repaso quimica octavo

8/16/2019 Repaso Quimica Octavo

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olegio Gimnasio ampestre San Sebastián

REPASO QUIMICA SEGUNDO PERIODO

Lic. MIGUEL LEMUS GUZMAN

Fuerzas intermoleculares

Los átomos al unirse mediante enlaces covalentes pueden formar moléculas. Así, por ejemplo,

sabemos que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno se obtiene agua y que cada molécula

de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos mediante enlaces

covalentes. Sin embargo el agua es una sustancia que además de encontrarse en estado

gaseoso puede ser líquida o sólida (hielo), de modo que se nos plantea la cuestión de cuál es elmecanismo mediante el que las moléculas de agua se unen entre sí, ya que si no existiera

ninguna fuerza de enlace entre ellas el agua siempre se encontraría en estado gaseoso. El mismo

tipo de razonamientos podría hacerse para el caso de otras sustancias covalentes como por

ejemplo, el I2, que en condiciones ordinarias se encuentra en estado sólido. Por otra parte,

sabemos que muchas sustancias covalentes que a temperatura y presión ambientales se hallan

es estado gaseoso, cuando se baja la temperatura lo suficiente pueden licuarse o solidificarse. De

esta forma se puede obtener, por ejemplo, dióxido de azufre sólido enfriando SO 2 a una

temperatura inferior a -76°C. ¿Cómo se unen entonces las moléculas? A continuación

abordaremos este problema.

Como ya hemos señalado, las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o

poliatómicas) sin carga neta se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de

van der Waals. Dichas fuerzas pueden dividirse en tres grandes grupos: las debidas a la

existencia de dipolos permanentes, las de enlace de hidrógeno y las debidas a fenómenos de

polarización transitoria (fuerzas de London). A continuación realizaremos un estudio elemental de

cada uno de dichos grupos.

1. Atracción entre dipolo y dipolo

Existen gases cuyas moléculas están formadas por átomos que tienen diferente

electronegatividad (enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que en la

molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y positivo

respectivamente). Este es el caso, por ejemplo, de los gases fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro

de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y ioduro de hidrógeno (HI). Anteriormente ya

hemos representado algunas de estas moléculas.

2. Enlace de hidrógeno

Anteriormente hemos estudiado el enlace covalente polar en el que hemos visto que en la

molécula se forman dos zonas claramente diferenciadas, una con un exceso de carga negativa (la

correspondiente al átomo más electronegativo) y otra con un defecto de carga negativa (la

correspondiente al átomo menos electronegativo). Un caso de polaridad especialmente


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interesante es el que corresponde a moléculas tales como por ejemplo H 2O, HF o NH3 en las que

los átomos de hidrógeno se hallan unidos a otros átomos mucho más electronegativos.

El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas (representado

aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. Un enlace de hidrógeno

es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos

átomos fuertemente electronegativos. De hecho sólo los átomos de F, O y N tienen la

electronegatividad y condiciones necesarias para intervenir en un enlace de hidrógeno. La clave

de la formación del enlace de hidrógeno es el carácter fuertemente polar del enlace covalente

entre el hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O). La carga parcial positiva originada en el átomo

de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula vecina. Dichaatracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan electronegativo que tiene una elevada

carga parcial negativa.

El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace porque al ser tan pequeño

permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas puedan aproximarse

lo suficiente a él como para que la fuerza de atracción sea bastante intensa. Este tipo de enlace

intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos de agua líquida en

nuestro planeta. Si no existiera, el agua se encontraría en forma de vapor.

A.1. El punto de ebullición del agua líquida (a 1 atmósfera de presión) es de 100°C mientras que

el amoniaco líquido hierve a -60,1°C. ¿A qué puede deberse esta diferencia?

3. Fuerzas de London

El enlace entre moléculas polares se puede comprender con bastante facilidad (fuerzas de

atracción eléctrica entre dipolos), pero ¿qué tipo de fuerzas puede mantener unidas a moléculas

que no son polares, como, por ejemplo ocurre en el caso del helio sólido?

En este caso hemos de pensar en la formación de dipolos transitorios inducidos. Para mayorsimplicidad, supongamos que una molécula monoatómica de helio se acerca bastante a otra.

