L

1
Líquidos, Sólidos y Cambios de Fase
2
Energía y Movimiento

• La energía interna de una molécula es
  proporcional a su temperatura absoluta y se
  transforma en energía cinética

En consecuencia
Las moléculas exhiben
Mayores fuerzas intermoleculares
3
Las Fuerzas Intermoleculares (Fuerzas de van der
Waals)

• Fuerzas de dispersión (London)
• Originadas por el movimiento electrónico (dipolos
  instantáneos)
• Débiles
• Mayores en las moléculas más grandes

-
-

• Fuerzas Dipolo-Dipolo
• Se presentan en moléculas polares
• Dependen de la geometría de la molécula, los
  electrones libres y las diferencias de
  electronegatividad

4
Estado Líquido

• Es un estado de orden intermedio entre el sólido
  y el gaseoso

Gases
Líquidos

• Se difunden rápido y siempre porque tienen un
  camino libre medio muy largo
• No tienen forma ni volumen definidos

• Se difunden más lento y no todos los líquidos son
  mutuamente solubles entre sí
• Retienen su volumen pero no su forma

5
Propiedades de los líquidos

• Presenta resistencia a fluir
• No todas las moléculas presentan igual atracción

Viscosidad
Tensión Superficial
Fuerza que se debe superar para ampliar el área
de la superficie
6
Propiedades de los Líquidos

• Además de las fuerzas intermoleculares en el seno
  de los líquidos (fuerzas de cohesión), existen
  interacciones entre las moléculas líquidas y las
  que forman las paredes del contenedor (fuerzas de
  adhesión)
• Los líquidos exhiben una concavidad dentro de los
  recipientes cuyo diámetro es pequeño respecto a
  su altura

Capilaridad
Adhesión lt Cohesión Mercurio
Adhesión gt Cohesión Agua
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Propiedades de los líquidos

• La energía cinética de las moléculas de un
  líquido cambia constantemente debido a los
  choques intermoleculares
• La distribución en un momento dado se parece a

• La Presión que ejerce el vapor que se encuentra
  en un sistema líquido-vapor en equilibrio se
  conoce como Presión de Vapor y es proporcional a
  la temperatura

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Propiedades de los Líquidos

• Punto de Ebullición es la temperatura a la cual
  la presión de vapor iguala a la presión externa
• La temperatura de ebullición de un líquido
  permanece constante ? necesita energía ??vap
• Si la presión externa es 1 atm se conoce como
  punto de ebullición normal

• Punto de Fusión es la temperatura a la cual el
  sólido y el líquido coexisten en equilibrio
• La temperatura de congelación de un líquido
  permanece constante ? ceder energía ??fus
• Si la presión externa es 1 atm se conoce como
  punto de congelación ó fusión normal

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Curva de Calentamiento

• Si registramos la temperatura cada cierto
  intervalo de tiempo al calentar un trozo de hielo
  hasta evaporarlo totalmente observaríamos esta
  gráfica
• 80 cal/g
• 540 cal/g para H2O

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Cambios de Fase

• Condensación
• Soldificación
• Deposición

• Evaporación
• Fusión
• Sublimación

Estos cambios se pueden representar para una
sustancia pura en un Diagrama de Fases cuyos ejes
serán P y T
11
Diagramas de Fase del H2O
12
Diagramas de Fase del CO2
13
Diagramas de FaseSuperficie PvT

• Los diagramas anteriores sólo representan 2 de
  las 4 variables que hemos empleado en el curso.
• La alternativa sería representar una cantidad
  dada (usualmente expresada en moles) y determinar
  cada uno de los estados de equilibrio de fases en
  términos de P, v y T con un eje para cada una de
  las variables.

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Equilibrio Líquido - Vapor

• La curva de equilibrio en el Diagrama PT es no
  lineal, se puede linealizar usando logaritmos
• logP b m(1/T)
• La pendiente depende del factor de Boltzmann
  mE/2.3R
• E, en este caso es el calor de vaporización.
• La ordenada en el origen la determinamos usando
  dos puntos diferentes.

15
Estado Sólido

• Volumen y forma dados.
• Estructura definida.
• No son compresibles.
• Alta densidad.
• Bajo coeficiente de dilatación térmica.
• Elevadas fuerzas de cohesión de distinta
  naturaleza.

