Estados de la Materia Y 

Cambios de Fase 

UNIDAD 2: ESTADOS SÓLIDO Y LÍQUIDO 

Propiedades de los líquidos. Tensión superficial. Capilaridad. Viscosidad. Química del estado sólido. Metales. Sólidos iónicos. 

Otros Ipos de sólidos. Fuerzas intermoleculares. Cambios de fases. Diagramas de fases. CaracterísIcas del estado líquido. Presión de 

vapor. Punto de ebullición. Temperatura y presión críIca. 

Universidad Nacional de Cuyo

Instituto de Ciencias Básicas

QUÍMICA GENERAL ‐ 2012 

Resumen de la Presentación •  CaracterísIcas Generales de Sólidos y Líquidos •  Fuerzas Intermoleculares – Fuerzas de van der Waals, ion‐dipolo, pte. de H, etc. 

•  Propiedades de los Líquidos:  – Tensión Superficial, Capilaridad, Viscosidad 

•  Propiedades de los Sólidos: –   Cristalinos y Amorfos, Estructura Tridimensional. 

•  Cambios de Fase – Presión de Vapor, Curvas de Calentamiento 

•  Diagramas de Fase 

Estados de la Materia •  En la naturaleza existen 3 estados en los cuales puede encontrarse un Sistema Material SM: – Sólido, Líquido y Gas 

•  Cada estado posee caracterísIcas y propiedades diferentes: – Como consecuencia de las fuerzas de interacción existentes entre las disIntas moléculas que lo forman 

•  En general, los 3 estados pueden inter‐converIrse entre sí: – Son transformaciones Zsicas denominadas Cambios de Estado o Cambios de Fase 

Propiedades  Sólido  Líquido  Gas 

Volumen/ Forma 

Volumen y forma propios 

Volumen Propio. Forma del recipiente 

Toman la Forma y Volumen del recipiente 

Densidad  Alta  Alta  Muy baja 

Compresión  PrácIcamente incompresibles 

Ligeramente compresibles 

Muy compresibles 

Movimiento Molecular 

Vibran alrededor de posiciones fijas 

Se deslizan entre sí 

Movimiento libre y aleatorio 

Fuerzas Intermoleculares •  Aparecen debido a la interacción entre una molécula/especie/ión con sus vecinos. – Se diferencian de las Fuerzas Intramoleculares, las cuales describen el enlace químico entre átomos 

•  Permiten explicar el comportamiento macroscópico de la materia – Existen tanto fuerzas de atracción como de repulsión 

•  Es importante determinar la polarizabilidad – La facilidad con la cual se puede distorsionar la distribución electrónica de un átomo o molécula neutro para generar un dipolo 

Fuerzas Intermoleculares (electrostáIcas) 

•  Fuerzas de interacción con iones –  Ión – dipolo inducido –  Ión – dipolo –  Ión – ión 

•  Fuerzas de Van der Waals – Dispersión de London – Dipolo ‐ dipolo inducido – Dipolo – dipolo 

•  Fuerzas Puente de Hidrógeno 

Fuerzas de Interacción con Iones •  Cuando una carga puntual (ión) interacciona con moléculas neutras, induce un dipolo permanente en la nube electrónica de la molécula – Esta interacción es mayor mientras mas grande sea la carga neta del anión/caIón en cuesIón 

– Este Ipo de fuerzas es el que permite explicar la disolución de compuestos iónicos en solventes polares como el agua 

Fuerzas de Van der Waals •  Las nubes electrónicas de las moléculas pueden polarizarse generando pequeños dipolos – Los dipolos instantáneos dan origen a las fuerzas de dispersión de London 

– Los dipolos se ordenan de forma tal de maximizar la atracción electrostáIca 

•  Estas interacciones son las más débiles de todas las fuerzas intermoleculares 

Fuerzas Puente de Hidrógeno •  Son un Ipo de interacción dipolo – dipolo de muy alta intensidad – Solamente aparecen entre moléculas en las cuales hay un átomo de H enlazado covalentemente con un átomo muy electronegaIvo (F, O y N ) 

Líquidos ‐ Propiedades •  Tensión Superficial: – Es la canIdad de energía requerida para aumentar la superficie expuesta por unidad de área 

•  Capilaridad: – Elevamiento o descenso espontáneo de un líquido dentro de un capilar. Depende de la magnitud de: •  Fzas de Adhesión: atracción entre moléculas no afines 

•  Fzas de Cohesión: atracción entre moléculas afines 

•  Viscosidad: – Resistencia de un fluido a fluir. Generalmente disminuye cuando aumenta la temperatura 

Tensión Superficial 

Capilaridad ‐ Viscosidad 

Propiedades del Agua 

•  Considerando su baja MM, Iene  Puntos de Fusión y Ebullición muy alto – Esto indica que posee Fuerzas Intermoleculares grandes 

