En los dos temas anteriores hemos estudiado las propiedades de los sólidos de y los gases, de las cuales podemos mencionar, que en el caso de los gases: sus partículas constituyentes están muy alejadas entre sí, en movimiento rápido al azar e independientes unas de otras. Los sólidos son muy distintos de los gases, los sólidos contienen partículas muy cercanas entre sí, y su densidad es alta; se comprime imperceptiblemente y mantiene su forma sin importar la de su recipiente (esas características indican grandes fuerzas de atracción entre las partículas.
Los líquidos quedan el algún lugar entre los extremos de los gases y los sólidos. Un líquido contiene partículas cercanas entre sí, es casi incompresible y tiene un volumen definido. En esto se parece a los sólidos; sin embargo, un líquido también toma la forma del recipiente que lo contiene, lo que se aproxima más al modelo de un gas.
Aunque los líquidos y los sólidos muestran propiedades semejantes, difieren tremendamente de los gases. Ninguna relación matemática simple, como la ecuación de los gases ideales, funciona tan bien para los líquidos o los sólidos. En vez de ello, estos modelos se relacionan directamente con las fuerzas de atracción entre las moléculas. Con estas generalidades en mente, consideraremos algunas de las propiedades específicas de los líquidos.
Equilibrio líquido-vapor.- Presión de vapor
Cuando se deja reposar un recipiente abierto con agua, al cabo de cierto tiempo el volumen disminuye, debido a un cambio de estado de líquido a vapor, proceso que se le conoce como evaporación.
El proceso de evaporación ocurre debido a que hay algunas moléculas que tiene mayor energía cinética que el resto y por lo tanto estas pueden vencer las fuerzas de atracción existente en el estado líquido, apartándose de la superficie del mismo y pasando al estado gaseoso.
Si esta evaporación ocurre en un sistema cerrado donde la temperatura se mantiene constante, inicialmente sólo se produce la evaporación sin embargo a medida que la cantidad de vapor aumenta algunas de las moléculas en el estado de vapor o gaseoso, chocan con la superficie y regresa al estado líquido por el proceso de condensación.
En un momento dado la intensidad de condensación aumenta hasta que es igual a la de evaporación, de tal manera que la misma cantidad de partículas que pasan del estado líquido a gaseoso es igual a la que pasan de gas a líquido, estableciéndose un equilibrio dinámico entre el líquido y su vapor.
En el equilibrio, las moléculas de vapor ejercen una presión como cualquier otro gas. La presión que ejerce un vapor en equilibrio con su líquido se llama presión de vapor del líquido.
Llegados a este punto se habrá alcanzado la presión máxima posible en el recipiente (presión de vapor o de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.
Relación entre la presión de vapor, la temperatura y la fuerza intermolecular.
La diferencia entre la energía cinética entre las moléculas de un mismo líquido es consecuencia de la absorción de
calor por parte de las moléculas de la superficie del líquido, entonces es fácil predecir que al incrementar la temperatura del sistema, la cantidad de líquido que pasa a la fase gaseosa es mayor, incrementando la presión de vapor. Cuando el valor de la temperatura es tal que la cantidad de masa gaseosa genera una que la presión de vapor que iguala a la presión externa (fuera del sistema, como la del ambiente por ejemplo), dicho valor recibe el nombre de temperatura de ebullición o punto de ebullición.
Específicamente si la presión de vapor iguala a la presión atmosférica estándar, es decir 760 mm Hg, la temperatura de ebullición se conoce como punto de ebullición normal y en este caso, se puede expresar el punto de ebullición sin citar la presión, en los casos restantes siempre hay que hacer mención de la presión a la cual se está determinando la temperatura de ebullición.
Está claro que la capacidad de una molécula de pasar de estado líquido a sólido, depende de que la cantidad de energía cinética de las misma sea tal que venza a la fuerza intermolecular de las molécula en estado líquido, es decir que mientras mayor sea la fuerza intermolecular de un compuesto mayor será la temperatura necesaria para lograr que la masa gaseosa de dicho líquido llega a ejercer una presión de vapor igual a la presión ambiente, por lo tanto se puede concluir que su punto de ebullición será mayor. Lo dicho anteriormente explica la diferencia observada entre los puntos de ebullición normales del butanol, etanol y tolueno: -0.5ºC, 78.3ºC y 110,6ºC respectivamente.
Se dice que las sustancias que se evapora fácilmente son volátiles. Un líquido volátil tiene una presión de vapor relativamente alta a temperatura ambiente.
Diagrama de Fases
Concepto de fase
Fase es toda porción de un sistema con la misma estructura o arreglo atómico, con aproximadamente la misma composición y propiedades en todo el material que la constituye y con una interfase definida con toda otra fase vecina. Debe diferenciarse del concepto de componente, que se refiere al tipo de material que puede distinguirse de otro por su naturaleza de sustancia química diferente.
