Quimica Modulo 2 Unidad 1

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D.R.© Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey, Eugenio Garza Sada 2501 Sur, Col. Tecnológico, Monterrey, N.L. México. 2013

Química II

Química II Módulo II. Química general

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Química II

Introducción al módulo ¿Sabías que...? El universo está hecho de materia y energía, a su vez, la materia está compuesta de átomos que a su vez forman moléculas. ¡Y la energía es la causante de que los átomos y moléculas estén en constante movimiento! Siempre están chocando entre sí unas con otras o en un movimiento vibratorio; el movimiento de los átomos y moléculas crea la forma de energía llamada calor o energía térmica que se encuentra presente en todo tipo de materia, hasta en los espacios del universo más fríos hay materia que vibra, es decir, que posee calor. En este módulo conocerás las fuerzas que mantienen estas moléculas juntas, las propiedades que resultan de estas fuerzas y la energía relacionada con los cambios de estado de la materia. También aprenderás cómo se relaciona la energía con las reacciones químicas y el equilibrio de las mismas.

Competencias del módulo Las competencias que desarrollarás en este módulo son las siguientes:

Distinguir los diferentes tipos de atracciones intermoleculares, relacionándolas con las propiedades físicas de los sólidos y líquidos, así como con sus cambios de fase.

Interpretar la terminología de la termodinámica aplicándola en la solución de problemas que involucren fenómenos termodinámicos.

Revisa a continuación las unidades que componen este módulo:

Unidad 1. Los sólidos y los líquidos Unidad 2. Cambios químicos de la materia

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Unidad 1. Los sólidos y los líquidos

Introducción ¿Podrías decir cuáles son los diferentes estados de la materia?... ¡Claro que sí! Lo aprendiste en el curso pasado de química. Ahí viste también las propiedades de los gases y su comportamiento por la Ley de los Gases Ideales. Pero, ¿y los sólidos y líquidos?, ¿cómo pasan de un estado a otro? En esta unidad veremos las propiedades de los estados sólido y líquido, y cómo podemos ir moviéndonos entre estados.

Competencias de la unidad Las competencias que desarrollarás en esta unidad son las siguientes:

Conocer las atracciones intermoleculares de sólidos y líquidos relacionándolas con las propiedades físicas de la materia.

Describir el estado líquido identificando sus propiedades coligativas, tales como viscosidad y tensión superficial.

Describir el estado sólido y los diferentes tipos de celdillas relacionándolas con las fuerzas intermoleculares presentes.

Identificar la diferencia entre calor y temperatura, utilizando el concepto de calor específico en la resolución de problemas.

Revisa a continuación los temas que componen esta unidad:

Tema 1. Interacción entre moléculas Tema 2. Los líquidos Tema 3. Los sólidos Tema 4. Cambio de fase

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Tema 1. Interacción entre moléculas ¿Cuál es la diferencia entre gases, sólidos y líquidos? Como recordarás, la diferencia se debe mayormente al grado de libertad de las partículas. En los gases, las partículas se mueven libremente porque están muy separadas unas de las otras. En cambio, los sólidos y líquidos consisten en partículas que se tocan unas a las otras. Observa la figura.

Hay fuerzas dentro de una molécula y también hay fuerzas entre las diferentes moléculas. Dentro de las moléculas tenemos las fuerzas intramoleculares y son:

Los enlaces iónicos, que se dan entre metales y no metales y se mantienen por fuerzas electroestáticas.

Los enlaces covalentes, que se dan entre dos no metales y suceden por compartimiento de electrones.

Estas fuerzas determinan las propiedades químicas de las sustancias (cómo reaccionan con los demás). Sin embargo, también existen las fuerzas intermoleculares, las cuales se dan entre diferentes moléculas y hacen que se atraigan o se repelan. Estas fuerzas determinan las propiedades físicas de las sustancias (cómo se ven). El esquema muestra los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares. Iniciaremos con las fuerzas de Van der Waals.

