítico El café es la segunda materia prima más comercializada del mundo, solo después del petróleo. En todo el mundo, la gente adora el aroma y el sabor del café. Muchos de nosotros también dependemos de un componente del café, la cafeína, para ponernos en marcha por la mañana o mantenernos alerta por la tarde. Pero a última hora del día, el efecto estimulante del café puede impedirle dormir, por lo que puede optar por tomar café descafeinado por la noche. Desde principios del siglo XX, se han utilizado muchos métodos para descafeinar el café. Todos tienen ventajas e inconvenientes y dependen de las propiedades físicas y químicas de la cafeína. Como la cafeína es una molécula algo polar, se disuelve bien en el agua, un líquido polar. Sin embargo, dado que muchos de los más de 400 compuestos que contribuyen al sabor y el aroma del café también se disuelven en H 2 O, los procesos de descafeinización con agua caliente también pueden eliminar algunos de estos compuestos, afectando negativamente al olor y el sabor del café descafeinado. El diclorometano (CH 2 Cl 2 ) y el acetato de etilo (CH 3 CO 2 C 2 H 5 ) tienen una polaridad similar a la de la cafeína y, por lo tanto, son solventes muy eficaces para la extracción de cafeína, pero ambos eliminan también algunos componentes del sabor y el aroma, y su uso requiere largos tiempos de extracción y limpieza. Dado que ambos disolventes son tóxicos, se ha planteado la preocupación por el efecto del solvente residual que queda en el café descafeinado. La extracción con fluidos supercríticos utilizando dióxido de carbono se está utilizando ampliamente como un método de descafeinado más eficaz y respetuoso con el medio ambiente ( ). A temperaturas superiores a 304,2 K y presiones superiores a 7376 kPa, el CO 2 es un fluido supercrítico, con propiedades tanto de gas como de líquido. Como un gas, penetra profundamente en los granos de café; como un líquido, disuelve eficazmente ciertas sustancias. La extracción con dióxido de carbono supercrítico de los granos de café cocidos al vapor elimina entre el 97 y el 99 % de la cafeína, dejando intactos los compuestos de sabor y aroma del café. Dado que el CO 2 es un gas en condiciones estándar, su eliminación de los granos de café extraídos se realiza fácilmente, al igual que la recuperación de la cafeína del extracto. La cafeína recuperada de los granos de café mediante este proceso es un producto valioso que puede utilizarse posteriormente como aditivo de otros alimentos o medicamentos. (a) Las moléculas de cafeína tienen regiones polares y no polares, lo que las hace solubles en solventes de distinta polaridad. (b) El esquema muestra un proceso típico de descafeinización con dióxido de carbono supercrítico. Conceptos clave y resumen Las condiciones de temperatura y presión a las que una sustancia existe en estado sólido, líquido y gaseoso se resumen en un diagrama de fases para esa sustancia. Los diagramas de fase son gráficos combinados de tres curvas de equilibrio presión-temperatura: sólido-líquido, líquido-gas y sólido-gas. Estas curvas representan las relaciones entre las temperaturas de transición de fase y las presiones. El punto de intersección de las tres curvas representa el punto triple de la sustancia, es decir, la temperatura y la presión a las que las tres fases están en equilibrio. A presiones inferiores al punto triple, una sustancia no puede existir en estado líquido, independientemente de su temperatura. El extremo de la curva líquido-gas representa el punto crítico de la sustancia, la presión y la temperatura por encima de las cuales no puede existir una fase líquida. Ejercicios de fin de capítulo de Química A partir del diagrama de fases del agua ( ), determine el estado del agua en: (a) 35 °C y 85 kPa (b) −15 °C y 40 kPa (c) −15 °C y 0,1 kPa (d) 75 °C y 3 kPa (e) 40 °C y 0,1 kPa (f) 60 °C y 50 kPa ¿Qué cambios de fase se producen cuando el agua se somete a una presión variable a una temperatura constante de 0,005 °C? ¿A 40 °C? ¿A −40 °C? A bajas presiones y a 0,005 °C, el agua es un gas. Al aumentar la presión hasta 4,6 torr, el agua se convierte en un sólido; al aumentar aún más la presión, se convierte en un líquido. A 40 °C, el