•  El Estado sólido es menos denso que el estado líquido (excepción entre todas las sustancias) – Está relacionado con su estructura tridimensional 

•  Es un excelente disolvente de compuestos iónicos y polares – Es una molécula con un dipolo permanente 

Estructura del Hielo 

Sólidos ‐ Propiedades 

•  De acuerdo a su estructura tridimensional se los clasifica en: – Cristalinos: Son aquellos que poseen orden de largo alcance. Sus átomos/moléculas/iones ocupan posiciones fijas dentro de una estructura rígida •  Es posible definir un N° de Coordinación (canIdad de vecinos que rodean a un átomo en una red cristalina) 

– Amorfos: Carecen de una disposición tridimensional regular de los átomos/moléculas que los forman 

Sólidos Cristalinos •  Existen 4 Ipos de sólidos cristalinos, dependiendo de la naturaleza de su unidad estructural: –  Iónicos, Covalentes, Moleculares y Metálicos 

•  Poseen una estructura cristalina: – Existe una unidad básica que se repite (celda unitaria) – Punto ReIcular: Cada punto de la celda unitaria  

•  Poseen disIntas eficiencias de empaquetamiento dependiendo de: – Tamaño de los átomos, caIones y aniones 

– N° de coordinación de cada átomo/ión 

Celdas Unitarias •  Existen disIntos Ipos de empaquetamiento – Cúbica Simple, Centrada en el Cuerpo, Centrada en las caras, Hexagonal, romboédrico, etc. 

Sólidos Iónicos •  Los caIones y aniones se atraen gracias a fuerzas electrostáIcas – El tamaño de los caIones y aniones no es el mismo – La carga neta de una celda unitaria es nula 

Sólidos Covalentes •  Átomos unidos por uniones covalentes, formando una única red de gran tamaño – Los puntos reIculares están unido por enlaces verdaderos 

– Ej: Alotropos del carbono (diamante y grafito) 

Sólidos Moleculares •  La unidad estructural son moléculas con independencia química – Se manIenen unidos por fuerzas Ipo van der Waals y Ipo puente de Hidrógeno 

– Ej: SO2 – H2O 

Sólidos Metálicos •  Poseen átomos formando una red cristalina inmersos en un mar de e‐ generado a parIr de los electrones de valencia (enlace metálico) – Son muy densos, poseen en general una red cúbica centrada en el cuerpo (mayor eficiencia de empaquetamiento) 

Cambios de Estado (Fase) 

•  Es un fenómeno Zsico en el cual una sustancia cambia de un estado de la materia a otro, sin modificar su naturaleza química 

•  El cambio de fase ocurre debido a la importancia relaIva de las fuerzas intermoleculares – Es necesario comparar con la energía térmica del SM, la cual relaciona el movimiento molecular con la T° 

•  Los cambios de Fase pueden ocurrir en ambos senIdos, estableciéndose un equilibrio dinámico entre las fases 

Equilibrio de Fases 

•  Durante un cambio de Fase, la T° siempre se manIene constante 

Presión de Vapor •  Es la presión ejercida por las moléculas gaseosas en equilibrio con un líquido dentro de un recipiente cerrado y evacuado – Es dependiente de la temperatura Pv(T) 

– Se alcanza cuando las velocidades de evaporación (vaporización) y condensación se igualan 

•  Temperatura de Ebullición (Teb): Es la T° a la cual la Pv iguala a la Pext. Se dice que el líquido hierve – El Calor de Vaporización (ΔΗvap) es la canIdad de calor que hay que entregar para evaporar 1 mol de sustancia 

Presión de Vapor 

Curva de Calentamiento •  Representa como cambia la T° de un SM a medida que se le entrega calor 

•  Durante un cambio de Fase, la T° siempre se manIene constante 

Temperatura y Presión CríIca 

•  Temperatura CríIca (Tc): – Es un valor de temperatura que si se lo supera ya no se puede licuar el gas 

– Es caracterísIca de cada sustancia •  Presión CríIca (Pc): – Es la presión mínima que debe aplicarse a un gas para licuarlo cuando se encuentra justo a la Tc 

– También es caracterísIca de cada sustancia 

•  Punto CríIco: – Está definido por la Pc y la Tc 

Diagrama de Fases 

•  Muestran las condiciones de P y T a las cuales: – Existe 1 única Fase – Coexisten 2 Fases – Pueden coexisIr 3 Fases al mismo Iempo 

•  Cada sustancia Iene un diagrama de fases caracterísIco – En el mismo siempre se representa el Punto CríIco 

•  El punto en el cual coexisten las 3 fases se denomina punto triple (Ptriple) 

Diagrama de Fases del H2O y CO2