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Fuerzas de Van der Waals Las fuerzas de Van der Waals son aquellas fuerzas de atracción entre moléculas eléctricamente neutras, o sea, aquellas que tienen un enlace covalente, así sean polares (donde los electrones se comparten de manera desigual y la diferencia de electronegatividades es menor a 1.7 pero mayor a 0.4) o no polares (donde los electrones se comparten de manera equitativa y se tiene una diferencia de electronegatividades menor a 0.4). Podemos distinguir dos tipos de fuerzas de Van der Waals: interacciones dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión. Los puentes de hidrógeno son un caso especial de las dipolo-dipolo.

Interacciones dipolo-dipolo Son las fuerzas de atracción que actúan entre moléculas polares. La carga parcial positiva de una molécula se sentirá atraída por la carga parcial negativa de otra.

Puentes de hidrógeno

La molécula polar tiene una carga parcial llamada dipolo (∂) y puede ser positivo o negativo. El cloruro de bromo (BrCl) es una molécula polar donde el cloro posee el dipolo negativo y el bromo el dipolo positivo. Las líneas punteadas indican la interacción del dipolo negativo de una molécula con el dipolo positivo de la otra molécula.

Un caso especial de estas interacciones dipolo-dipolo son los puentes de hidrógeno. En este caso en particular, se debe de tener una molécula que:

Tenga hidrógeno.

Tenga un elemento muy electronegativo (como F, O, N).

El elemento electronegativo sea pequeño. Es ahí donde el puente de hidrógeno se forma: la parte muy positiva del hidrógeno es atraída hacia la parte negativa del elemento con quien se formó. El ejemplo más claro es el agua, donde el hidrógeno se siente atraído por el oxígeno.

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Fuerzas de dispersión Para moléculas covalentes no polares, como el N2 y el O2, la interacción entre ellas se da por el movimiento de electrones. Aunque las moléculas no polares tienen un arreglo simétrico entre los átomos, dado que los electrones se pueden mover con cierta libertad, las moléculas pueden sufrir lo que se llama un dipolo instantáneo (esto quiere decir que una molécula puede tener diferencias de carga aunque no sea polar) y éste a su vez provoca el origen de un dipolo inducido, es decir, que la molécula vecina también tiene su momento dipolo. Una vez con esta diferencia de cargas, las moléculas pueden interactuar entre ellas como si fueran interacciones dipolo. En la figura:

a) Se tienen dos elementos neutros. La carga positiva del núcleo del elemento de la izquierda es atraída por la carga negativa de los electrones del otro elemento. Se provoca el dipolo instantáneo.

b) Los dos elementos ahora tienen diferencia de cargas aun cuando no son polares, todo por las fuerzas electroestáticas provocadas por el movimiento de electrones del elemento de la derecha.

Fuerzas con compuestos iónicos

Hasta ahora hemos visto las interacciones de moléculas covalentes (fuerzas de Van der Waals), ya sean polares (dipolo-dipolo) o no polares (fuerzas de dispersión). Sin embargo, se pueden tener interacciones con moléculas iónicas (aniones o cationes) y éstas se llaman ión-dipolo. En la interacción ión-diplolo se tiene una mezcla de moléculas iónicas y polares, resultando en atracción por la diferencia de cargas entre moléculas. Observa que debe de ser una mezcla entre covalentes e iónicos, de lo contrario no son interacciones ión-dipolo, sino solo enlace iónico (lo viste en Química I).

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Con lo que hemos estado estudiando, quizá ahora te preguntes: ¿Cómo puedo determinar cuáles son las fuerzas intermoleculares en un compuesto? A fin de determinar las fuerzas intermoleculares, conviene primero saber qué tipo de molécula es. Sabiendo esto podemos desechar las fuerzas que no se relacionan con este tipo de molécula. Para hacerlo sigue esta guía en dos pasos.

