Efusión y difusión de los gases Si alguna vez ha estado en una habitación cuando le han entregado una pizza bien caliente, se habrá dado cuenta de que las moléculas gaseosas pueden extenderse rápidamente por la habitación, como demuestra el agradable aroma que pronto llega a su nariz. Aunque las moléculas gaseosas viajan a enormes velocidades (cientos de metros por segundo), chocan con otras moléculas gaseosas y viajan en muchas direcciones diferentes antes de alcanzar el objetivo deseado. A temperatura ambiente, una molécula gaseosa experimenta miles de colisiones por segundo. La trayectoria libre media es la distancia media que recorre una molécula entre colisiones. La trayectoria libre media aumenta con la disminución de la presión; en general, la trayectoria libre media de una molécula gaseosa será cientos de veces el diámetro de la molécula En general, sabemos que cuando se introduce una muestra de gas en una parte de un recipiente cerrado, sus moléculas se dispersan muy rápidamente por todo el recipiente; este proceso por el que las moléculas se dispersan en el espacio en respuesta a las diferencias de concentración se llama difusión (se muestra en la ). Los átomos o las moléculas gaseosas, por supuesto, no son conscientes de ningún gradiente de concentración, simplemente se mueven al azar: las regiones de mayor concentración tienen más partículas que las regiones de menor concentración, por lo que se produce un movimiento neto de especies desde las zonas de mayor concentración a las de menor. En un entorno cerrado, la difusión acabará dando lugar a concentraciones iguales de gas en toda la superficie, como se muestra en la . Los átomos y las moléculas gaseosas siguen moviéndose, pero como sus concentraciones son las mismas en ambos focos, las tasas de transferencia entre los focos son iguales (no hay transferencia neta de moléculas). (a) Dos gases, H 2 y O 2 , están separados al principio. (b) Cuando se abre la llave de paso, se mezclan. El gas más ligero, el H 2 , pasa a través de la abertura más rápido que el O 2 , por lo que justo después de abrir la llave de paso, más moléculas de H 2 se mueven hacia el lado del O 2 que las de O 2 que se mueven hacia el lado del H 2 . (c) Después de un corto tiempo, tanto las moléculas de O 2 que se mueven más lentamente como las moléculas de H 2 que se mueven más rápido se han distribuido uniformemente en ambos lados del recipiente. A menudo estamos interesados en la velocidad de difusión , la cantidad de gas que pasa a través de un área por unidad de tiempo: velocidad de difusión = cantidad de gas que pasa por una zona unidad de tiempo La velocidad de difusión depende de varios factores: el gradiente de concentración (el aumento o disminución de la concentración de un punto a otro); la cantidad de área superficial disponible para la difusión; y la distancia que deben recorrer las partículas de gas. Observe también que el tiempo necesario para que se produzca la difusión es inversamente proporcional a la velocidad de difusión, como se muestra en la ecuación de la velocidad de difusión. Un proceso que implica el movimiento de especies gaseosas similar a la difusión es la efusión , el escape de moléculas de gas a través de un pequeño orificio, como el de un globo, hacia el vacío ( ). Aunque las velocidades de difusión y efusión dependen de la masa molar del gas involucrado, sus velocidades no son iguales; sin embargo, las relaciones de sus velocidades son las mismas. La difusión implica la dispersión sin restricciones de las moléculas en el espacio debido a su movimiento aleatorio. Cuando este proceso se limita al paso de moléculas a través de aberturas muy pequeñas en una barrera física, el proceso se denomina efusión. Si se coloca una mezcla de gases en un recipiente con paredes porosas, los gases salen por las pequeñas aberturas de las paredes. Los gases más ligeros atraviesan las pequeñas aberturas más rápidamente (a mayor velocidad) que los más pesados ( ). En 1832, Thomas Graham estudió las tasas de efusión de diferentes gases y formuló la ley de Graham de efusión : la velocidad de efusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la masa de sus partículas : velocidad de efusión ∝ 1 ℳ Esto significa que si dos gases A y B tienen la misma temperatura y presión, la relación de sus velocidades de efusión es inversamente proporcional a la relación de las raíces cuadradas de las masas de sus partículas: velocidad de efusión de A velocidad de efusión de B = ℳ B ℳ A La fotografía de la izquierda muestra dos globos inflados con diferentes gases, helio (naranja) y argón (azul). La de la de la derecha muestra los globos aproximadamente 12 horas después de ser llenados, momento en el que el globo de helio se ha desinflado notablemente más que el de argón, debido a la mayor velocidad de efusión del gas helio, más ligero (créditos: modificación del trabajo de Paul Flowers). Aplicación de la Ley de Graham a las velocidades de efusión Calcule la relación entre la velocidad de efusión de hidrógeno y la velocidad de efusión de oxígeno. Solución De la ley de Graham, tenemos: velocidad de efusión de