En ese caso, debido al movimiento de los electrones, aunque la molécula sea neutra, se pueden

producir en momentos determinados zonas de la molécula con mayor densidad de electrones que

otras, es decir, las moléculas pueden tener a veces polaridad eléctrica. De acuerdo con esta idea,

podemos pensar en el átomo de helio no polar como un átomo en el que los electrones se

encuentran en los lados opuestos del núcleo y alineados con el mismo (a). En todas las demás

posiciones los átomos de helio presentarán una cierta polaridad debido a que el centro de la

carga negativa no coincidirá con el de la positiva (b).


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Si dos átomos de helio convenientemente polarizados y orientados se acercan el uno al otro losuficiente, la fuerza de atracción eléctrica puede ser lo bastante intensa como para que se

produzcan uniones intermoleculares (c). Esto se puede conseguirse bajando mucho la

temperatura con lo que el movimiento es más lento. Una molécula polarizada puede incluso

polarizar a otra vecina a ella que no lo esté (inducir un dipolo). Este tipo de fuerzas entre

moléculas se denominan específicamente fuerzas de London. En la mayoría de los casos se trata

de fuerzas muy débiles, aunque van aumentando con el tamaño molecular porque los átomos

grandes al tener más electrones se pueden deformar con mayor facilidad. Así, el yodo a

temperatura ambiente se puede presentar en forma de cristales de color violeta formados por la

unión por fuerzas de London de moléculas de I2.

Recapitulación

Conociendo, de manera general, cuáles son los tipos de uniones más frecuentes que se dan

entre los átomos, los mecanismos que rigen estos procesos y sabiendo de la existencia de

excepciones y por supuesto del trabajo y dedicación que costó a los hombres y mujeres de

ciencia alcanzar estas conclusiones, que dicho sea de paso, pueden no ser definitivas, damos por

terminada esta unidad. Más adelante centraremos nuestra atención en conocer cómo se halogrado unificar criterios para dar nombre a los compuestos que se derivan de las diferentes

uniones atómicas.

ESTADOS DE LA MATERIA

En física y química se observa que, para cualquier sustancia o elemento material, modificando

sus condiciones de temperatura o presión, pueden obtenerse distintos estados o fases,

denominados estados de agregación de la materia, en relación con las fuerzas de unión de las

partículas (moléculas, átomos o iones) que la constituyen.

1. Todos los estados de agregación poseen propiedades y características diferentes, los más

conocidos y observables cotidianamente son cuatro, las llamadas fases sólida, líquida,

gaseosa y plasmática.

Estado sólido

Los objetos en estado sólido se presentan como cuerpos de forma compacta y precisa; sus

átomos a menudo se entrelazan formando estructuras estrechas definidas, lo que les confiere la

capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Los sólidos son calificados

generalmente como duros y resistentes, y en ellos las fuerzas de atracción son mayores que las

de repulsión. La presencia de pequeños espacios intermoleculares caracteriza a los sólidos


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dando paso a la intervención de las fuerzas de enlace que ubican a las celdillas en una forma

geométrica.

Las sustancias en estado sólido presentan características como:

Cohesión elevada.

Forma definida.

Incompresibilidad (no pueden comprimirse). Resistencia a la fragmentación.

Fluidez muy baja o nula.

Algunos de ellos se subliman (yodo).

Volumen constante (hierro).

Estado líquido

Si se incrementa la temperatura, el sólido va perdiendo forma hasta desaparecer la estructura

cristalina, alcanzando el estado líquido. Característica principal: la capacidad de fluir y adaptarse

a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe cierta unión entre los átomos

del cuerpo, aunque mucho menos intensa que en los sólidos.

El estado líquido presenta las siguientes características:

Cohesión menor.

Movimiento energía cinética.

No poseen forma definida. Toma la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene.

En el frío se contrae (exceptuando el agua).

Posee fluidez a través de pequeños orificios.

Puede presentar difusión.

Volumen constante.

Estado gaseoso

Incrementando aún más la temperatura, se alcanza el estado gaseoso. Las moléculas del gas se

encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en

el cual son contenidos.

El estado gaseoso presenta las siguientes características

Cohesión casi nula.

No tienen forma definida.

Su volumen es variable dependiendo del recipiente que lo contenga.

Pueden comprimirse fácilmente.

Ejercen presión sobre las paredes del recipiente contenedor.