agua a baja presión es un vapor; a presiones superiores a unos 75 torr, se convierte en líquido. A −40 °C, el agua pasa de ser un gas a un sólido cuando la presión aumenta por encima de valores muy bajos. Las ollas a presión permiten que los alimentos se cocinen más rápido porque la mayor presión dentro de la olla a presión aumenta la temperatura de ebullición del agua. Una determinada olla a presión tiene una válvula de seguridad que se ajusta para ventilar el vapor si la presión supera las 3,4 atm. ¿Cuál es la temperatura máxima aproximada que se puede alcanzar dentro de esta olla a presión? Explique su razonamiento. A partir del diagrama de fases del dióxido de carbono en la , determine el estado del CO 2 en: (a) 20 °C y 1.000 kPa (b) 10 °C y 2.000 kPa (c) 10 °C y 100 kPa (d) −40 °C y 500 kPa (e) −80 °C y 1500 kPa (f) −80 °C y 10 kPa (a) gas; (b) gas; (c) gas; (d) gas; (e) sólido; (f) gas Determine los cambios de fase que experimenta el dióxido de carbono al aumentar la presión a una temperatura constante de (a) −50 °C y (b) 50 °C. ¿Si la temperatura se mantiene a −40 °C? ¿A 20 °C? (consulte el diagrama de fases en la .) Considere un cilindro que contiene una mezcla de dióxido de carbono líquido en equilibrio con el dióxido de carbono gaseoso a una presión inicial de 65 atm y una temperatura de 20 °C. Esboce un gráfico que represente el cambio en la presión del cilindro con el tiempo a medida que se libera el dióxido de carbono gaseoso a temperatura constante. El hielo seco, CO 2 ( s ), no se funde a presión atmosférica. Se sublima a una temperatura de −78 °C. ¿Cuál es la menor presión a la que el CO 2 ( s ) se fundirá para dar CO 2 ( l )? ¿A qué temperatura aproximadamente se produce esto? (Vea el diagrama de fases en la ). Si una fuerte tormenta provoca la pérdida de electricidad, puede ser necesario utilizar un tendedero para secar la ropa. En muchas partes del país, en pleno invierno, la ropa se congela rápidamente cuando se cuelga en el tendedero. Si no nieva, ¿se secarán igualmente? Explique su respuesta. Sí, el hielo se sublimará, aunque puede tardar varios días. El hielo tiene una pequeña presión de vapor, y algunas moléculas de hielo forman gas y escapan de los cristales de hielo. A medida que pasa el tiempo, más y más sólidos se convierten en gas hasta que finalmente la ropa está seca. ¿Es posible licuar el nitrógeno a temperatura ambiente (unos 25 °C)? ¿Es posible licuar el dióxido de azufre a temperatura ambiente? Explique sus respuestas. El carbono elemental tiene una fase gaseosa, una fase líquida y dos fases sólidas diferentes, como se muestra en el diagrama de fases: (a) En el diagrama de fases, rotule las regiones de gas y líquido. (b) El grafito es la fase más estable del carbono en condiciones normales. En el diagrama de fases, rotule la fase de grafito. (c) Si el grafito en condiciones normales se calienta a 2500 K mientras se aumenta la presión a 10 10 Pa, se convierte en diamante. Etiquete la fase de diamante. (d) Encierre en un círculo cada punto triple del diagrama de fases. (e) ¿En qué fase existe el carbono a 5.000 K y 10 8 Pa? (f) Si la temperatura de una muestra de carbono aumenta de 3.000 K a 5.000 K a una presión constante de 10 6 Pa, ¿qué transición de fase se produce, si se produce? (a) (b) (c) (d) (e) fase líquida (f) sublimación punto crítico temperatura y presión por encima de las cuales un gas no puede condensarse en un líquido. diagrama de fases gráfico presión-temperatura que resume las condiciones en las que pueden existir las fases de una sustancia. fluido supercrítico sustancia a una temperatura y presión superiores a su punto crítico; presenta propiedades intermedias entre las de los estados gaseoso y líquido. punto triple temperatura y presión en las que las fases de vapor, líquido y sólido de una sustancia están en equilibrio.

