Fuerzas intermoleculares Al igual que en el caso de las sustancias gaseosas, la teoría cinética molecular puede utilizarse para explicar el comportamiento de los sólidos y los líquidos. En la siguiente descripción, el término partícula se utilizará para referirse a un átomo, a una molécula o a un ion. Observe que utilizaremos la expresión popular "atracción intermolecular" para referirnos a las fuerzas de atracción entre las partículas de una sustancia, independientemente de que estas partículas sean moléculas, átomos o iones. Consideremos estos dos aspectos de los entornos a nivel molecular en la materia sólida, líquida y gaseosa: En un sólido, las partículas están muy juntas y a menudo dispuestas de forma regular; en un líquido, están muy juntas sin una disposición regular; en un gas, están muy separadas sin una disposición regular. Las partículas de un sólido vibran en torno a posiciones fijas y, por lo general, no se mueven entre sí; en un líquido, se mueven unas junto a otras pero permanecen en contacto esencialmente constante; en un gas, se mueven independientemente unas de otras, excepto cuando chocan. Las diferencias en las propiedades de un sólido, un líquido o un gas reflejan la intensidad de las fuerzas de atracción entre los átomos, las moléculas o los iones que componen cada fase. La fase en la que se encuentra una sustancia depende de la extensión relativa de sus fuerzas intermoleculares (intermolecular forces, IMF) y de las energías cinéticas (kinetic energy, KE) de sus moléculas. Las IMF son las distintas fuerzas de atracción que pueden existir entre los átomos y las moléculas de una sustancia debido a los fenómenos electrostáticos, como se detallará en este módulo. Estas fuerzas sirven para mantener a las partículas cerca unas de otras, mientras que la KE de las partículas proporciona la energía necesaria para superar las fuerzas de atracción y así aumentar la distancia entre las partículas. La ilustra cómo se pueden inducir cambios en el estado físico al cambiar la temperatura, y por tanto, la KE media, de una sustancia determinada. Las transiciones entre los estados sólido, líquido y gaseoso de una sustancia se producen cuando las condiciones de temperatura o presión favorecen los cambios asociados en las fuerzas intermoleculares. (Nota: El espacio entre las partículas en la fase gaseosa es mucho mayor que el de la ilustración). Como ejemplo de los procesos representados en esta figura, consideremos una muestra de agua. Cuando el agua gaseosa se enfría lo suficiente, las atracciones entre las moléculas de H 2 O son capaces de mantenerlas unidas cuando entran en contacto entre sí; el gas se condensa, formando H 2 O líquido. Por ejemplo, el agua líquida se forma en el exterior de un vaso frío cuando el vapor de agua del aire se enfría gracias al vaso frío, como se ve en la . La condensación se forma cuando el vapor de agua en el aire se enfría lo suficiente como para formar agua líquida, como (a) en el exterior de un vaso de bebida fría o (b) en forma de niebla (créditos: a: modificación del trabajo de Jenny Downing; b: modificación del trabajo de Cory Zanker). También podemos licuar muchos gases comprimiéndolos, si la temperatura no es demasiado alta. El aumento de la presión acerca las moléculas de un gas, de manera que las atracciones entre las moléculas se vuelven fuertes en relación con su KE. En consecuencia, forman líquidos. El butano, C 4 H 10 , es el combustible utilizado en los encendedores desechables y es un gas a temperatura y presión estándar. Dentro del compartimento de combustible del encendedor, el butano se comprime a una presión que provoca su condensación al estado líquido, como se muestra en la . El butano gaseoso se comprime dentro del compartimento de almacenamiento de un encendedor desechable, lo que provoca su condensación al estado líquido (créditos: modificación del trabajo de "Sam-Cat"/Flickr). Por último, si la temperatura de un líquido es lo suficientemente baja, o la presión sobre el líquido es lo suficientemente alta, las moléculas del líquido ya no tienen suficiente KE para superar la FMI entre ellas, y se forma un sólido. En un módulo posterior de este capítulo se ofrece un análisis más exhaustivo de estos y otros cambios de estado, o transiciones de fase. Acceda a esta simulación interactiva sobre estados de la materia, transiciones de fase y fuerzas intermoleculares. Esta simulación es útil para visualizar los conceptos introducidos a lo largo de este capítulo. Fuerzas entre moléculas En condiciones adecuadas, las atracciones entre todas las moléculas de los gases harán que formen líquidos o sólidos. Esto se debe a las fuerzas intermoleculares, no a las intramoleculares . Las fuerzas intramoleculares son las que, dentro de la molécula, la mantienen unida, por ejemplo, los