hidrógeno velocidad de efusión de oxígeno = 32 g mol -1 2 g mol -1 = 16 1 = 4 1 El hidrógeno se efusiona cuatro veces más rápido que el oxígeno. Compruebe lo aprendido A una presión y temperatura determinadas, la velocidad de efusión del gas nitrógeno es de 79 mL/s. En las mismas condiciones, ¿cuál es la velocidad de efusión del dióxido de azufre? Respuesta: 52 mL/s Cálculo del tiempo de efusión Se necesitan 243 s para 4,46 × 10 −5 mol de Xe para que ocurra la efusión a través de un pequeño agujero. En las mismas condiciones, ¿cuánto tiempo tardará 4,46 × 10 −5 mol de Ne para que ocurra la efusión? Solución Es importante resistir la tentación de utilizar los tiempos directamente, y recordar cómo la velocidad se relaciona con el tiempo y cómo se relaciona con la masa. Recordemos la definición de velocidad de efusión: velocidad de efusión = cantidad de gas transferido tiempo y combinarlo con la ley de Graham: velocidad de efusión del gas Xe velocidad de efusión de gas Ne = ℳ Ne ℳ Xe Para conseguirlo: cantidad de Xe transferido tiempo de Xe cantidad de Ne transferida tiempo de Ne = ℳ Ne ℳ Xe Al observar que la cantidad de A = la cantidad de B , y resolviendo el tiempo para Ne : cantidad de Xe tiempo de Xe cantidad de Ne tiempo de Ne = tiempo de Ne tiempo de Xe = ℳ Ne ℳ Xe = ℳ Ne ℳ Xe y los valores de sustitución: tiempo de Ne 243 s = 20,2 g mol 131,3 g mol = 0,392 Por último, resuelva la cantidad deseada: tiempo de Ne = 0,392 × 243 s = 95,3 s Tenga en cuenta que esta respuesta es razonable: Como el Ne es más ligero que el Xe, la velocidad de efusión del Ne será mayor que la del Xe, lo que significa que el tiempo de efusión del Ne será menor que el del Xe. Compruebe lo aprendido Un globo de fiesta lleno de helio se desinfla hasta 2 3 de su volumen original en 8,0 horas. ¿Cuánto tiempo tardará un globo idéntico lleno del mismo número de moles de aire (ℳ = 28,2 g/mol) en desinflarse hasta 1 2 de su volumen original? Respuesta: 32 h Determinación de la masa molar mediante la ley de Graham Un gas desconocido se derrama 1,66 veces más rápido que el CO 2 . ¿Cuál es la masa molar del gas desconocido? ¿Puede hacer una conjetura razonable sobre su identidad? Solución De la ley de Graham, tenemos: velocidad de efusión del gas Desconocido (unknown) velocidad de efusión de CO 2 = ℳ CO 2 ℳ U n k n o w n Introduzca los datos conocidos: 1,66 1 = 44,0 g/mol ℳ U n k n o w n Resuelva: ℳ U n k n o w n = 44,0 g/mol ( 1,66 ) 2 = 16,0 g/mol El gas bien podría ser CH 4 , el único gas con esta masa molar. Compruebe lo aprendido El gas hidrógeno fluye a través de un recipiente poroso 8,97 veces más rápido que un gas desconocido. Estime la masa molar del gas desconocido. Respuesta: 163 g/mol Uso de la difusión para aplicaciones de energía nuclear: enriquecimiento de uranio La difusión gaseosa se ha utilizado para producir uranio enriquecido para su uso en centrales nucleares y armas. El uranio natural solo contiene un 0,72 % de 235 U, el tipo de uranio que es "fisible", es decir, capaz de mantener una reacción nuclear de fisión en cadena. Los reactores nucleares requieren un combustible con un 2-5 % de 235 U, y las bombas nucleares necesitan concentraciones aún mayores. Una forma de enriquecer el uranio hasta los niveles deseados es aprovechar la ley de Graham. En una planta de enriquecimiento por difusión gaseosa, el hexafluoruro de uranio (UF 6 , el único compuesto de uranio lo suficientemente volátil como para funcionar) se bombea lentamente a través de grandes recipientes cilíndricos llamados difusores, que contienen barreras porosas con aberturas microscópicas. El proceso es de difusión porque el otro lado de la barrera no está evacuado. Las moléculas de 235 UF 6 tienen una mayor velocidad media y se difunden a través de la barrera un poco más rápido que las moléculas más pesadas de 238 UF 6 El gas que ha atravesado la barrera está ligeramente enriquecido en 235 UF 6 y el gas residual está ligeramente agotado. La pequeña diferencia de pesos moleculares entre el 235 UF 6 y el 238 UF 6 , solo un 0,4 % de enriquecimiento, se consigue en un difusor ( ). Pero si se conectan muchos difusores en una secuencia de etapas (llamada cascada), se puede alcanzar el nivel de enriquecimiento deseado. En un difusor, el UF 6 gaseoso se bombea a través de una barrera porosa, que separa parcialmente el 235 UF 6 del 238 UF 6 . El UF 6 debe pasar por muchas unidades difusoras de gran tamaño para lograr un enriquecimiento suficiente en el 235 U. La separación a gran escala del 235 UF 6 del 238 UF 6 se realizó por primera vez durante la Segunda Guerra Mundial, en la instalación de energía atómica de Oak Ridge, Tennessee, como parte del Proyecto Manhattan (el desarrollo de la primera bomba atómica). Aunque la teoría es sencilla, para que funcione en la práctica fue necesario superar muchos retos técnicos de enormes proporciones. La barrera debe tener agujeros minúsculos y uniformes (de unos 10 –6 cm de diámetro) y ser lo suficientemente porosa como para producir altas tasas de flujo. Todos los materiales (la barrera, los tubos, los revestimientos superficiales, los lubricantes y las juntas) deben