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El estado sólido de la materia Cuando la mayoría de los líquidos se enfrían, acaban congelándose y formando sólidos cristalinos , es decir, sólidos en los que los átomos, iones o moléculas están dispuestos en un patrón repetitivo definido. También es posible que un líquido se congele antes de que sus moléculas se ordenen. Los materiales resultantes se denominan sólidos amorfos o sólidos no cristalinos (o, a veces, vidrios). Las partículas de estos sólidos carecen de una estructura interna ordenada y están dispuestas al azar ( ). Las entidades de una fase sólida pueden estar dispuestas en un patrón regular y repetitivo (sólidos cristalinos) o al azar (amorfos). Los metales y los compuestos iónicos suelen formar sólidos ordenados y cristalinos. Las sustancias compuestas por moléculas grandes, o por una mezcla de moléculas cuyos movimientos son más restringidos, suelen formar sólidos amorfos. Por ejemplo, las ceras para velas son sólidos amorfos compuestos por grandes moléculas de hidrocarburos. Algunas sustancias, como el dióxido de silicio (que se muestra en la ), pueden formar sólidos cristalinos o amorfos, dependiendo de las condiciones en las que se produzca. Además, los sólidos amorfos pueden experimentar una transición al estado cristalino en condiciones adecuadas. (a) El dióxido de silicio, SiO 2 , abunda en la naturaleza como una de las diversas formas cristalinas del mineral cuarzo. (b) El enfriamiento rápido del SiO 2 fundido da lugar a un sólido amorfo conocido como "sílice fundida". Los sólidos cristalinos se clasifican generalmente según la naturaleza de las fuerzas que mantienen unidas sus partículas. Estas fuerzas son las principales responsables de las propiedades físicas que presentan los sólidos. En los siguientes apartados se describen los principales tipos de sólidos cristalinos: iónicos, metálicos, de red covalente y moleculares. Sólidos iónicos Los sólidos iónicos , como el cloruro de sodio y el óxido de níquel, están compuestos por iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, que pueden ser bastante fuertes ( ). Muchos cristales iónicos también tienen puntos de fusión elevados. Esto se debe a las fuertes atracciones entre los iones: en los compuestos iónicos, las atracciones entre las cargas completas son (mucho) mayores que las de las cargas parciales en los compuestos moleculares polares. Esto se verá con más detalle en un análisis sobre las energías de la red. Aunque son duros, también tienden a ser frágiles, y se rompen en lugar de doblarse. Los sólidos iónicos no conducen la electricidad; sin embargo, sí lo hacen cuando están fundidos o disueltos porque sus iones se mueven libremente. Muchos compuestos simples formados por la reacción de un elemento metálico con un elemento no metálico son iónicos. El cloruro de sodio es un sólido iónico. Sólidos metálicos Los sólidos metálicos , como los cristales de cobre, aluminio y hierro, están formados por átomos de metal ( ). La estructura de los cristales metálicos suele describirse como una distribución uniforme de núcleos atómicos dentro de un "mar" de electrones deslocalizados. Los átomos de un sólido metálico se mantienen unidos por una fuerza única conocida como enlace metálico , que da lugar a muchas propiedades útiles y variadas. Todos presentan una alta conductividad térmica y eléctrica, brillo metálico y maleabilidad. Muchos son muy duros y bastante fuertes. Debido a su maleabilidad (la capacidad de deformarse bajo presión o martilleo), no se rompen y, por tanto, son materiales de construcción útiles. Los puntos de fusión de los metales varían mucho. El mercurio es líquido a temperatura ambiente, y los metales alcalinos se funden por debajo de los 200 °C. Varios metales posteriores a la transición también tienen puntos de fusión bajos, mientras que los metales de transición se funden a temperaturas superiores a los 1.000 °C. Estas diferencias reflejan las diferencias en la fuerza de los enlaces metálicos entre los metales. El cobre es un sólido metálico. Sólido de red covalente Los sólidos de red covalentes incluyen cristales de diamante, silicio, algunos otros no metales y algunos compuestos covalentes como el dióxido de silicio (arena) y el carburo de silicio (carborundo, el abrasivo del papel de lija). Muchos minerales tienen redes de enlaces covalentes. Los átomos de estos sólidos se mantienen unidos por una red de enlaces covalentes, como se muestra en la . Para romper o fundir un sólido de red covalente, hay que romper los enlaces covalentes. Dado