enlaces entre los átomos. Las fuerzas intermoleculares son las atracciones entre las moléculas, que determinan muchas de las propiedades físicas de una sustancia. La ilustra estas diferentes fuerzas moleculares. La fuerza de estas fuerzas atractivas varía mucho, aunque normalmente las IMF entre moléculas pequeñas son débiles en comparación con las fuerzas intramoleculares que unen los átomos dentro de una molécula. Por ejemplo, para superar las IMF de un mol de HCl líquido y convertirlo en HCl gaseoso solo se necesitan unos 17 kilojulios. Sin embargo, para romper los enlaces covalentes entre los átomos de hidrógeno y cloro de un mol de HCl se necesita unas 25 veces más energía: 430 kilojulios. Las fuerzas intramoleculares mantienen una molécula intacta. Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas varias moléculas y determinan muchas de las propiedades de una sustancia. Todas las fuerzas de atracción entre átomos y moléculas neutras se conocen como fuerzas de Van der Waals , aunque suelen denominarse de manera más informal como atracción intermolecular. En las tres secciones siguientes de este módulo estudiaremos los distintos tipos de IMF. Fuerzas de dispersión Una de las tres fuerzas de Van der Waals está presente en todas las fases condensadas, independientemente de la naturaleza de los átomos o moléculas que componen la sustancia. Esta fuerza de atracción se denomina fuerza de dispersión de London en honor al físico estadounidense de origen alemán Fritz London , que la explicó por primera vez en 1928. Esta fuerza suele denominarse simplemente fuerza de dispersión . Dado que los electrones de un átomo o molécula están en constante movimiento (o, alternativamente, la ubicación del electrón está sujeta a la variabilidad mecánica cuántica), en cualquier momento, un átomo o molécula puede desarrollar un dipolo instantáneo y temporal si sus electrones están distribuidos asimétricamente. La presencia de este dipolo puede, a su vez, distorsionar los electrones de un átomo o molécula vecina, produciendo un dipolo inducido . Estos dos dipolos temporales que fluctúan rápidamente dan lugar a una atracción electrostática relativamente débil entre las especies, la llamada fuerza de dispersión, como la que se ilustra en la . Las fuerzas de dispersión son el resultado de la formación de dipolos temporales, como se ilustra aquí en dos moléculas diatómicas no polares. Las fuerzas de dispersión que se desarrollan entre los átomos de diferentes moléculas pueden atraer a las dos moléculas entre sí. Sin embargo, las fuerzas son relativamente débiles y solo adquieren importancia cuando las moléculas están muy cerca. Los átomos y moléculas más grandes y pesados presentan fuerzas de dispersión más fuertes que los átomos y moléculas más pequeños y ligeros. El F 2 y el Cl 2 son gases a temperatura ambiente (reflejando fuerzas de atracción más débiles); el Br 2 es un líquido y el I 2 es un sólido (reflejando fuerzas de atracción más fuertes). Las tendencias de los puntos de fusión y ebullición observados para los halógenos demuestran claramente este efecto, como se ve en la . Puntos de fusión y ebullición de los halógenos Halógeno Masa Molar Radio atómico Punto de fusión Punto de ebullición flúor, F 2 38 g/mol 72 horas 53 K 85 K cloro, Cl 2 71 g/mol 99 pm 172 K 238 K bromo, Br 2 160 g/mol 114 pm 266 K 332 K yodo, I 2 254 g/mol 133 pm 387 K 457 K astatina, At 2 420 g/mol 150 pm 575 K 610 K El aumento de los puntos de fusión y ebullición con el aumento del tamaño atómico/molecular puede racionalizarse considerando cómo la fuerza de las fuerzas de dispersión se ve afectada por la estructura electrónica de los átomos o moléculas de la sustancia. En un átomo más grande, los electrones de valencia están, por término medio, más lejos de los núcleos que en un átomo más pequeño. Así, están menos sujetos y pueden formar más fácilmente los dipolos temporales que producen la atracción. La medida de lo fácil o difícil que es para otra carga electrostática (por ejemplo, un ion cercano o una molécula polar) distorsionar la distribución de carga de una molécula (su nube de electrones) se conoce como polarizabilidad . Una molécula que tiene una nube de carga que se distorsiona fácilmente se dice que es muy polarizable y tendrá grandes fuerzas de dispersión; una con una nube de carga que es difícil de distorsionar no es muy polarizable y tendrá pequeñas fuerzas de dispersión. Las fuerzas de London y sus efectos Ordena los siguientes compuestos de un elemento del grupo 14 e hidrógeno de menor a mayor punto de ebullición: CH 4 , SiH 4 , GeH 4 , y SnH 4 . Explique su razonamiento. Solución Aplicando los conocimientos adquiridos en el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular, se predice que todos estos compuestos son no polares, por lo que solo