Por ejemplo, una solución es un sistema homogéneo (una sola fase) pero sin embargo está constituida por al menos dos componentes. Por otro lado, una sustancia pura (un solo componente) puede aparecer en dos de sus estados físicos en determinadas condiciones y así identificarse dos fases con diferente organización atómica y propiedades cada una y con una clara superficie de separación entre ellas (interfase).
Cambios de fases
Fusión y solidificación
Cuando se le comunica calor a un sólido cristalino, su temperatura aumenta progresivamente y al alcanzar un determinado valor se produce la transición o cambio de fase del estado sólido al líquido que denominamos fusión. Si las condiciones de presión exterior se mantienen constantes, el cambio de fase se verifica a una temperatura fija o punto de transición entre ambos estados, que se mantiene constante hasta que el sólido se ha fundido totalmente, dicha temperatura recibe el nombre de temperatura o punto de fusión. Si la fusión ocurre a la presión constante de 760 mm Hg, la temperatura a la cual ocurre recibe el nombre de temperatura o punto normal de fusión.
La solidificación es la transición de líquido a sólido que se produce de forma inversa a la fusión, con cesión de calor. Cualquiera que sea la sustancia considerada el punto o temperatura de transición entre dos estados o fases de la materia es el mismo independientemente del sentido de la transformación. La disminución progresiva de la temperatura del líquido hace que en las proximidades del punto de solidificación las fuerzas de enlace vayan imponiendo progresivamente su orden característico.
Vaporización y condensación
Constituyen dos procesos inversos de cambio de estado. La vaporización es el paso de una sustancia de la fase líquida a la fase de vapor o fase gaseosa. La condensación es la transición de sentido contrario. Cuando la vaporización se efectúa en el aire recibe el nombre de evaporación. La evaporación afecta principalmente a las moléculas de la superficie del líquido.
Cada molécula de la superficie está rodeada por un menor número de sus compañeras; ello hace que puedan vencer con más facilidad las fuerzas atractivas del resto del líquido e incorporarse al aire como vapor. De ahí que cuanto mayor sea la superficie libre del líquido tanto más rápida será su evaporación.
El aumento de temperatura activa este proceso. Para cada valor de la presión exterior existe una temperatura para la cual la vaporización se vuelve violenta, afectando a todo el líquido y no sólo a su superficie. Esta forma tumultuosa de vaporización se denomina ebullición. El punto de ebullición de un líquido depende de las condiciones de presión exterior, siendo tanto más elevado cuanto mayor sea ésta.
La condensación como transición de vapor a líquido se lleva a efecto invirtiendo de las condiciones que favorecen la vaporización. Así, mientras que la disminución de la presión exterior facilita la vaporización, la compresión del vapor formado facilita la condensación; el aumento de temperatura de un líquido provoca su vaporización e, inversamente, el enfriamiento del vapor favorece su condensación.
Sublimación
Todas las partículas del sólido poseen energía de vibración, siendo constante el valor medio para todas ellas; pero algunas, situadas en la superficie, pueden en un momento determinado adquirir una energía superior a la media, que sea suficiente para vencer las fuerzas atractivas de las demás y escaparse del sólido en forma de vapor. Este cambio de fase de sólido a líquido, sin pasar por la fase líquida, recibe en nombre de sublimación (la transición o cambio de estado de sentido inverso se denomina de igual manera, por ello a veces se distinguen ambas llamando a la primera sublimación progresiva y a la segunda sublimación regresiva).
Si el sólido se encuentra en un recipiente cerrado, las moléculas de vapor, como consecuencia de su movimiento desordenado, chocan contra la superficie libre del sólido, y las más lentas serán retenidas por el sólido, pasando de nuevo a fase sólida (sublimación regresiva). En el momento en que ambas velocidades de sublimación sean iguales se alcanza un estado de equilibrio-dinámico, en el que las moléculas en fase gaseosa ejercen una determinada presión, llamada presión de vapor del sólido, que depende, no sólo de la naturaleza, sino también de la temperatura, creciendo su valor a medida que esta aumenta.
Aunque es un fenómeno poco frecuente a la temperatura y presión ordinaria, algunas sustancias como el yodo o el alcanfor pueden transformase directamente de sólido a vapor sin necesidad de pasar por la fase intermedia de líquido. En principio, cualquier sustancia pura puede sublimarse, pero debido a las condiciones de bajas presiones y temperaturas a las que es posible esta transición, el fenómeno sólo es reproducible, para la mayor parte de las sustancias, en el laboratorio.
Al igual que la fusión y la vaporización, también la sublimación (progresiva) absorbe una determinada cantidad de calor. Se denomina calor de sublimación a la cantidad de calor necesaria para sublimar la unidad de masa de una sustancia.
http://www.uv.es/gomezc/BQMA/Tema6_previo.pdf
Soluciones.- proceso de disolución.- tipos de soluciones.- solubilidad.- preparación de soluciones y estequiometría con soluciones.