ser capaces de contener el UF 6 , altamente reactivo y corrosivo, pero no reaccionar con él. Puesto que las plantas de difusión gaseosa requieren grandes cantidades de energía (para comprimir el gas a las altas presiones requeridas e impulsarlo a través de la cascada de difusores, para eliminar el calor producido durante la compresión, etc.), en la actualidad se está sustituyendo por la tecnología de centrifugado de gas, que requiere mucha menos energía. Una cuestión política candente en la actualidad es cómo negar esta tecnología a Irán, para evitar que produzca suficiente uranio enriquecido que pueda utilizar para fabricar armas nucleares. Conceptos clave y resumen Los átomos y las moléculas gaseosas se mueven libremente y al azar por el espacio. La difusión es el proceso por el cual los átomos y las moléculas gaseosas se transfieren de regiones de concentración relativamente alta a regiones de concentración relativamente baja. La efusión es un proceso similar en el que las especies gaseosas pasan de un recipiente al vacío a través de orificios muy pequeños. Las velocidades de efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus densidades o a las raíces cuadradas de las masas de sus átomos/moléculas (ley de Graham). Ecuaciones clave velocidad de difusión = cantidad de gas que pasa por una zona unidad de tiempo velocidad de efusión del gas A velocidad de efusión del gas B = m B m A = ℳ B ℳ A Ejercicios de fin de capítulo de Química Un globo lleno de gas helio tarda 6 horas en desinflarse hasta el 50 % de su volumen original. ¿Cuánto tiempo tardará un globo idéntico lleno del mismo volumen de gas hidrógeno (en lugar de helio) en disminuir su volumen en un 50 %? 4,2 horas Explique por qué el número de moléculas no es idéntico en los focos de la izquierda y de la derecha que aparecen en la ilustración central de la . Partiendo de la definición de velocidad de efusión y del hallazgo de Graham que relaciona la velocidad y la masa molar, muestre cómo derivar la ecuación de la ley de Graham, que relaciona las velocidades relativas de efusión de dos gases con sus masas moleculares. La efusión puede definirse como el proceso por el que un gas se escapa a través de un agujero en el vacío. La ley de Graham establece que con una mezcla de dos gases A y B: ( tasa A tasa B ) = ( masa molar de B masa molar de A ) 1 / 2 . Tanto A como B están en el mismo recipiente a la misma temperatura, y por lo tanto tendrán la misma energía cinética: KE A = KE B KE = 1 2 m v 2 Por lo tanto, 1 2 m A v A 2 = 1 2 m B v B 2 v A 2 v B 2 = m B m A ( v A 2 v B 2 ) 1 / 2 = ( m B m A ) 1 / 2 v A v B = ( m B m A ) 1 / 2 El agua pesada, D 2 O (masa molar = 20,03 g mol –1 ), puede separarse del agua ordinaria, H 2 O (masa molar = 18,01), como resultado de la diferencia en las velocidades relativas de difusión de las moléculas en la fase gaseosa. Calcule las tasas relativas de difusión de H 2 O y D 2 O. ¿Cuál de los siguientes gases se difunde más lentamente que el oxígeno? F 2 , Ne, N 2 O, C 2 H 2 , NO, Cl 2 , H 2 S F 2 , N 2 O, Cl 2 , H 2 S Durante el debate sobre la difusión gaseosa para el enriquecimiento del uranio, se afirmó que el 235 UF 6 se difunde un 0,4 % más rápido que el 238 UF 6 . Muestre el cálculo que apoya este valor. La masa molar de 235 UF 6 = 235.043930 + 6 × 18,998403 = 349,034348 g/mol, y la masa molar de 238 UF 6 = 238,050788 + 6 × 18,998403 = 352,041206 g/mol. Calcule la velocidad relativa de difusión del 1 H 2 (masa molar 2,0 g/mol) en comparación con el 2 H 2 (masa molar 4,0 g/mol) y la velocidad relativa de difusión del O 2 (masa molar 32 g/mol) en comparación con el O 3 (masa molar 48 g/mol). 1,4; 1,2 Un gas de identidad desconocida se difunde a una velocidad de 83,3 mL/s en un aparato de difusión en el que el dióxido de carbono difunde a una velocidad de 102 mL/s. Calcule la masa molecular del gas desconocido. Cuando se introducen simultáneamente dos tapones de algodón, uno humedecido con amoníaco y el otro con ácido clorhídrico, en los extremos opuestos de un tubo de vidrio de 87,0 cm de longitud, se forma un anillo blanco de NH 4 Cl donde el NH 3 gaseoso y el HCl gaseoso entran en contacto por primera vez NH 3 ( g ) + HCl ( g ) ⟶ NH 4 Cl ( s ) ¿A qué distancia aproximada del tapón humedecido con amoníaco ocurre esto? (Pista: Calcule las velocidades de difusión tanto del NH 3 como del HCl, y averigüe cuánto más rápido se difunde el NH 3 que el HCl). 51,7 cm difusión movimiento de un átomo o una molécula desde una región de concentración relativamente alta a otra de concentración relativamente baja (expuesto en este capítulo con respecto a las especies gaseosas, pero aplicable a las especies en cualquier fase). efusión transferencia de átomos o moléculas gaseosas de un recipiente al vacío a través de aberturas muy pequeñas. ley de Graham de la efusión las tasas de difusión y efusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus masas moleculares. trayectoria libre media distancia media que recorre una molécula entre colisiones. velocidad de difusión cantidad de gas que se difunde a través de un área determinada en un tiempo determinado.