pueden experimentar fuerzas de dispersión: cuanto más pequeña sea la molécula, menos polarizable y más débiles serán las fuerzas de dispersión; cuanto más grande sea la molécula, mayores serán las fuerzas de dispersión. Las masas molares de CH 4 , SiH 4 , GeH 4 , y SnH 4 son aproximadamente 16 g/mol, 32 g/mol, 77 g/mol y 123 g/mol, respectivamente. Por lo tanto, se espera que el CH 4 tenga el punto de ebullición más bajo y el SnH 4 el más alto. Se espera que el orden de menor a mayor punto de ebullición sea CH 4 < SiH 4 < GeH 4 < SnH 4 . Un gráfico de los puntos de ebullición reales de estos compuestos frente al periodo del elemento del grupo 14 muestra que esta predicción es correcta: Compruebe lo aprendido Ordene los siguientes hidrocarburos de menor a mayor punto de ebullición: C 2 H 6 , C 3 H 8 y C 4 H 10 . Respuesta: C 2 H 6 < C 3 H 8 < C 4 H 10 . Todos estos compuestos son no polares y solo tienen fuerzas de dispersión de London: cuanto más grande es la molécula, mayores son las fuerzas de dispersión y mayor es el punto de ebullición. El orden de menor a mayor punto de ebullición es, por tanto, C 2 H 6 < C 3 H 8 < C 4 H 10 . Las formas de las moléculas también afectan a las magnitudes de las fuerzas de dispersión entre ellas. Por ejemplo, los puntos de ebullición de los isómeros n-pentano , isopentano y neopentano (mostrados en ) son 36 °C, 27 °C y 9,5 °C, respectivamente. Aunque estos compuestos están formados por moléculas con la misma fórmula química, C 5 H 12 , la diferencia en los puntos de ebullición sugiere que las fuerzas de dispersión en la fase líquida son diferentes, siendo mayores para el n -pentano y menores para el neopentano. La forma alargada del n -pentano proporciona una mayor área superficial disponible para el contacto entre las moléculas, lo que da lugar a fuerzas de dispersión proporcionalmente más fuertes. La forma más compacta del isopentano ofrece una menor área superficial disponible para el contacto intermolecular y, por tanto, fuerzas de dispersión más débiles. Las moléculas de neopentano son las más compactas de las tres, ofreciendo la menor área superficial disponible para el contacto intermolecular y, por tanto, las fuerzas de dispersión más débiles. Este comportamiento es análogo al de las conexiones que pueden formarse entre las tiras de los cierres de la marca VELCRO: cuanto mayor sea el área de contacto de la tira, más fuerte será la conexión. La fuerza de las fuerzas de dispersión aumenta con el área de contacto entre las moléculas, como demuestran los puntos de ebullición de estos isómeros de pentano. Salamanquesas y fuerzas intermoleculares Las salamanquesas tienen una capacidad asombrosa para adherirse a la mayoría de las superficies. Pueden subir rápidamente por paredes lisas y por techos que no tienen punteras, y lo hacen sin tener ventosas o una sustancia pegajosa en los dedos. Y aunque una salamanquesa puede levantar sus patas con facilidad mientras camina por una superficie, si se intenta cogerlo, se queda pegado a la superficie. ¿Cómo pueden hacer esto, al igual que las arañas y algunos otros insectos? Aunque este fenómeno se lleva investigando desde hace cientos de años, los científicos no han descubierto hasta hace poco los detalles del proceso que permite a las patas de las salamanquesas funcionar de esa manera. Los dedos de las salamanquesas están cubiertos de cientos de miles de pelos diminutos conocidos como setae (pelillos), y cada seta, a su vez, se ramifica en cientos de puntas diminutas, planas y triangulares llamadas spatulae (espátulas). El gran número de espátulas en sus pelillos proporciona a la salamanquesa, que se muestra en la , una gran área superficial total para adherirse a una superficie. En el año 2000, Kellar Autumn , que dirige un equipo de investigación multiinstitucional sobre la salamanquesa, descubrió que esta se adhería igual de bien al dióxido de silicio polar y al arseniuro de galio no polar. Esto demostró que las salamanquesas se adhieren a las superficies debido a las fuerzas de dispersión, que son débiles atracciones intermoleculares que surgen de distribuciones de carga temporales y sincronizadas entre moléculas adyacentes. Aunque las fuerzas de dispersión son muy débiles, la atracción total sobre millones de espátulas es lo suficientemente grande como para soportar muchas veces el peso de la salamanquesa. En 2014, dos científicos desarrollaron un modelo para explicar cómo las salamanquesas pueden pasar rápidamente de "pegajosos" a "no pegajosos." Alex Greaney y Congcong Hu , de la Universidad Estatal de Oregón, describieron cómo las salamanquesas pueden conseguirlo cambiando el ángulo entre sus espátulas y la superficie. Las patas de las salamanquesas, que normalmente no son pegajosas, se vuelven pegajosas cuando se aplica una pequeña