Como ya se había hecho mención en temas anteriores, las mezclas homogéneas, es decir mezclas cuyos componentes están entrelazados uniformemente a nivel molecular, se denominan soluciones.
Las soluciones están compuestas por el disolvente, que es por lo general el que se encuentra en mayor proporción, y por los solutos, que están presentes en menor cantidad.
De acuerdo con el estado físico de estos componentes, las soluciones se pueden clasificar en 6 tipos que se muestran en la siguiente tabla.
Tipos de soluciones de acuerdo al estado físico original
de sus componentes
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Puesto que las soluciones líquidas son las más comunes, en este tema presentaremos especial atención en ellas es decir en aquellas donde al menos uno de los componentes esté en dicho estado.
Proceso de disolución
Se forma una solución cuando una sustancia se dispersa de manera uniforme en otra. Como ya se ha explicado las sustancias en los estados líquido y sólido experimentan fuerzas de atracción de altas magnitudes que mantiene juntas a las partículas individuales. Pues cualquiera de las fuerzas analizadas puede operar entre las partículas de soluto y disolvente en una solución. Las soluciones se forman cuando las fuerzas de atracción entre el soluto y el disolvente son de magnitudes comparables con las que existen en re las partículas de soluto mismas o entre las partículas de solvente mismas.
Por ejemplo, la sustancia iónica NaCl se disuelve fácilmente en agua porque la atracción entre los iones y las moléculas polares de agua (interacción ión-dipolo) sobre pasa la energía de la red de NaCl sólido.
Cambios de energía y la formación de soluciones
http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa
El cloruro de sodio se disuelve en agua porque las moléculas de agua sienten suficiente atracción por los iones Na+ y Cl- para vencer la atracción para vencer la atracción de estos dos iones entre sí en el cristal. Para formar esta disolución las moléculas de agua también deben separarse para dar espacio a los iones Na+ y Cl-. Así que se puede decir que el proceso de solución implica tres cambios de energía las cuales se ilustran en la siguiente figura.
El cambio global al formase una solución, DHsoln , es la suma de estos tres términos
La separación de las partículas del soluto requieren un aporte de energía para vencer sus interacción de atracción, por lo tanto el proceso es endotérmico (DH1>0). La separación de las moléculas de disolvente también requiere energía (proceso endotérmico,DH2>0). La tercera componente surge de las interacciones de atracción entre el soluto y el disolvente y da lugar a un proceso exotérmico (DH3<0).>
Unidades de concentración
http://personal.telefonica.terra.es/web/katastrophe/quim/conc.html
http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica_/_C%C3%A1lculos_de_concentraci%C3%B3n_y_preparaci%C3%B3n_de_soluciones
http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/2soluciones.pdf
Solubilidad.- Factores que la afectan
Hasta este punto ya se tiene claro que los solutos son solubles en los solventes que poseen similares fuerzas de interacción que dichos solutos; sin embargo no se puede pensar que, por ejemplo, 100 ml de agua puede disolver cualquier cantidad de NaCl; de hecho es bastante familiar para nosotros que en un determinado momento la sal no se disuelve se deposita en el fondo del recipiente que contiene dicha solución.
La cantidad máxima de soluto que puede disolver una cierta cantidad de solvente, a una determinada temperatura, recibe el nombre de Solubilidad. La solubilidad se expresa en gramos de soluto en 100 g de solvente.
De acuerdo a la cantidad de soluto que una solución posea se puede clasificar como:
Solución saturada: Es aquella que contiene el máximo de soluto que una cantidad determinada de solvente puede disolver.
Solución insaturada: Es aquella que posee menos de la cantidad máxima de soluto, que una determinada cantidad de solvente puede disolver.
Solución sobresaturada: Es aquella que posee más de la cantidad máxima de soluto que una determinada cantidad de solvente es capaz de diluir. Una solución sobresaturada se prepara partiendo inicialmente de una solución saturada, a una determinada temperatura, la cual al ser enfriada de una manera muy cuidadosa y controlada mantiene a todo el soluto (recuerde que parte de él realmente está en exceso) dentro de la solución. Sin embargo cualquier tipo de perturbación puede hacer que el soluto en exceso se deposite y la fase líquida pasa a ser una solución saturada.
Recuerde que la cantidad de soluto que puede disolver un solvente depende de la temperatura (más adelante se explica el porqué), por lo que una solución puede estar saturada a una determinada temperatura e insaturada en otra.
http://www.pucpr.edu/facultad/itorres/quimica106/Cap.11_solutions_.pdf
Preparación de soluciones
http://200.26.134.109:8091/unichoco/hermesoft/portal/home_1/rec/arc_839.pdf
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