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La teoría cinético-molecular Las leyes de los gases que hemos visto hasta ahora, así como la ecuación de los gases ideales, son empíricas, es decir, derivan de observaciones experimentales. Las formas matemáticas de estas leyes describen fielmente el comportamiento macroscópico de la mayoría de los gases a presiones inferiores a 1 o 2 atm. Aunque las leyes de los gases describen relaciones que han sido verificadas por muchos experimentos, no nos dicen por qué los gases obedecen estas relaciones. La teoría cinética molecular (Kinetic Molecular Theory, KMT) es un modelo microscópico simple que explica eficazmente las leyes de los gases descritas en los módulos anteriores de este capítulo. Esta teoría se basa en los siguientes cinco postulados que se describen a continuación. (Nota: El término "molécula" se utilizará para referirse a las especies químicas individuales que componen el gas, aunque algunos gases están compuestos por especies atómicas, por ejemplo, los gases nobles). Los gases se componen de moléculas que están en continuo movimiento, viajando en línea recta y cambiando de dirección solo cuando chocan con otras moléculas o con las paredes de un recipiente. Las moléculas que componen el gas son insignificantes en comparación con las distancias entre ellas. La presión ejercida por un gas en un recipiente es el resultado de las colisiones entre las moléculas del gas y las paredes del recipiente. Las moléculas de gas no ejercen fuerzas de atracción ni de repulsión entre sí ni sobre las paredes del recipiente; por lo tanto, sus colisiones son elásticas (no implican una pérdida de energía). La energía cinética media de las moléculas del gas es proporcional a la temperatura kelvin del gas. La prueba de la KMT y sus postulados es su capacidad para explicar y describir el comportamiento de un gas. Las distintas leyes de los gases pueden derivarse de los supuestos de la KMT, lo que ha llevado a los químicos a creer que los supuestos de la teoría representan con exactitud las propiedades de las moléculas de los gases. Primero veremos conceptualmente las leyes individuales de los gases (leyes de Boyle, de Charles, de Amontons, de Avogadro y de Dalton) para ver cómo la KMT las explica. A continuación, estudiaremos más detenidamente las relaciones entre las masas moleculares, las velocidades y las energías cinéticas con la temperatura, y explicaremos la ley de Graham. La teoría cinético-molecular explica el comportamiento de los gases, Parte I Al recordar que la presión del gas la ejercen las moléculas de gas que se mueven rápidamente y depende directamente del número de moléculas que golpean una unidad de superficie de la pared por unidad de tiempo, vemos que la KMT explica conceptualmente el comportamiento de un gas de la siguiente manera: Ley de Amontons. Si se aumenta la temperatura, la velocidad media y la energía cinética de las moléculas del gas aumentan. Si el volumen se mantiene constante, el aumento de la velocidad de las moléculas de gas provoca choques más frecuentes y más fuertes con las paredes del recipiente, aumentando así la presión ( ). Ley de Charles. Si se aumenta la temperatura de un gas, solo se puede mantener una presión constante si aumenta el volumen ocupado por el gas. Esto dará lugar a mayores distancias medias recorridas por las moléculas para alcanzar las paredes del contenedor, así como a un aumento del área superficial de las paredes. Estas condiciones disminuirán tanto la frecuencia de las colisiones entre la molécula y la pared como el número de colisiones por unidad de superficie, cuyos efectos combinados equilibran el efecto del aumento de las fuerzas de colisión debido a la mayor energía cinética a mayor temperatura. Ley de Boyle. Si el volumen de gas de una cantidad determinada de gas a una temperatura determinada disminuye (es decir, si el gas está comprimido ), las moléculas estarán expuestas a una menor superficie de la pared del recipiente. Por lo tanto, las colisiones con la pared del recipiente serán más frecuentes y la presión ejercida por el gas aumentará ( ). Ley de Avogadro. A presión y temperatura constantes, la frecuencia y la fuerza de las colisiones entre moléculas y paredes son constantes. En tales condiciones, el aumento del número de moléculas gaseosas requerirá un aumento proporcional del volumen del contenedor para producir una disminución del número de colisiones por unidad de superficie que compense el aumento de la frecuencia de colisiones ( ). Ley de Dalton. Debido a las grandes distancias entre ellas, las moléculas de un gas de una mezcla bombardean las paredes del recipiente con la misma frecuencia, estén o no presentes otros gases, y la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones (parciales) de los gases individuales. (a) Cuando la temperatura del gas aumenta, la presión del gas aumenta debido al aumento de la fuerza y la frecuencia de las colisiones moleculares. (b) Cuando el volumen disminuye, la presión del gas aumenta debido al aumento de la frecuencia de las colisiones moleculares. (c) Cuando la cantidad de gas aumenta a una presión constante, el volumen aumenta para producir un número constante de colisiones por unidad de superficie de pared por unidad de tiempo. velocidades moleculares y energía cinética La discusión anterior mostró que la KMT explica cualitativamente los comportamientos descritos según las diversas leyes de los gases. Los postulados de esta teoría pueden aplicarse de forma más cuantitativa para derivar estas leyes individuales. Para ello, primero hay que fijarse en las velocidades y energías cinéticas de las moléculas de gas, y en la temperatura de una muestra de gas. En una muestra de gas, las moléculas individuales tienen velocidades muy variables; sin embargo, debido al gran número de moléculas y a las colisiones que se producen, la distribución de la velocidad molecular y la velocidad media son constantes. Esta distribución de la velocidad molecular se conoce como distribución de Maxwell-Boltzmann, y representa el número relativo de moléculas en una muestra de gas que posee una velocidad determinada ( ). Aquí se muestra la distribución de la velocidad molecular para el gas oxígeno a 300 K. Muy pocas moléculas se mueven a velocidades muy bajas o muy altas. El