fuerza transversal. Al enroscar y desenroscar los dedos de los pies, las salamanquesas pueden alternar entre pegarse y despegarse de una superficie, y así desplazarse fácilmente por ella. Una investigación posterior dirigida por Alyssa Stark, de la Universidad de Akron, demostró que las lagartijas mantienen su agarre en superficies hidrofóbicas (similares a las hojas de sus hábitats) igual de bien si las superficies están húmedas o secas. En el experimento de Stark se utilizó una cinta para tirar suavemente de las lagartijas hasta que resbalaran, de modo que los investigadores pudieran determinar la capacidad de las lagartijas para agarrarse a diversas superficies en condiciones húmedas y secas. Otras investigaciones podrían conducir al desarrollo de mejores adhesivos y otras aplicaciones. Los dedos de las salamanquesas contienen un gran número de pelos diminutos (setae), que se ramifican en muchas puntas triangulares (espátulas). Las salamanquesas se adhieren a las superficies debido a las atracciones de Van der Waals entre la superficie y los millones de espátulas que posee. Cambiando la forma en que las espátulas entran en contacto con la superficie, estos animales pueden activar y desactivar su adhesividad (créditos de la foto: modificación del trabajo de “JC*+A!”/Flickr). Vea este video para saber más sobre la investigación de Kellar Autumn, que determinó que las fuerzas de van der Waals son las responsables de la capacidad de la salamanquesa para aferrarse y trepar. Atracciones dipolo-dipolo Recordemos del capítulo sobre enlace químico y geometría molecular que las moléculas polares tienen una carga parcial positiva en un lado y una carga parcial negativa en el otro lado de la molécula, una separación de carga llamada dipolo . Analicemos una molécula polar como el cloruro de hidrógeno, HCl. En la molécula de HCl, el átomo de Cl más electronegativo lleva la carga parcial negativa, mientras que el átomo de H menos electronegativo lleva la carga parcial positiva. Una fuerza de atracción entre moléculas de HCl resulta de la atracción entre el extremo positivo de una molécula de HCl y el extremo negativo de otra. Esta fuerza de atracción se denomina atracción dipolo-dipolo , que es la fuerza electrostática entre el extremo parcialmente positivo de una molécula polar y el extremo parcialmente negativo de otra, como se ilustra en la . Esta imagen muestra dos disposiciones de moléculas polares, como el HCl, que permiten una atracción entre el extremo parcial negativo de una molécula y el extremo parcial positivo de otra. El efecto de la atracción dipolo-dipolo es evidente cuando comparamos las propiedades de las moléculas de HCl con las moléculas no polares de F 2 . Tanto el HCl como el F 2 están formados por el mismo número de átomos y tienen aproximadamente la misma masa molecular. A una temperatura de 150 K, las moléculas de ambas sustancias tendrían la misma KE promedio. Sin embargo, las atracciones dipolo-dipolo entre las moléculas de HCl son suficientes para que se "peguen" y formen un líquido, mientras que las fuerzas de dispersión relativamente más débiles entre las moléculas de F 2 no polares no lo son, por lo que esta sustancia es gaseosa a esta temperatura. El mayor punto de ebullición normal del HCl (188 K) en comparación con el F 2 (85 K) es un reflejo de la mayor fuerza de las atracciones dipolo-dipolo entre las moléculas de HCl, en comparación con las atracciones entre las moléculas F 2 no polares. A menudo utilizaremos valores como los puntos de ebullición o de congelación, o las entalpías de vaporización o de fusión, como indicadores de las fuerzas relativas de las IMF de atracción presentes en diferentes sustancias. Fuerzas dipolo-dipolo y sus efectos Prediga cuál tendrá el punto de ebullición más alto: N 2 o CO. Explique su razonamiento. Solución El CO y el N 2 son moléculas diatómicas con masas de aproximadamente 28 unidades de masa atómica unificada (u) por lo que experimentan fuerzas de dispersión similares a las de London. Como el CO es una molécula polar, experimenta atracciones dipolo-dipolo. Como el N 2 es apolar, sus moléculas no pueden presentar atracciones dipolo-dipolo. Las atracciones dipolo-dipolo entre las moléculas de CO son comparativamente más fuertes que las fuerzas de dispersión entre las moléculas no polares de N 2 , por lo que se espera que el CO tenga el punto de ebullición más alto. Compruebe lo aprendido Prediga cuál tendrá el punto de ebullición más alto: ICl o Br 2 . Explique su razonamiento. Respuesta: ICl. El ICl y el Br 2 tienen masas similares (~160 u) y, por tanto, experimentan fuerzas de dispersión de London similares. El ICl es polar y, por tanto, también presenta atracciones dipolo-dipolo; el Br 2 es no polar y no lo hace. Las atracciones dipolo-dipolo relativamente más fuertes