Las moléculas que lo componen se mueven con libertad.

Ejercen movimiento ultra dinámico.


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Estado plasmático

El plasma es un gas ionizado, es decir que los átomos que lo componen se han separado de

algunos de sus electrones. De esta forma el plasma es un estado parecido al gas pero compuesto

por aniones y cationes (iones con carga negativa y positiva, respectivamente), separados entre sí y

libres, por eso es un excelente conductor. Un ejemplo muy claro es el Sol.

En la baja Atmósfera terrestre, cualquier átomo que pierde un electrón (cuando es alcanzado por

una partícula cósmica rápida) se dice que está ionizado. Pero a altas temperaturas es muy

diferente. Cuanto más caliente está el gas, más rápido se mueven sus moléculas y átomos,(ley

de los gases ideales) y a muy altas temperaturas las colisiones entre estos átomos, moviéndose

muy rápido, son suficientemente violentas para liberar los electrones. En la atmósfera solar, una

gran parte de los átomos están permanentemente «ionizados» por estas colisiones y el gas se

comporta como un plasma.

A diferencia de los gases fríos (por ejemplo, el aire a temperatura ambiente), los plasmas

conducen la electricidad y son fuertemente influidos por los campos magnéticos. La lámpara

fluorescente, contiene plasma (su componente principal es vapor de mercurio) que calienta y

agita la electricidad, mediante la línea de fuerza a la que está conectada la lámpara. La línea,

positivo eléctricamente un extremo y negativo, causa que los iones positivos se aceleren hacia el

extremo negativo, y que los electrones negativos vayan hacia el extremo positivo. Las partículas

aceleradas ganan energía, colisionan con los átomos, expulsan electrones adicionales y

mantienen el plasma, aunque se recombinen partículas. Las colisiones también hacen que los

átomos emitan luz y esta forma de luz es más eficiente que las lámparas tradicionales. Los

letreros de neón y las luces urbanas funcionan por un principio similar y también se usaron en

electrónicas.

Supersólido

Este material es un sólido en el sentido de que la totalidad de los átomos del helio-(4) que lo

componen están congelados en una película cristalina rígida, de forma similar a como lo están los

átomos y las moléculas en un sólido normal como el hielo. La diferencia es que, en este caso,

“congelado” no significa “estacionario”.

Como la película de helio-4 es tan fría (apenas una décima de grado sobre el cero absoluto),

comienzan a imperar las leyes de incertidumbre cuántica. En efecto, los átomos de helio

comienzan a comportarse como si fueran sólidos y fluidos a la vez. De hecho, en las

circunstancias adecuadas, una fracción de los átomos de helio comienza a moverse a través de la

película como una sustancia conocida como “súper-fluido”, un líquido que se mueve sin ninguna

fricción. De ahí su nombre de “súper-sólido”.

Se demuestra que las partículas de helio aplicadas a temperaturas cercanas al 0 absoluto

cambian el momento de inercia y un sólido se convierte en un supersólido lo que previamenteaparece como un estado de la materia.

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Supers%C3%B3lido&action=edit&redlink=1http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Supers%C3%B3lido&action=edit&redlink=1


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Cambios de estado:

Diagrama de los cambios de estado entre los estados sólido, líquido y gaseoso.

Los cambios de estado descritos también se producen si se incrementa la presión manteniendo

constante la temperatura. Así, el hielo de las pistas se funde por la presión ejercida por el peso de

los patinadores. Esta agua sirve de lubricante, permitiendo el suave deslizamiento de los

patinadores.

Para cada elemento o compuesto químico existen determinadas condiciones de presión y

temperatura a las que se producen los cambios de estado, debiendo interpretarse, cuando se

hace referencia únicamente a la temperatura de cambio de estado, que ésta se refiere a la

presión de la atm. (la presión atmosférica). De este modo, en "condiciones normales" (presiónatmosférica, 0 °C) hay compuestos tanto en estado sólido como líquido y gaseoso (S, L y G).

Los procesos en los que una sustancia cambia de estado son: la sublimación (S-G), la vaporización

(L-G), la condensación (G-L), la solidificación (L-S), la fusión (S-L), y la sublimación inversa (G-S). Es

importante aclarar que estos cambios de estado tienen varios nombres.
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Estados.svg

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