número de moléculas con velocidades intermedias aumenta rápidamente hasta un máximo, que es la velocidad más probable, y luego disminuye rápidamente. Observe que la velocidad más probable, ν p , es un poco menos de 400 m/s, mientras que la velocidad media cuadrática, u rms , está más cerca de los 500 m/s. La energía cinética (KE) de una partícula de masa ( m ) y velocidad ( u ) viene dada por: KE = 1 2 m u 2 Al expresar la masa en kilogramos y la velocidad en metros por segundo se obtienen valores de energía en unidades de julios (J = kg m 2 s –2 ). Para tratar un gran número de moléculas de gas, utilizamos promedios tanto para la velocidad como para la energía cinética. En la KMT, la velocidad media cuadrática de una partícula, u rms , se define como la raíz cuadrada de la media de los cuadrados de las velocidades con n = el número de partículas: u r m s = u 2 ¯ = u 1 2 + u 2 2 + u 3 2 + u 4 2 + … n La energía cinética media para un mol de partículas, KE avg , es entonces igual a: KE avg = 1 2 M u rms 2 donde M es la masa molar expresada en unidades de kg/mol. La KE avg de un mol de moléculas de gas también es directamente proporcional a la temperatura del gas y puede describirse mediante la ecuación: KE avg = 3 2 R T donde R es la constante del gas y T es la temperatura kelvin. Cuando se utiliza en esta ecuación, la forma adecuada de la constante de los gases es 8,314 J/mol⋅K (8,314 kg m 2 s –2 mol –1 K –1 ). Estas dos ecuaciones separadas para KE avg pueden combinarse y reordenarse para obtener una relación entre la velocidad molecular y la temperatura: 1 2 M u rms 2 = 3 2 R T u rms = 3 R T M Cálculo de las u rms Calcule la velocidad media cuadrática de una molécula de nitrógeno a 30 °C. Solución Convierta la temperatura en Kelvin: 30 °C + 273 = 303 K Determina la masa molar del nitrógeno en kilogramos: 28,0 g 1 mol × 1 kg 1.000 g = 0,028 kg/mol Reemplace las variables y las constantes en la ecuación de la velocidad media cuadrática, sustituyendo los julios por el equivalente kg m 2 s -2 : u rms = 3 R T M u r m s = 3 ( 8,314 J/mol K ) ( 303 K ) ( 0,028 kg/mol ) = 2,70 × 10 5 m 2 s – 2 = 519 m/s Compruebe lo aprendido Calcule la velocidad media cuadrática de un mol de moléculas de oxígeno a -23 °C. Respuesta: 441 m/s Si la temperatura de un gas aumenta, su KE avg aumenta, más moléculas tienen velocidades más altas y menos moléculas tienen velocidades más bajas, y la distribución se desplaza hacia velocidades más altas en general, es decir, hacia la derecha. Si la temperatura disminuye, la KE avg disminuye, más moléculas tienen velocidades más bajas y menos moléculas tienen velocidades más altas, y la distribución se desplaza hacia velocidades más bajas en general, es decir, hacia la izquierda. Este comportamiento se ilustra para el gas nitrógeno en la . La distribución de la velocidad molecular del gas nitrógeno (N 2 ) se desplaza hacia la derecha y se aplana a medida que aumenta la temperatura; se desplaza hacia la izquierda y se acentúa a medida que la temperatura disminuye. A una temperatura determinada, todos los gases tienen la misma KE avg para sus moléculas. Los gases compuestos por moléculas más ligeras tienen más partículas de alta velocidad y una u rms más alta, con una distribución de la velocidad que alcanza su punto máximo a velocidades relativamente más altas. Los gases formados por moléculas más pesadas tienen más partículas de baja velocidad, una u rms más baja y una distribución de la velocidad que alcanza su punto máximo a velocidades relativamente más bajas. Esta tendencia queda demostrada por los datos de una serie de gases nobles que se muestran en la . La velocidad molecular está directamente relacionada con la masa molecular. A una temperatura determinada, las moléculas más ligeras se mueven más rápido por término medio que las más pesadas. El simulador de gas puede utilizarse para examinar el efecto de la temperatura en las velocidades moleculares. Examine los "histogramas de energía" del simulador (distribuciones de la velocidad molecular) y la "información de especies" (que da los valores de la velocidad media) para moléculas de diferentes masas a varias temperaturas. La teoría cinético-molecular explica el comportamiento de los gases, parte II Según la ley de Graham, las moléculas de un gas están en rápido movimiento y ellas mismas son pequeñas. La distancia media entre las moléculas de un gas es grande en comparación con el tamaño de las moléculas. En consecuencia, las moléculas de gas pueden moverse entre sí con facilidad y difundirse a velocidades relativamente rápidas. La velocidad de efusión de un gas depende directamente de la velocidad (media) de sus moléculas: velocidad de efusión ∝ u rms Utilizando esta relación, y la ecuación que relaciona la velocidad molecular con la masa, la ley de Graham puede derivarse fácilmente como se muestra aquí: u rms = 3 R T M M = 3 R T u r m s 2 = 3 R T u ¯ 2 velocidad de efusión A velocidad de efusión B = u r m s A u r m s B = 3 R T M A 3 R T M B = M B M A De ello se deduce que la relación de las velocidades de efusión es inversamente proporcional a la relación de las raíces cuadradas de sus masas. Esta es la misma relación observada experimentalmente y expresada como ley de Graham. Conceptos clave y resumen La teoría cinética molecular es un modelo sencillo pero muy eficaz que explica de forma efectiva el comportamiento de los gases ideales. La teoría asume que los gases están formados por moléculas muy separadas de volumen despreciable que están en constante movimiento; estas chocan elásticamente entre sí y con las paredes de su contenedor con un promedio de velocidad determinado por sus temperaturas absolutas. Cada una de las moléculas de un gas presenta un rango de velocidades, cuya distribución depende de la temperatura del gas y de la masa de sus moléculas. Ecuaciones clave u r m s = u 2 ¯ = u 1 2 + u 2 2 + u 3 2 + u 4 2 + … n KE avg = 3 2 R T u rms = 3 R T M Ejercicios de fin de capítulo de Química Utilizando los postulados de la teoría cinética molecular, explique por qué un gas llena uniformemente un recipiente de cualquier forma. ¿Puede duplicarse la velocidad de una determinada molécula en un gas a temperatura constante? Explique su respuesta. Sí. En cualquier instante dado, hay un rango de valores de velocidades moleculares en una muestra