requieren más energía para superarlas, por lo que el ICl tendrá el punto de ebullición más alto. Enlace de hidrógeno El fluoruro de nitrosilo (ONF, masa molecular 49 u) es un gas a temperatura ambiente. El agua (H 2 O, masa molecular 18 u) es un líquido, aunque tenga una masa molecular menor. Está claro que no podemos atribuir esta diferencia entre los dos compuestos a las fuerzas de dispersión. Ambas moléculas tienen más o menos la misma forma y el ONF es la molécula más pesada y grande. Por lo tanto, se espera que experimente fuerzas de dispersión más significativas. Además, no podemos atribuir esta diferencia en los puntos de ebullición a las diferencias en los momentos dipolares de las moléculas. Ambas moléculas son polares y presentan momentos dipolares comparables. La gran diferencia entre los puntos de ebullición se debe a una atracción dipolar especialmente fuerte que puede producirse cuando una molécula contiene un átomo de hidrógeno unido a un átomo de flúor, oxígeno o nitrógeno (los tres elementos más electronegativos). La gran diferencia de electronegatividad entre el átomo de H (2,1) y el átomo al que está unido (4,0 para un átomo de F, 3,5 para un átomo de O o 3,0 para un átomo de N), combinada con el tamaño muy pequeño de un átomo de H y los tamaños relativamente pequeños de los átomos de F, O o N, conduce a cargas parciales muy concentradas con estos átomos. Las moléculas con fracciones de F-H, O-H o N-H se sienten muy atraídas por fracciones similares de moléculas cercanas, un tipo de atracción dipolar especialmente fuerte que se denomina enlace de hidrógeno . Algunos ejemplos de enlaces de hidrógeno son HF⋯HF, H 2 O⋯HOH, y H 3 N⋯HNH 2 , en los que los enlaces de hidrógeno se indican con puntos. La ilustra los enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua. Las moléculas de agua participan en múltiples interacciones de enlace de hidrógeno con moléculas de agua cercanas. A pesar del uso de la palabra "enlace", tenga en cuenta que los enlaces de hidrógeno son fuerzas de atracción intermoleculares , no fuerzas de atracción intramoleculares (enlaces covalentes). Los enlaces de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, solo entre un 5 y un 10 % más fuertes, pero en general son mucho más fuertes que otras atracciones dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión. Los enlaces de hidrógeno tienen un efecto pronunciado en las propiedades de las fases condensadas (líquidos y sólidos). Por ejemplo, considere las tendencias de los puntos de ebullición de los hidruros binarios del grupo 15 (NH 3 , PH 3 , AsH 3 , y SbH 3 ), de los hidruros del grupo 16 (H 2 O, H 2 S, H 2 Se, y H 2 Te) y los hidruros del grupo 17 (HF, HCl, HBr y HI). Los puntos de ebullición de los tres hidruros más pesados de cada grupo se representan en la . A medida que avanzamos por cualquiera de estos grupos, las polaridades de las moléculas disminuyen ligeramente, mientras que los tamaños de las moléculas aumentan sustancialmente. El efecto de las fuerzas de dispersión cada vez más fuertes domina al de las atracciones dipolo-dipolo cada vez más débiles, y se observa que los puntos de ebullición aumentan constantemente. En los hidruros de los grupos 15, 16 y 17 los puntos de ebullición de cada clase de compuestos aumentan con el incremento de la masa molecular de los elementos de los periodos 3, 4 y 5. Si utilizamos esta tendencia para predecir los puntos de ebullición del hidruro más ligero de cada grupo, esperaríamos que el NH 3 hirviera a unos -120 °C, el H 2 O a unos -80 °C y el HF a unos -110 °C. Sin embargo, cuando medimos los puntos de ebullición de estos compuestos, descubrimos que son drásticamente más altos de lo que predecían las tendencias, como se muestra en la . El marcado contraste entre nuestras predicciones ingenuas y la realidad proporciona una prueba convincente de la fuerza del enlace de hidrógeno. En comparación con los periodos 3 - 5, los hidruros binarios de los elementos del periodo 2 de los grupos 17, 16 y 15 (F, O y N, respectivamente) presentan puntos de ebullición anómalamente altos debido al enlace de hidrógeno. Efecto del enlace de hidrógeno en los puntos de ebullición Consideremos los compuestos dimetiléter (CH 3 OCH 3 ), etanol (CH 3 CH 2 OH) y propano (CH 3 CH 2 CH 3 ). Sus puntos de ebullición, no necesariamente en orden, son -42,1 °C, -24,8 °C y 78,4 °C. Empareje cada compuesto con su punto de ebullición. Explique su razonamiento. Solución Las formas predichas por la VSEPR de CH 3 OCH 3 , CH 3 CH 2 OH y CH 3 CH 2 CH 3 son similares, al igual que sus masas molares (46 g/mol, 46 g/mol y 44 g/mol, respectivamente), por lo que presentarán fuerzas de dispersión similares. Ya que el CH 3 CH 2 CH 3 es no polar, puede presentar solo fuerzas de dispersión. Como el CH 3 OCH 3 es polar, también