Guía para determinar fuerzas intermoleculares Realízate las siguientes 2 preguntas:

1. ¿La molécula es covalente o iónica? Primero debes de saber si la molécula es covalente o iónica, es decir, debes determinar el tipo de molécula, para esto recuerda analizar los elementos que participan:

Si son metales con no metales es una molécula iónica.

Si son no metales con no metales es una molécula covalente. Tipo de fuerza:

De ser una molécula iónica, la fuerza será de ión-dipolo.

De ser una molécula covalente, deberás continuar con el paso 2 para determinar su polaridad.

2. Si es covalente, ¿es polar o no polar? Si resulta que la molécula es covalente, es necesario saber si es polar o no polar. Para esto recuerda hacer un diagrama de Lewis:

Si se cancelan los dipolos tendrás una molécula no polar.

Si no se cancelan será polar. También puedes hacerlo por diferencia de electronegatividades. Tipo de fuerza:

De ser una molécula covalente no polar, la fuerza será de dispersión.

De ser una molécula covalente polar, será una fuerza de Van der Waals de tipo dipolo-dipolo. Si quieres especificar más, puedes ver si las interacciones se dan entre elementos muy electronegativos (como el F, O, N) y el hidrógeno, en este caso será un puente de hidrógeno.

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Ejemplo ¿Cuál es la fuerza intermolecular en el CCl4?

Tema 2. Los líquidos

Los líquidos Ya hemos estudiado las fuerzas intermoleculares y enseguida analizaremos los líquidos. ¿Cuál es la relación entre ellos? Recuerda que la diferencia entre estados de la materia es el grado de libertad de sus partículas. Los líquidos son el estado de la materia donde las moléculas se encuentran libres y algo desordenadas, pero no tanto como los gases. Aquí las fuerzas intermoleculares tienen un papel importante dado que le dan a los líquidos sus propiedades, las cuales estudiaremos en las páginas siguientes.

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Tensión superficial ¿Te has dado cuenta que la superficie de un líquido depositado en un vaso no es plana, sino curva?, ¿cómo es posible que se formen las burbujas de jabón?, ¿por qué algunos insectos pueden andar sobre el agua? Todo esto es posible debido a la propiedad de tensión superficial que tienen los líquidos.

1. Las fuerzas unen las moléculas del agua. 2. En el interior del líquido, cada molécula está rodeada por otras y las fuerzas se compensan. 3. La interacción de las partículas en la superficie del agua hace que ésta se presente como una verdadera cama elástica, incluso soporta el peso de un insecto pequeño.

Para medir la fuerza elástica en la superficie se utiliza la tensión superficial, que significa la cantidad de energía necesaria para estirar o incrementar la superficie de un líquido por una unidad de área. Otro ejemplo muy claro de la tensión superficial es el menisco, el cual es aquella curvatura que se ve en la superficie de un líquido en un contenedor cilíndrico. Este puede ser convexo o cóncavo. Para comprender el fenómeno del menisco, necesitas conocer los dos tipos de fuerzas que existen al colocar un líquido en un contenedor:

Fuerzas cohesivas: Atracción entre moléculas iguales, mantienen el líquido junto.

Fuerzas adhesivas: Atracción entre moléculas desiguales, aquellas entre el líquido y el contenedor. Veamos un ejemplo de cómo se forman los diferentes meniscos. ¿Cóncavo o convexo?

Una molécula en un líquido es “jalada” en todas direcciones por las fuerzas intermoleculares. Aquellas que se encuentran en la superficie solo tienen atracciones hacia los lados y hacia abajo, pero no hacia arriba, causando que la superficie se apriete como una película de plástico. En la figura puedes ver cómo están las fuerzas actuando en las moléculas. Lee abajo la descripción de cada uno de los números.

En el caso del agua (H2O), la fuerza cohesiva es mayor que la adhesiva, por lo que el contenido es jalado hacia abajo. En el caso del mercurio (Hg), la fuerza cohesiva es menor que la adhesiva, por lo que el contenido es jalado hacia arriba. Esta diferencia de fuerzas es lo que te dará un menisco cóncavo o convexo.