de gas. Cualquier molécula puede acelerar o ralentizar su velocidad al chocar con otras moléculas. La rapidez media de todas las moléculas es constante a temperatura constante. Describa lo que ocurre con la energía cinética media de las moléculas de un gas ideal cuando se modifican las condiciones de la siguiente manera: (a) Se aumenta la presión del gas reduciendo el volumen a temperatura constante. (b) Se aumenta la presión del gas al aumentarse la temperatura a volumen constante. (c) La rapidez media de las moléculas se multiplica por 2. La distribución de las velocidades moleculares en una muestra de helio se muestra en la . Si la muestra se enfría, ¿la distribución de velocidades se parecerá más a la del H 2 o a la del H 2 O? Explique su respuesta. H 2 O. El enfriamiento reduce la velocidad de los átomos de He, lo que hace que se comporten como si fueran más pesados. ¿Cuál es la relación entre la energía cinética media de una molécula de SO 2 y la de una molécula de O 2 en una mezcla de dos gases? ¿Cuál es la relación de las velocidades medias cuadráticas, u rms , de los dos gases? Una muestra de 1 L de CO inicialmente a STP se calienta a 546 K, y su volumen se aumenta a 2 L. (a) ¿Qué efecto tienen estos cambios en el número de colisiones de las moléculas del gas por unidad de superficie de la pared del recipiente? (b) ¿Cuál es el efecto sobre la energía cinética media de las moléculas? (c) ¿Cuál es el efecto sobre la velocidad media cuadrática de las moléculas? (a) El número de colisiones por unidad de superficie de la pared del contenedor es constante. (b) La energía cinética media se duplica. (c) La velocidad media cuadrática aumenta a 2 veces su valor inicial; u rms es proporcional a KE avg . La velocidad media cuadrática de las moléculas de H 2 a 25 °C es de aproximadamente 1,6 km/s. ¿Cuál es la velocidad media cuadrática de una molécula de N 2 a 25 °C? Responda las siguientes preguntas: (a) ¿Es la presión del gas en el globo aerostático que se muestra en la apertura de este capítulo mayor, menor o igual que la de la atmósfera fuera del globo? (b) ¿La densidad del gas en el globo aerostático que se muestra en la apertura de este capítulo es mayor, menor o igual a la de la atmósfera fuera del globo? (c) A una presión de 1 atm y una temperatura de 20 °C, el aire seco tiene una densidad de 1,2256 g/L. ¿Cuál es la masa molar (media) del aire seco? (d) La temperatura media del gas en un globo aerostático es de 1,30 × 10 2 °F. Calcule su densidad, suponiendo que la masa molar es igual a la del aire seco. (e) La capacidad de elevación de un globo aerostático es igual a la diferencia entre la masa del aire frío desplazado por el globo y la masa del gas en el globo. ¿Cuál es la diferencia en la masa de 1,00 L del aire frío de la parte (c) y del aire caliente de la parte (d)? (f) Un globo medio tiene un diámetro de 60 pies y un volumen de 1,1 × 10 5 ft 3 . ¿Cuál es la potencia de elevación de un globo de este tipo? Si el peso del globo y su aparejo es de 500 libras, ¿cuál es su capacidad para transportar pasajeros y carga? (g) Un globo transporta 40,0 galones de propano líquido (densidad 0,5005 g/L). ¿Qué volumen de gas CO 2 y H 2 O se produce por la combustión de este propano? (h) Un vuelo en globo puede durar unos 90 minutos. Si todo el combustible se quema durante este tiempo, ¿cuál es la tasa aproximada de pérdida de calor (en kJ/min) del aire caliente de la bolsa durante el vuelo? (a) igual; (b) menor que; (c) 29,48 g mol −1 ; (d) 1,0966 g L −1 ; (e) 0,129 g/L; (f) 4,01 × 10 5 g; capacidad de elevación neta = 384 lb; (g) 270 L; (h) 39,1 kJ min −1 Demuestre que la relación entre la velocidad de difusión del gas 1 y la velocidad de difusión del gas 2, R 1 R 2 , es la misma a 0 °C y a 100 °C. teoría cinética molecular teoría basada en principios y suposiciones simples que explica eficazmente el comportamiento de los gases ideales. velocidad media cuadrática ( u rms ) medida de la velocidad promedio de un grupo de partículas calculada como la raíz cuadrada de la velocidad promedio al cuadrado.

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Comportamiento no ideal de los gases Hasta ahora, la ley de los gases ideales, PV = nRT , se ha aplicado a diversos tipos de problemas, que van desde la estequiometría de las reacciones y los problemas de fórmulas empíricas y moleculares hasta la determinación de la densidad y la masa molar de un gas. Sin embargo, como se mencionó en los módulos anteriores de este capítulo, el comportamiento de un gas a menudo no es ideal, lo que significa que las leyes de los gases no describen con precisión las relaciones observadas entre su presión, volumen y temperatura. En esta sección, se consideran las razones de estas desviaciones del comportamiento del gas ideal. Una forma de juzgar la exactitud de PV = nRT es comparando el volumen real de 1 mol de gas (su volumen molar, V m ) con el volumen molar de un gas ideal a la misma temperatura y presión. Esta relación se denomina factor de compresibilidad (Z) con: Z = volumen molar de gas a la misma T y P volumen molar de gas ideal a la misma T y P = ( P V m R T ) medida Por lo tanto, el comportamiento de un gas ideal se indica cuando esta relación es igual a 1, y cualquier desviación de 1 es una indicación de un comportamiento no ideal. La muestra gráficos de Z en un amplio rango de presión para varios gases comunes. Un gráfico del factor de compresibilidad (Z) frente a la presión muestra que los gases pueden presentar desviaciones significativas del comportamiento predicho por la ley de los gases ideales. Como se desprende de la , la ley de los gases ideales no describe bien el comportamiento de los gases a presiones relativamente altas. Para determinar el porqué de esto, considere las diferencias entre las propiedades reales de los gases y lo que se espera de un gas ideal hipotético. Las partículas de un hipotético gas ideal no tienen un volumen significativo y no se atraen ni se repelen. En general, los gases reales se aproximan a este comportamiento a presiones relativamente bajas y temperaturas altas. Sin embargo, a altas presiones, las moléculas de un gas se apiñan más y la cantidad de espacio vacío entre las moléculas se reduce. A estas presiones más altas, el volumen de las propias moléculas del gas se vuelve apreciable en