experimentará atracciones dipolo-dipolo. Por último, el CH 3 CH 2 OH tiene un grupo -OH, por lo que experimentará la atracción dipolo-dipolo excepcionalmente fuerte conocida como enlace de hidrógeno. Por lo tanto, la ordenación en términos de fuerza de las IMF, y por tanto de los puntos de ebullición, es CH 3 CH 2 CH 3 < CH 3 OCH 3 < CH 3 CH 2 OH. El punto de ebullición del propano es de −42,1 °C el punto de ebullición del dimetiléter es de −24,8 °C y el punto de ebullición del etanol es de 78,5 °C. Compruebe lo aprendido El etano (CH 3 CH 3 ) tiene un punto de fusión de -183 °C y un punto de ebullición de -89 °C. Prediga los puntos de fusión y ebullición de la metilamina (CH 3 NH 2 ). Explique su razonamiento. Respuesta: Se prevé que el punto de fusión y el punto de ebullición de la metilamina sean significativamente mayores que los del etano. CH 3 CH 3 y CH 3 NH 2 son similares en tamaño y masa, pero la metilamina posee un grupo -NH y, por tanto, puede presentar enlaces de hidrógeno. Esto aumenta en gran medida sus IMF y, por tanto, sus puntos de fusión y ebullición. Es difícil predecir los valores, pero los valores conocidos son un punto de fusión de −93 °C y un punto de ebullición de −6 °C. Enlace de hidrógeno y ADN El ácido desoxirribonucleico (ADN) se encuentra en todos los organismos vivos y contiene la información genética que determina las características del organismo, proporciona el modelo para fabricar las proteínas necesarias para la vida y sirve de plantilla para transmitir esta información a la descendencia del organismo. Una molécula de ADN está formada por dos cadenas (anti)paralelas de nucleótidos repetidos, que forman su conocida estructura de doble hélice, como se muestra en la . Dos moléculas de ADN separadas forman una hélice de doble cadena en la que las moléculas se mantienen unidas mediante enlaces de hidrógeno (créditos: modificación del trabajo de Jerome Walker, Dennis Myts). Cada nucleótido contiene un azúcar (desoxirribosa) unido a un grupo fosfato en un lado, y una de las cuatro bases nitrogenadas en el otro. Dos de las bases, la citosina (C) y la timina (T), son estructuras de un solo anillo conocidas como pirimidinas. Las otras dos, la adenina (A) y la guanina (G), son estructuras de doble anillo llamadas purinas. Estas bases forman pares de bases complementarias compuestas por una purina y una pirimidina, donde la adenina se empareja con la timina y la citosina con la guanina. Cada par de bases se mantiene unido por enlaces de hidrógeno. A y T comparten dos enlaces de hidrógeno, C y G comparten tres, y ambos emparejamientos tienen una forma y estructura similares como muestra la . Las geometrías de las moléculas de las bases forman un enlace de hidrógeno máximo entre la adenina y la timina (AT) y entre la guanina y la citosina (GC), los llamados "pares de bases complementarias". El efecto acumulativo de millones de enlaces de hidrógeno mantiene unidas las dos cadenas de ADN. Es importante destacar que las dos cadenas de ADN pueden "desprenderse" con relativa facilidad por el centro, ya que los enlaces de hidrógeno son relativamente débiles en comparación con los enlaces covalentes que mantienen unidos los átomos de las moléculas individuales de ADN. Esto permite que ambas hebras funcionen como una plantilla para la replicación. Conceptos clave y resumen Las propiedades físicas de la materia condensada (líquidos y sólidos) pueden explicarse en términos de la teoría cinética molecular. En un líquido, las fuerzas de atracción intermoleculares mantienen a las moléculas en contacto, aunque siguen teniendo suficiente KE para moverse entre ellas. Las fuerzas de atracción intermoleculares, denominadas colectivamente fuerzas de van der Waals, son responsables del comportamiento de los líquidos y los sólidos y son de naturaleza electrostática. Las atracciones dipolo-dipolo resultan de la atracción electrostática del extremo parcial negativo de una molécula polar por el extremo parcial positivo de otra. El dipolo temporal que resulta del movimiento de los electrones de un átomo puede inducir un dipolo en un átomo adyacente y dar lugar a la fuerza de dispersión de London. Las fuerzas de London aumentan con el incremento del tamaño molecular. Los enlaces de hidrógeno son un tipo especial de atracción dipolo-dipolo que se produce cuando el hidrógeno se une a uno de los tres elementos más electronegativos: F, O o N. Ejercicios de fin de capítulo de Química ¿En qué se diferencian los líquidos y los sólidos en cuanto a sus propiedades de volumen? ¿En qué se parecen? Los líquidos y los sólidos se parecen en que son materia compuesta por átomos, iones o moléculas. Son incompresibles y tienen densidades similares, ambas mucho mayores que las de los gases. Se diferencian en que los líquidos no tienen forma fija