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Viscosidad La segunda propiedad de los líquidos que habíamos mencionado es la viscosidad, la cual es: Entre más alta sea la viscosidad, más difícil será que el líquido fluya. La viscosidad quedará definida por las fuerzas intermoleculares, aquellas que sean más fuertes harán que el líquido sea más viscoso. ¿Qué es más viscosa el agua o la miel de abeja?

Tema 3. Los sólidos Los sólidos En los sólidos, las moléculas están muy cerca unas de las otras, y se puede decir que tienen estructuras rígidas. Tienen estructuras y volúmenes definidos y se caracterizan por estar compuestos de partículas compactas, ordenadas y arregladas en posiciones fijas en sus estructuras. Los sólidos se pueden dividir en:

¿Qué sucede cuando introduces un popote angosto en un vaso con agua o con café, o cuando colocas el sifón en el garrafón de agua? ¡El líquido sube por el sifón o popote! Este es un ejemplo más de la tensión superficial de los líquidos, se llama capilaridad. Se habla de una acción capilar cuando un tubo de diámetro pequeño se sumerge en líquido. Si las fuerzas adhesivas son mayores que las cohesivas, el líquido subirá por el tubo hasta que se alcance un balance entre las fuerzas adhesivas y el peso del líquido.

Una medida de la resistencia de un fluido a fluir y tiene unidades

de Newton por segundo entre metro cuadrado, o N*s/m2

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Los cristales

Estas celdillas pueden tener diferentes formas, pero siempre caen en una de las siguientes clasificaciones:

Este patrón se repetirá muchas veces hasta que se forme el cristal. En la siguiente figura podrás ver un ejemplo:

Las estructuras y propiedades de los sólidos cristalinos se determinan por medio de las fuerzas que los mantienen juntos. Debido a estas fuerzas se pueden clasificar de la siguiente manera:

Los cristales son un estado sólido de la materia, por lo tanto están compuestos de átomos, moléculas o iones que se repiten una y otra vez, esto se llama celdilla o celda unitaria Imagina que tienes un papel tapiz con un patrón que se repite. Cada unidad que se repite de ese patrón es lo que se llama celdilla. En la figura podrás ver una celdilla y cada punto marcado es un punto reticular.

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Tipos de cristales

Iónico

Están compuestos de iones. Tienen alto punto de fusión por altas fuerzas cohesivas entre ellos.

Ejemplos: NaCl, CaBr

Covalente

Compuestos de enlaces covalentes. Se unen por medio de fuerzas de Van der Waals

Ejemplos: C, SiO2

Molecular

Los puntos reticulares se ocupan por moléculas. Las moléculas se encuentran empaquetadas lo más junto posible.

Ejemplos: CO2, I2

Metálico

Los puntos reticulares son ocupados por un átomo del mismo metal.

Ejemplos: Li, K, Ca

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Sólidos amorfos Los sólidos son muy estables en su forma cristalina, pero cuando se forma un sólido de manera muy rápida (como cuando el agua se congela muy rápido) sus átomos o moléculas no tienen el tiempo suficiente para alinearse de la manera ordenada y convertirse en un cristal. El resultado es lo que se llama un sólido amorfo.

Tema 4. Cambio de fase

¿Calor o temperatura? Para comprender cómo cambian las sustancias de un estado a otro, primero revisaremos algunos conceptos. Lo primero es tener clara la diferencia entre calor y temperatura. La energía térmica perdida o ganada por los objetos se llama calor y se puede medir por medio de calorías, kilocalorías y joules*. La diferencia entre calor y temperatura es que el calor depende de la velocidad, número, tamaño y tipo de partículas, y la temperatura no, ya que… Cuando una sustancia absorbe una cantidad dada de calor, la velocidad de sus moléculas se incrementa y su temperatura se eleva.

Caloría: es la cantidad de calor necesaria para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua. Kilocaloría: cantidad necesaria para elevar en un grado Celsius un kilogramo de agua. Joule: cantidad de energía requerida para elevar la temperatura de un kilogramo de sustancia en 100.