relación con el volumen total ocupado por el gas. Por lo tanto, el gas se vuelve menos compresible a estas altas presiones, y aunque su volumen sigue disminuyendo con el aumento de la presión, esta disminución no es proporcional como predice la ley de Boyle. A presiones relativamente bajas, las moléculas del gas prácticamente no se atraen entre sí porque están (en promedio) muy separadas, y se comportan casi como partículas de un gas ideal. Sin embargo, a mayores presiones, la fuerza de atracción ya no es insignificante. Esta fuerza acerca un poco más las moléculas, disminuyendo ligeramente la presión (si el volumen es constante) o disminuyendo el volumen (a presión constante) ( ). Este cambio es más pronunciado a bajas temperaturas porque las moléculas tienen una energía cinética (kinetic energy, KE) más baja en relación con las fuerzas de atracción, por lo que son menos efectivas a la hora de superar estas atracciones tras colisionar unas con otras. (a) Las atracciones entre las moléculas del gas sirven para disminuir el volumen del gas a presión constante en comparación con un gas ideal cuyas moléculas no experimentan fuerzas de atracción. (b) Estas fuerzas de atracción disminuirán la fuerza de las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente, por lo que se reduce la presión ejercida a volumen constante en comparación con un gas ideal. Hay varias ecuaciones diferentes que aproximan mejor el comportamiento de los gases que la ley de los gases ideales. La primera y más sencilla fue desarrollada por el científico holandés Johannes van der Waals en 1879. La ecuación de Van der Waals mejora la ley de los gases ideales añadiendo dos términos: uno para tener en cuenta el volumen de las moléculas del gas y otro para las fuerzas de atracción entre ellas. La constante a corresponde a la fuerza de atracción entre las moléculas de un determinado gas, y la constante b corresponde al tamaño de las moléculas de un determinado gas. La "corrección" del término de presión en la ley de los gases ideales es n 2 a V 2 , y la "corrección" del volumen es nb . Note que cuando V es relativamente grande y n es relativamente pequeño, ambos términos de corrección se vuelven despreciables, y la ecuación de van der Waals se reduce a la ley del gas ideal, PV = nRT . Esta condición corresponde a un gas en el que un número relativamente bajo de moléculas ocupa un volumen relativamente grande, es decir, un gas a una presión relativamente baja. Los valores experimentales de las constantes de Van der Waals de algunos gases comunes se indican en la . Valores de las constantes de van der Waals para algunos gases comunes Gas a (L 2 atm/mol 2 ) b (L/mol) N 2 1,39 0,0391 O 2 1,36 0,0318 CO 2 3,59 0,0427 H 2 O 5,46 0,0305 He 0,0342 0,0237 CCl 4 20,4 0,1383 A bajas presiones, la corrección por la atracción intermolecular, a , es más importante que la del volumen molecular, b . A altas presiones y pequeños volúmenes, la corrección del volumen de las moléculas se vuelve importante porque las propias moléculas son incompresibles y constituyen una fracción apreciable del volumen total. A cierta presión intermedia, las dos correcciones tienen influencias opuestas y el gas parece seguir la relación dada por PV = nRT en un pequeño rango de presiones. Este comportamiento se refleja en las "caídas" de varias de las curvas de compresibilidad que se muestran en la . La fuerza de atracción entre las moléculas hace que, inicialmente, el gas sea más compresible que un gas ideal, a medida que aumenta la presión (Z disminuye al aumentar P ). A presiones muy altas, el gas se vuelve menos compresible (Z aumenta con P ), ya que las moléculas de gas comienzan a ocupar una fracción cada vez más significativa del volumen total del gas. En sentido estricto, la ecuación del gas ideal funciona bien cuando las atracciones intermoleculares entre las moléculas del gas son despreciables y las propias moléculas del gas no ocupan una parte apreciable de todo el volumen. Estos criterios se cumplen en condiciones de baja presión y alta temperatura . En tales condiciones, se dice que el gas se comporta de forma ideal, y las desviaciones de las leyes de los gases son lo suficientemente pequeñas como para no tenerlas en cuenta; sin embargo, esto no suele ser así. Comparación de la ley de los gases ideales y la ecuación de van der Waals Un matraz de 4,25 L contiene 3,46 mol de CO 2 a 229 °C. Calcule la presión de esta muestra de CO 2 : (a) por la ley de los gases ideales (b) por la ecuación de van der Waals (c) Explique la(s) razón(es) de la diferencia. Solución (a) Por la ley de los gases ideales: P = n R T V = 3,46 mol × 0,08206 L atm mol -1 K -1 × 502 K 4,25 L = 33,5 atm (b) Por la ecuación de van der Waals: ( P + n 2 a V 2 ) × ( V – n b ) = n R T ⟶ P = n R T ( V – n b ) – n 2 a V 2 P = 3,46 mol × 0,08206 L atm mol -1 K -1 × 502 K ( 4,25 L – 3,46 mol × 0,0427 L mol -1 ) – ( 3,46 mol ) 2 × 3,59 L 2 atm mol 2 ( 4,25 L ) 2 El resultado final es P = 32,4 atm. (c) Esto difiere mucho del valor de la ley de los gases ideales porque la presión no es muy alta y la temperatura no es muy baja. El valor es algo diferente porque las moléculas de CO 2 sí tienen cierto volumen y atracciones entre las moléculas, y la ley de los gases ideales supone que no tienen volumen ni atracciones. Compruebe lo aprendido Un matraz de 560 mL contiene 21,3 g de N 2 a 145 °C. Calcule la presión del N 2 : (a) por la ley de los gases ideales (b) por la ecuación de van der Waals (c) Explique la(s) razón(es) de la diferencia. Respuesta: (a) 46,562 atm; (b) 46,594 atm; (c) La ecuación de van der Waals tiene en cuenta el volumen de las propias moléculas del gas, así como las atracciones intermoleculares. Conceptos clave y resumen Las moléculas de los gases poseen un volumen finito y experimentan fuerzas de atracción entre sí. En consecuencia, el comportamiento de los gases no se describe necesariamente bien mediante la ley de los gases ideales. En condiciones de baja presión y alta temperatura, estos factores son despreciables, la ecuación del gas ideal es una descripción exacta del comportamiento del gas, y se dice que el gas muestra un comportamiento ideal. Sin embargo, a temperaturas más bajas y presiones más altas, se requieren correcciones para el volumen molecular y las atracciones moleculares para tener en