y los sólidos son rígidos. Desde el punto de vista de la teoría cinética molecular, ¿en qué se parecen los líquidos a los sólidos? ¿En qué se diferencian los líquidos de los sólidos? Desde el punto de vista de la teoría cinética molecular, ¿en qué se parecen los líquidos a los gases? ¿En qué se diferencian los líquidos de los gases? Se parecen en que los átomos o moléculas son libres de moverse de una posición a otra. Se diferencian en que las partículas de un líquido están confinadas a la forma del recipiente en el que se encuentran. Por el contrario, un gas se expandirá sin límite para llenar el espacio en el que se coloca. Explica por qué los líquidos adoptan la forma de cualquier recipiente en el que se vierten, mientras que los sólidos son rígidos y conservan su forma. ¿Cuál es la prueba de que todos los átomos y moléculas neutros ejercen fuerzas de atracción entre sí? Todos los átomos y moléculas se condensarán en un líquido o sólido en el que las fuerzas de atracción superen la energía cinética de las moléculas, a una temperatura suficientemente baja. Abra la simulación de los estados de la materia de PhET para responder las siguientes preguntas: (a) Seleccione la pestaña “Solid, Liquid, Gas” (Sólido, Líquido o Gas). Explore seleccionando diferentes sustancias, calentando y enfriando los sistemas, y cambiando el estado. ¿Qué similitudes observa entre las cuatro sustancias de cada fase (sólido, líquido, gas)? ¿Qué diferencias nota? (b) En cada sustancia, seleccione cada uno de los estados y registre las temperaturas dadas. ¿Cómo se correlacionan las temperaturas dadas para cada estado con las fuerzas de sus atracciones intermoleculares? Explique. (c) Seleccione la pestaña “Interaction Potential” (Potencial de Interacción) y utilice los átomos de neón por defecto. Mueve el átomo de Ne a la derecha y observe cómo cambia la energía potencial. Seleccione el botón de Fuerza Total, y mueva el átomo de Ne como antes. ¿Cuándo la fuerza total sobre cada átomo es atractiva y lo suficientemente grande como para importar? A continuación, seleccione el botón Fuerzas de los componentes y mueva el átomo de Ne. ¿Cuándo se equilibran las fuerzas de atracción (Van der Waals) y de repulsión (solapamiento de electrones)? ¿Cómo se relaciona esto con el gráfico de energía potencial frente a la distancia entre átomos? Explique. Defina lo siguiente y dé un ejemplo de cada uno: (a) fuerza de dispersión (b) atracción dipolo-dipolo (c) enlace de hidrógeno (a) Las fuerzas de dispersión se producen cuando un átomo desarrolla un momento dipolar temporal en el momento en que sus electrones se distribuyen asimétricamente alrededor del núcleo. Esta estructura es más frecuente en átomos grandes como el argón o el radón. Un segundo átomo puede entonces distorsionarse por la aparición del dipolo en el primer átomo. Los electrones del segundo átomo son atraídos hacia el extremo positivo del primer átomo, lo que establece un dipolo en el segundo átomo. El resultado neto son dipolos temporales que fluctúan rápidamente y que se atraen entre sí (por ejemplo, el Ar). (b) Una atracción dipolo-dipolo es una fuerza que resulta de una atracción electrostática del extremo positivo de una molécula polar por el extremo negativo de otra molécula polar (por ejemplo, las moléculas de ICI se atraen entre sí por interacción dipolo-dipolo). (c) Los enlaces de hidrógeno se forman siempre que un átomo de hidrógeno se une a uno de los átomos más electronegativos, como un átomo de flúor, oxígeno o nitrógeno. La atracción electrostática entre el átomo de hidrógeno parcialmente positivo de una molécula y el átomo parcialmente negativo de otra molécula da lugar a una fuerte interacción dipolo-dipolo denominada enlace de hidrógeno (por ejemplo, HF ⋯ HF ) Los tipos de fuerzas intermoleculares en una sustancia son idénticos tanto si se trata de un sólido como de un líquido o un gas. ¿Por qué entonces una sustancia cambia de fase de gas a líquido o a sólido? ¿Por qué los puntos de ebullición de los gases nobles aumentan en el orden He < Ne < Ar < Kr < Xe? Las fuerzas de London suelen aumentar a medida que aumenta el número de electrones. El neón y el HF tienen aproximadamente las mismas masas moleculares. (a) Explique por qué los puntos de ebullición del Neón y del HF son diferentes. (b) Compare el cambio en los puntos de ebullición de Ne, Ar, Kr y Xe con el cambio de los puntos de ebullición de HF, HCl, HBr y HI, y explique la diferencia entre los cambios con el aumento de la masa atómica o molecular. Ordene cada uno de los siguientes conjuntos de compuestos en orden de aumento de la temperatura del punto de ebullición: (a) HCl, H 2 O, SiH 4 (b) F 2 , Cl 2 , Br 2 (c) CH 4 , C 2 H 6 , C 3 H 8 (d) O 2 , NO, N 2 (a) SiH 4 < HCl < H 2 O; (b) F 2 < Cl 2 < Br 2 ; (c) CH 4 < C 2 H 6 < C 