que los enlaces covalentes son relativamente fuertes, los sólidos de red covalente se caracterizan normalmente por su dureza, resistencia y altos puntos de fusión. Por ejemplo, el diamante es una de las sustancias más duras que se conocen y se funde por encima de los 3.500 °C. Un cristal covalente contiene una red tridimensional de enlaces covalentes, como ilustran las estructuras del diamante, el dióxido de silicio, el carburo de silicio y el grafito. El grafito es un ejemplo excepcional, compuesto por láminas planas de cristales covalentes que se mantienen unidos en capas por fuerzas no covalentes. A diferencia de los típicos sólidos covalentes, el grafito es muy blando y conductor de la electricidad. Sólido Molecular Los sólidos moleculares , como el hielo, la sacarosa (azúcar de mesa) y el yodo, como se muestra en la , están compuestos por moléculas neutras. La intensidad de las fuerzas de atracción entre las unidades presentes en los distintos cristales varía mucho, como indican los puntos de fusión de los cristales. Las pequeñas moléculas simétricas (moléculas no polares), como el H 2 , el N 2 , el O 2 y el F 2 , tienen fuerzas de atracción débiles y forman sólidos moleculares con puntos de fusión muy bajos (por debajo de −200 °C). Las sustancias formadas por moléculas más grandes y no polares tienen fuerzas de atracción mayores y se funden a temperaturas más altas. Los sólidos moleculares compuestos por moléculas con momentos dipolares permanentes (moléculas polares) se funden a temperaturas aún más altas. Algunos ejemplos son el hielo (punto de fusión, 0 °C) y el azúcar de mesa (punto de fusión, 185 °C). El dióxido de carbono (CO 2 ) está formado por moléculas pequeñas y no polares y forma un sólido molecular con un punto de fusión de −78 °C. El yodo (I 2 ) está formado por moléculas más grandes y no polares y forma un sólido molecular que se funde a 114 °C. Propiedades de los sólidos Un sólido cristalino, como los enumerados en la , tiene una temperatura de fusión precisa porque cada átomo o molécula del mismo tipo se mantiene en su lugar con las mismas fuerzas o energía. Así, las atracciones entre las unidades que componen el cristal tienen todas la misma fuerza y todas requieren la misma cantidad de energía para romperse. El reblandecimiento gradual de un material amorfo difiere drásticamente de la fusión clara de un sólido cristalino. Esto se debe a la falta de equivalencia estructural de las moléculas en el sólido amorfo. Algunas fuerzas son más débiles que otras, y cuando un material amorfo se calienta, las atracciones intermoleculares más débiles se rompen primero. A medida que aumenta la temperatura, se rompen las atracciones más fuertes. Así, los materiales amorfos se ablandan en un rango de temperaturas. Tipos de sólidos cristalinos y sus propiedades Tipo de sólido Tipo de partículas Tipo de atracciones Propiedades Ejemplos iónico iones enlaces iónicos duro, quebradizo, conduce la electricidad como un líquido pero no como un sólido, puntos de fusión de altos a muy altos NaCl, Al 2 O 3 metálico átomos de elementos electropositivos enlaces metálicos brillante, maleable, dúctil, conduce bien el calor y la electricidad, dureza y temperatura de fusión variables Cu, Fe, Ti, Pb, U red covalente átomos de elementos electronegativos enlaces covalentes muy duro, no conductor, puntos de fusión muy altos C (diamante), SiO 2 , SiC molecular moléculas (o átomos) IMF dureza variable, fragilidad variable, no conductor, puntos de fusión bajos H 2 O, CO 2 , I 2 , C 12 H 22 O 11 El grafeno: material del futuro El carbono es un elemento esencial en nuestro mundo. Las propiedades únicas de los átomos de carbono permiten la existencia de formas de vida con base en el carbono, como nosotros. El carbono forma una enorme variedad de sustancias que utilizamos a diario, entre ellas las que se muestran en la . Quizá conozca el diamante y el grafito, los dos alótropos más comunes del carbono. (Los alótropos son formas estructurales diferentes de un mismo elemento). El diamante es una de las sustancias más duras que se conocen, mientras que el grafito es lo suficientemente blando como para ser utilizado como mina de lápiz. Estas propiedades tan