cuenta el tamaño molecular finito y las fuerzas de atracción. La ecuación de van der Waals es una versión modificada de la ley de los gases ideales que puede utilizarse para explicar el comportamiento no ideal de los gases en estas condiciones. Ecuaciones clave Z = molar volumen de gas a la misma T y P volumen molar de gas ideal a la misma T y P = ( P × V m R × T ) medida ( P + n 2 a V 2 ) × ( V – n b ) = n R T Ejercicios de fin de capítulo de Química A continuación se muestran los gráficos del comportamiento de varios gases diferentes. ¿Cuál de estos gases presenta un comportamiento significativamente diferente al esperado en los gases ideales? Gases C, E y F Explique por qué el gráfico de PV para el CO 2 difiere de la de un gas ideal. ¿Bajo cuál de los siguientes conjuntos de condiciones un gas real se comporta más como un gas ideal, y en qué condiciones se espera que un gas real se desvíe del comportamiento ideal? Explique. (a) alta presión, pequeño volumen (b) alta temperatura, baja presión (c) baja temperatura, alta presión El comportamiento del gas más parecido a un gas ideal se producirá en las condiciones de (b). Las moléculas tienen altas velocidades y se mueven a través de mayores distancias entre colisiones; también tienen tiempos de contacto más cortos y las interacciones son menos probables. Las desviaciones se producen con las condiciones descritas en (a) y (c). En las condiciones de (a), algunos gases pueden licuarse. En las condiciones de (c), la mayoría de los gases se licúan. Describa los factores responsables de la desviación del comportamiento de los gases reales con respecto al de un gas ideal. En cuál de los siguientes gases debe ser mayor la corrección del volumen molecular: CO, CO 2 , H 2 , He, NH 3 , SF 6 ? SF 6 Un matraz de 0,245 L contiene 0,467 mol de CO 2 a 159 °C. Calcule la presión: (a) utilizando la ley de los gases ideales (b) utilizando la ecuación de van der Waals (c) Explique la razón de la diferencia. (d) Identifique qué corrección (la de P o la de V) es dominante y por qué. Responda las siguientes preguntas: (a) Si XX se comportara como un gas ideal, ¿qué aspecto tendría su gráfico de Z frente a P? (b) En la mayor parte de este capítulo, hemos realizado cálculos tratando los gases como ideales. ¿Eso estaba justificado? (c) ¿Cuál es el efecto del volumen de moléculas de gas en Z? ¿En qué condiciones este efecto es pequeño? ¿Cuándo es grande? Explíquelo utilizando un diagrama apropiado. (d) ¿Cuál es el efecto de las atracciones intermoleculares sobre el valor de Z? ¿En qué condiciones este efecto es pequeño? ¿Cuándo es grande? Explíquelo utilizando un diagrama apropiado. (e) En general, ¿en qué condiciones de temperatura esperaría que Z tuviera las mayores desviaciones respecto a la Z de un gas ideal? (a) Una línea recta horizontal a 1,0; (b) Cuando los gases reales están a bajas presiones y altas temperaturas, se comportan lo suficientemente cerca de los gases ideales como para aproximarse a ellos; sin embargo, en algunos casos, vemos que a una presión y temperatura altas, la aproximación del gas ideal se rompe y es significativamente diferente de la presión calculada por la ecuación del gas ideal. (c) Cuanto mayor sea la compresibilidad, más importa el volumen. A bajas presiones, el factor de corrección de las atracciones intermoleculares es más importante, y el efecto del volumen de las moléculas del gas sobre Z sería una pequeña disminución de la compresibilidad. A presiones más altas, el efecto del volumen de las propias moléculas del gas sobre Z aumentaría la compresibilidad (vea la ). (d) Una vez más, a bajas presiones, el efecto de las atracciones intermoleculares sobre Z sería más importante que el factor de corrección del volumen de las propias moléculas del gas, aunque quizá siga siendo pequeño. A mayores presiones y bajas temperaturas, el efecto de las atracciones intermoleculares sería mayor. Vea la . (e) Bajas temperaturas factor de compresibilidad (Z) relación entre el volumen molar medido experimentalmente para un gas y su volumen molar calculado a partir de la ecuación de los gases ideales. ecuación de van der Waals versión modificada de la ecuación del gas ideal que contiene términos adicionales para tener en cuenta el comportamiento del gas no ideal.

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Introducción El dióxido de carbono sólido ("hielo seco", a la izquierda) se sublima vigorosamente cuando se coloca en un líquido (a la derecha), enfriando el líquido y generando una densa niebla de agua por encima del cilindro (créditos: modificación del trabajo de Paul Flowers). La lepra fue una enfermedad devastadora durante gran parte de la historia de la humanidad. Aparte de los síntomas y las complicaciones de la enfermedad, su estigma social hizo que los enfermos fueran expulsados de las comunidades y aislados en colonias; en algunas regiones esta práctica duró hasta bien entrado el siglo XX. En aquella época, el mejor tratamiento posible para la lepra era el aceite del árbol de chaulmoogra, pero el aceite era extremadamente espeso, lo que provocaba ampollas y hacía que su uso fuera doloroso e ineficaz. Los profesionales de la salud que buscaban una aplicación mejor se pusieron en contacto con Alice Ball, una joven química de la Universidad de Hawái, quien centró su tesis de maestría en una planta similar. Ball inició una secuencia de procedimientos (acidificación y purificación repetidas para cambiar las características del aceite y aislar las sustancias activas (ésteres, que se tratan más adelante en este texto). El "método de Ball", como se denominó posteriormente, se convirtió en el tratamiento estándar para la lepra durante décadas. En los estados líquido y sólido, las interacciones atómicas y moleculares tienen una fuerza considerable y desempeñan un papel importante en la determinación de una serie de propiedades físicas de la sustancia. Por ejemplo, el espesor, o la viscosidad, del aceite de chaulmoogra se debía a sus fuerzas intermoleculares. En este capítulo se examinará la naturaleza de estas interacciones y sus efectos sobre diversas propiedades físicas de las fases líquidas y sólidas.

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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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