Un ejemplo más es el vidrio, cuya fórmula química es SiO2. Aunque este compuesto puede formar un cristal de tipo covalente, es decir el cuarzo, si no logra este ordenamiento estructural por pasar muy rápido al estado sólido, será un sólido amorfo, o vidrio. La primera figura es el sólido amorfo (vidrio); mientras que la segunda es el acomodo en cristal (cuarzo).

la temperatura es la medida del calor de un cuerpo y el calor es una cantidad de energía y es el promedio del movimiento de las moléculas de un sistema.

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Calor específico y cambio de temperatura Las sustancias tienen una propiedad llamada calor específico, que se define como la cantidad de calor requerido para aumentar la temperatura de 1g de la sustancia en 1°C. Esta medida está en unidades de joules entre gramo por °C, o sea, J/(g*°C). Si conocemos el calor específico y la cantidad de una sustancia, un cambio de temperatura nos dirá la cantidad de calor que se absorbió o liberó en un proceso en particular.

Donde:

Q = calor en J M = masa en g C = calor específico en J/(g*°C) ∆T = cambio de temperatura en °C; ∆T= Tfinal – Tinicial

Problemas de calor Calcula el calor requerido para calentar 255g de agua de 25.2°C a 90.5°C si el calor específico del agua es: 4.184J/g*°C. Para resolver problemas de calor, sigue estos pasos:

1. Identifica cada valor que te dan en el problema y asegúrate que esté en las unidades necesarias. M = 255 g Tinicial = 25.2 °C

Tfinal = 90.5 °C

C = 4.184J/g*°C Todas las unidades están correctas.

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2. Calcula el aumento de temperatura ∆T.

∆T = 90.5 – 25.2 = 65.3°C 3. Usa la ecuación de calor.

Q = mc∆T Q= (255g)*( 4.184J/g*°C)*( 65.3°C) Q= 6.97 x 104 J

Cambio de fase Cuando una sustancia absorbe una cantidad dada de calor, la velocidad de sus moléculas se incrementa y su temperatura se eleva. Sin embargo, ocurren ciertos fenómenos curiosos cuando un sólido se funde o un líquido hierve. En estos casos la temperatura permanece constante hasta que todo el sólido se funde o hasta que todo el líquido pase a fase vapor. Para recordar los diferentes cambios de fase o estado, observa la figura.

Cuando un cuerpo está a una temperatura donde ocurre un cambio de estado, la energía en forma de calor que reciba o que pierda será utilizada para realizar el cambio de estado y ya no para cambiar la temperatura. Por ejemplo, para hacer hielo se pone un poco de agua en el congelador. Así que primero hay un cambio de temperatura, del agua a estado ambiente (25°C) a agua a temperatura de 0°C que su punto de congelación. En este momento, sólo hubo un cambio de temperatura, pero si abren el refrigerador aún verán el agua en estado líquido. Ya que el agua ha alcanzado la temperatura necesaria, el calor retirado ya no va a provocar un descenso de temperatura, sino que hará que el agua líquida cambie a hielo. Lo mismo pasa si vas a hervir agua, primero se calienta, luego, el calor adicionado se utilizará para pasar de líquido a gas.

Fusión. Cambio de sólido a líquido.

Ebullición. Cambio de líquido a gas.

Condensación. Cambio de gas a líquido.

Solidificación. Cambio de líquido a sólido.

Sublimación. Cambio de sólido a gas sin pasar por la fase líquida.

Deposición. Cambio de gas a sólido sin pasar por la fase líquida.

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Cierre de la unidad Así es como terminamos esta unidad. Has aprendido las diferentes características de los sólidos y los líquidos, además de cómo se puede pasar de un estado a otro por medio del calor. Ahora es tiempo de pasar a la siguiente unidad, donde verás estos conceptos aplicados a procesos químicos.

Quimica Modulo 2 Unidad 1

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