diferentes se deben a las distintas disposiciones de los átomos de carbono en los distintos alótropos. El diamante es extremadamente duro debido a la fuerte unión entre los átomos de carbono en todas las direcciones. El grafito (en la mina del lápiz) se desprende del papel debido a las débiles atracciones entre las capas de carbono. Una imagen de una superficie de grafito muestra la distancia entre los centros de los átomos de carbono adyacentes (créditos: foto de la izquierda: modificación del trabajo de Steve Jurvetson; foto del medio: modificación del trabajo del Servicio Geológico de los Estados Unidos). Es posible que esté menos familiarizado con una forma de carbono descubierta recientemente: el grafeno. El grafeno se aisló por primera vez en 2004 utilizando cinta adhesiva para desprender capas cada vez más finas del grafito. Se trata esencialmente de una sola hoja (de un átomo de espesor) de grafito. El grafeno, que se ilustra en la , no solo es fuerte y ligero, sino que también es un excelente conductor de la electricidad y el calor. Estas propiedades pueden resultar muy útiles en una amplia gama de aplicaciones, como chips y circuitos informáticos enormemente mejorados, mejores baterías y celdas solares, y materiales estructurales más fuertes y ligeros. El Premio Nobel de Física 2010 fue concedido a Andre Geim y Konstantin Novoselov por sus trabajos pioneros con el grafeno. Las láminas de grafeno pueden formarse en buckyballs, nanotubos y capas apiladas. Defectos de los cristales En un sólido cristalino, los átomos, iones o moléculas están dispuestos en un patrón repetitivo definido, pero pueden producirse defectos ocasionales en el patrón. Se conocen varios tipos de defectos, como se ilustra en la . Las vacantes son defectos que se producen cuando las posiciones que deberían contener átomos o iones están vacantes. Con menor frecuencia, algunos átomos o iones de un cristal pueden ocupar posiciones, llamadas espacios intersticiales , situadas entre las posiciones regulares de los átomos. Otras distorsiones se encuentran en los cristales impuros, como, por ejemplo, cuando los cationes, aniones o moléculas de la impureza son demasiado grandes para encajar en las posiciones regulares sin distorsionar la estructura. A veces se añaden trazas de impurezas a un cristal (un proceso conocido como dopaje) para crear defectos en la estructura que produzcan cambios deseables en sus propiedades. Por ejemplo, los cristales de silicio se dopan con cantidades variables de diferentes elementos para obtener propiedades eléctricas adecuadas para su uso en la fabricación de semiconductores y chips de computadoras. Los tipos de defectos del cristal incluyen vacantes, átomos intersticiales e impurezas de sustitución. Conceptos clave y resumen Algunas sustancias forman sólidos cristalinos compuestos por partículas con una estructura muy organizada; otras forman sólidos amorfos (no cristalinos) con una estructura interna no ordenada. Los principales tipos de sólidos cristalinos son los sólidos iónicos, los metálicos, los de red covalente y los moleculares. Las propiedades de los distintos tipos de sólidos cristalinos se deben a los tipos de partículas que los componen, a la disposición de las partículas y a la fuerza de las atracciones entre ellas. Debido a que sus partículas experimentan atracciones idénticas, los sólidos cristalinos tienen temperaturas de fusión distintas; las partículas de los sólidos amorfos experimentan una serie de interacciones, por lo que se ablandan gradualmente y se funden en un rango de temperaturas. Algunos sólidos cristalinos tienen defectos en el patrón de repetición definido de sus partículas. Estos defectos (que incluyen vacantes, átomos o iones que no están en las posiciones regulares, e impurezas) cambian las propiedades físicas, como la conductividad eléctrica, que se aprovecha en los cristales de silicio utilizados para fabricar chips de computadoras. Ejercicios de fin de capítulo de Química ¿Qué tipos de líquidos suelen formar sólidos amorfos? A temperaturas muy bajas, el oxígeno, O 2 , se congela y forma un sólido cristalino. ¿Cómo se describe mejor estos cristales? (a) iónico (b) red covalente (c) metálico (d) amorfo (e) cristales moleculares (e) cristales moleculares Al enfriarse, el aceite de oliva se solidifica lentamente y forma un sólido en un rango de temperaturas. ¿Cómo se describe mejor el sólido? (a) iónico (b) red covalente (c) metálico (d) amorfo (e) cristales moleculares Explique por qué el hielo, que es un sólido cristalino, tiene una temperatura de fusión de 0 °C, mientras que la mantequilla, que es un sólido amorfo, se ablanda en un rango de temperaturas. El hielo tiene una estructura cristalina estabilizada por enlaces de hidrógeno. Estas fuerzas intermoleculares tienen una fuerza comparable y, por tanto, requieren la misma cantidad de energía para ser superadas. En consecuencia, el hielo se funde a una sola temperatura y no en un rango de temperaturas. Las distintas moléculas de gran tamaño que componen la mantequilla experimentan diversas atracciones de Van der Waals de distinta fuerza que se superan a distintas temperaturas, por lo que el proceso de fusión se produce en un amplio rango de temperaturas. Identifique el tipo de sólido cristalino (metálico, covalente de red, iónico o molecular) formado por cada una de las siguientes sustancias: (a) SiO 2 (b) KCl (c) Cu (d) CO 2 (e) C (diamante) (f) BaSO 4 (g) NH 3 (h) NH 4 F (i) C 2 H 5 OH Identifique el tipo de sólido cristalino (metálico, covalente de red, iónico o molecular) que cada una de las siguientes sustancias forma: (a) CaCl 2 (b) SiC (c) N 2 (d) Fe (e) C (grafito) (f) CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 (g) HCl (h) NH 4 NO 3 (i) K 3 PO 4 (a) iónico; (b) red covalente; (c) molecular; (d) metálico; (e) red covalente; (f) molecular; (g) molecular; (h) iónico; (i) iónico Clasifique cada sustancia de la tabla como sólido metálico, iónico, molecular o de red covalente: Sustancia Apariencia Punto de fusión Conductividad eléctrica Solubilidad en agua X brillante, maleable 1500 °C alto insoluble Y suave, amarillo 113 °C ninguno insoluble Z duro, blanco 800 °C solo si se funde/se disuelve soluble Clasifique cada sustancia de la tabla como sólido metálico, iónico, molecular o de red covalente: Sustancia Apariencia Punto de fusión Conductividad eléctrica Solubilidad en agua X frágil, blanco 800 °C solo si se funde/se disuelve soluble Y brillante, maleable 1100 °C alto insoluble Z duro, incoloro 3550 °C ninguno insoluble X = iónico; Y = metálico; Z = red covalente Identifique las siguientes sustancias como sólidos iónicos, metálicos, de red covalente o moleculares: La sustancia A es maleable, dúctil, conduce bien la electricidad y tiene un punto de fusión de 1135 °C. La sustancia B es frágil, no conduce la electricidad como sólido pero sí cuando está fundido y tiene un punto de fusión de 2072 °C. La sustancia C es muy dura, no conduce la electricidad y tiene un punto de fusión de 3440 °C. La sustancia D es blanda, no conduce la electricidad y tiene un punto de fusión de 185 °C. La sustancia A es brillante, conduce bien la electricidad y se funde a 975 °C. La sustancia A es probablemente a(n): (a) sólido iónico (b) sólido metálico (c) sólido molecular (d) sólido de red covalente (b) sólido metálico La sustancia B es dura, no conduce la electricidad y se funde a 1200 °C. La sustancia B es probablemente a(n): (a) sólido iónico (b) sólido metálico (c) sólido molecular (d) sólido de red covalente sólido amorfo (también, sólido no cristalino) sólido en el que las partículas carecen de una estructura interna ordenada. sólido de red covalente sólido cuyas partículas se mantienen unidas por enlaces covalentes. sólido cristalino sólido en el que las partículas están dispuestas en un patrón repetitivo definido. espacios intersticiales espacios entre las posiciones regulares de las partículas en cualquier conjunto de átomos o iones. sólido iónico sólido compuesto por iones positivos y negativos que se mantienen unidos por fuertes atracciones electrostáticas. sólido metálico sólido compuesto por átomos de metal. sólido molecular sólido compuesto por moléculas neutras unidas por fuerzas de atracción intermoleculares. vacancia defecto que se produce cuando una posición que debería contener un átomo o un ion está vacía.

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