3 H 8 ; (d) N 2 < O 2 < NO La masa molecular del butanol, C 4 H 9 OH, es de 74,14; la del etilenglicol, CH 2 (OH)CH 2 OH, es de 62,08, pero sus puntos de ebullición son de 117,2 °C y 174 °C, respectivamente. Explique el motivo de la diferencia. Con base en las atracciones intermoleculares, explique las diferencias en los puntos de ebullición del n-butano (–1 °C) y del cloroetano (12 °C), que tienen masas molares similares. Solo se dispone de interacciones dipolo-dipolo bastante pequeñas de los enlaces C-H para mantener el n-butano en estado líquido. El cloroetano, sin embargo, tiene interacciones dipolares bastante grandes debido al enlace Cl-C; la interacción, por tanto, es más fuerte, lo que conduce a un punto de ebullición más alto. Con base en los momentos dipolares o en los enlaces de hidrógeno, explique de forma cualitativa las diferencias en los puntos de ebullición de la acetona (56,2 °C) y del 1-propanol (97,4 °C), que tienen masas molares similares. El punto de fusión del H 2 O( s ) es 0 °C. ¿Esperaría que el punto de fusión del H 2 S( s ) fuera -85 °C, 0 °C o 185 °C? Explique su respuesta. −85 °C. El agua tiene enlaces de hidrógeno más fuertes, por lo que se funde a una temperatura más alta. El silano (SiH 4 ), la fosfina (PH 3 ) y el sulfuro de hidrógeno (H 2 S) se funden a -185 °C, -133 °C y −85 °C, respectivamente. ¿Qué sugiere esto sobre el carácter polar y las atracciones intermoleculares de los tres compuestos? Explique por qué un enlace de hidrógeno entre dos moléculas de agua es más débil que un enlace de hidrógeno entre dos moléculas de fluoruro de hidrógeno. El enlace de hidrógeno entre dos moléculas de fluoruro de hidrógeno es más fuerte que el de dos moléculas de agua porque la electronegatividad del F es mayor que la del O. En consecuencia, la carga parcial negativa del F es mayor que la del O. El enlace de hidrógeno entre el H parcialmente positivo y el F parcialmente negativo más grande será más fuerte que el que se forma entre el H y el O. En determinadas condiciones, las moléculas de ácido acético, CH 3 COOH, forman "dímeros", pares de moléculas de ácido acético que se mantienen unidas por fuertes atracciones intermoleculares: Dibuje un dímero de ácido acético, mostrando cómo se mantienen unidas dos moléculas de CH 3 COOH, e indicando el tipo de IMF responsable. Las proteínas son cadenas de aminoácidos que pueden formarse en diversas disposiciones, una de las cuales es la hélice. ¿Qué tipo de IMF es responsable de mantener la hebra de proteína en esta forma? En la imagen de la proteína, muestre las ubicaciones de las IMF que mantienen la proteína unida: El enlace H es el principio de las IMF que mantiene unidas las hebras de las proteínas. El enlace H es entre el N – H y C = O . La densidad del NH 3 líquido es de 0,64 g/mL; la densidad del NH 3 gaseoso a condiciones estándar de temperatura y presión (STP) es de 0,0007 g/mL. Explique la diferencia entre las densidades de estas dos fases. Identifique las fuerzas intermoleculares presentes en los siguientes sólidos: (a) CH 3 CH 2 OH (b) CH 3 CH 2 CH 3 (c) CH 3 CH 2 Cl (a) enlaces de hidrógeno, atracción dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión; (b) fuerzas de dispersión; (c) fuerzas de atracción y dispersión dipolo-dipolo. atracción dipolo-dipolo atracción intermolecular entre dos dipolos permanentes. fuerza de dispersión (también, fuerza de dispersión de London) atracción entre dos dipolos temporales que fluctúan rápidamente; solo es significativa cuando las partículas están muy próximas. enlace de hidrógeno se produce cuando los dipolos excepcionalmente fuertes se atraen; unión que existe cuando el hidrógeno se une a uno de los tres elementos más electronegativos: F, O o N dipolo inducido dipolo temporal que se forma cuando los electrones de un átomo o molécula son distorsionados por el dipolo instantáneo de un átomo o molécula vecino. dipolo instantáneo dipolo temporal que se produce durante un breve momento en el tiempo cuando los electrones de un átomo o molécula se distribuyen asimétricamente. fuerza intermolecular fuerza de atracción no covalente entre átomos, moléculas o iones. polarizabilidad medida de la capacidad de una carga para distorsionar la distribución de carga de una molécula (nube de electrones). fuerza de van der Waals fuerza de atracción o repulsión entre moléculas, incluidas las fuerzas dipolo-dipolo, dipolo inducido y de dispersión de London; no incluye las fuerzas debidas al enlace covalente o iónico, ni la atracción entre iones y moléculas.

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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.

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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.

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