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Tipos de Sólidos

• Amorfos
• No tienen una forma específica ni una estructura
  interna estándar.
• Cristalinos
• Los cristales se tipifican según la naturaleza de
  la fuerza que los une
• Moleculares, metálicos, iónicos y covalentes.
• Están arreglados en formas regulares basadas en
  una representación esquemática ó patrón de
  ordenamiento, que se llama celda unitaria.

17
Tipos de Cristales
TIPO DE FUERZA FORMA DE LAS PARTICULAS UNITARIAS FUERZAS ENTRE LAS PARTICULAS PROPIEDADES EJEMPLOS
Molecular Átomos o moléculas Dispersión (London), fuerzas dipolo-dipolo, puentes de hidrógeno Blandos, puntos de fusión de bajo a moderadamente altos, baja conductividad térmica y eléctrica Neón, -249 ºC H2S, -86 ºC H2O, 0 ºC Vinagre 17 ºC
Covalente Átomos conectados en una red de enlaces covalentes Enlaces covalentes Muy duros, punto de fusión muy alto, baja conductividad térmica y eléctrica Diamante, 3550 ºC Cuarzo, 1610 ºC
Iónica Iones negativos y positivos Atracciones electrostáticas Duros y quebradizos, alto punto de fusión, baja conductividad térmica y eléctrica Sales típicas NaCl, 801 ºC Ca(NO3)2 645 ºC
Metálica Átomos Enlaces metálicos Desde blandos hasta duros, punto de fusión desde bajo hasta alto, excelente conductividad térmica y eléctrica, maleables y dúctiles Elementos metálicos Hg, 39 ºC Na, 98 ºC W, 3410 ºC
18
Celdas Unitarias

• Paralelepípedo que por traslación de sí mismo
  genera completamente la red cristalina, según la
  disposición de sus puntos reticulares son
• Primitivas o simples (P) sólo en los vértices.
• Centradas en la Cara (F) vértices y en el centro
  de cada cara.
• Centradas en el Cuerpo (I) vértices y uno en el
  interior de la celda unitaria a distancia
  equidistante a todos los vértices.
• Centradas en la Base (C) vértices y en el centro
  en dos caras opuestas.
• Forman sistemas axiales (cristalográficos)
  dependiendo de los vectores que conforman los
  lados
• Comparación de ángulos.
• Comparación de lados.

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Sistemas Cristalográficos

• Sistema Cúbico a b c a b g 90º
• Sistema Hexagonal a b ¹ c a b 90º g 120º
  
• Sistema Tetragonal a b ¹ c a b g 90º
• Sistema Romboédrico o Trigonal a b c a b
  g ¹ 90º
• Sistema Ortorrómbico a ¹ b ¹ c a b g 90º
• Sistema Monoclínico a ¹ b ¹ c a g 90º b ¹
  90º
• Sistema Triclínico a ¹ b ¹ c a ¹ b ¹ g

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Redes de Bravais
P F I C
Cúbico Sí Sí Sí  
Hexagonal Sí      
Tetragonal Sí   Sí  
Trigonal Sí      
Ortorrómbico Sí Sí Sí Sí
Monoclínico Sí     Sí
Triclínico SÍ      

• Conjunto infinito de puntos generado por las
  operaciones de traslación sobre la celda
  unitaria.
• No todas las combinaciones Sistema vs. Centro son
  posibles (sólo 14)

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Disposición de los Puntos Reticulares

• Detallemos al Sistema Ortorrómbico que tiene las
  cuatro disposiciones

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Polimorfismo

• Propiedad de los materiales de existir en más de
  un tipo de red espacial en el estado sólido. Si
  el cambio en estructura es reversible, el cambio
  polimórfico se conoce como Alotropía.
• El hierro es el ejemplo más conocido de un metal
  que presenta alotropía.
• Cuando el hierro cristaliza a 2800F es cúbico
  centrado en el cuerpo (Fe d) a 2554F la
  estructura cambia a cúbica centrada en la cara
  (Fe g) y a 1670F vuelve a transformarse a en
  cúbica centrada en el cuerpo (Fe a)

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Cristalización

• Transición del estado líquido al sólido (si este
  forma cristales) que ocurre en dos etapas
• Formación de núcleos
• Crecimiento del cristal.
• Al disminuir la temperatura se favorece la
  formación de núcleos y el crecimiento de
  cristales a partir de ellos, ya que el movimiento
  de los átomos disminuye.
• La rapidez de enfriamiento es el factor más
  importante para determinar la rapidez de
  nucleación, a más velocidad cristales más
  pequeños.