Propiedades

Viscosidad:

La  viscosidad es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Cuanto más viscoso es un líquido, más lento es su flujo. La viscosidad de un líquido suele disminuir con el aumento en la temperatura, por esta razón la melaza caliente fluye más rápido que cuando está fría.

Los líquidos con fuerzas intermoleculares fuertes son más viscosos que los que tienen fuerzas intermoleculares débiles. El agua tiene mayor viscosidad que muchos otros Líquidos por su capacidad para formar enlaces de hidrógeno. 

Tensión superficial:

Resistencia de un líquido a dispersarse y aumentar su área de superficie. Es causada por las diferentes fuerzas intermoleculares experimentadas por las moléculas en el interior de un líquido y en su superficie.

Las moléculas en el interior del líquido están rodeadas y experimentan fuerzas intermoleculares máximas, mientras las que se encuentran en la superficie tienen pocas moléculas vecinas y sienten fuerzas débiles por lo tanto las moléculas de la superficie son menos estables y el líquido tiende a minimizar su número maximizando el área de superficie. La tensión superficial al igual que la viscosidad es mayor en líquidos que poseen fuertes fuerzas intermoleculares.

·    Cambio de fase

Procesos en los cuales cambia la forma física de una sustancia pero no su identidad química. La materia puede cambiar de un estado a otro. Como todo proceso que ocurre naturalmente, cada cambio de fase esta asociado con un cambio de energía libre.

La fusión de un sólido a liquida, la sublimación de un sólido a gas y la evaporación de un líquido a gas envuelven un cambio de una fase de menor desorden a una de mayor desorden y todos absorben calor para sobrepasar las fuerzas intermoleculares que mantienen las partículas unidas.

A diferencia los procesos de congelación de un líquido a sólido, la deposición de un gas a sólido y la condensación de un gas a líquido envuelven un cambio de mayor desorden a menor desorden y todos liberan energía como calor según aumentan las atracciones intermoleculares para mantener las partículas más unidas.

Curva de calentamiento

Presenta los cambios en temperatura y fases de transición que ocurren cuando se        añade calor a un sistema.

·    Calor de fusión

Cantidad de energía requerida para sobrepasar las fuerzas intermoleculares y convertir un sólido a un líquido.

·    Punto de fusión

Temperatura en la cual el sólido y el líquido coexisten en equilibrio.

·    Punto de ebullición

Temperatura en la cual el líquido y vapor coexisten en equilibrio.

·    Calor de vaporización

cantidad  de energía necesaria para convertir un líquido a gas.

·    Presión de vapor, evaporación y punto de ebullición

Las moléculas en un líquido están en constante movimiento pero a diferentes velocidades dependiendo de la cantidad de energía cinética que posea. Mientras mayor sea la temperatura y más bajo el punto de ebullición de una sustancia mayor será la fracción de moléculas en una muestra que tendrá suficiente energía cinética para salirse de la superficie del líquido y escapar a vapor o fase gaseosa.

Las moléculas que entran a la fase de vapor en un envase abierto pueden escapar del líquido hasta que este se evapora completamente, pero si se encuentra en un envase cerrado quedan atrapadas. En este ultimo caso mientras más moléculas pasan de liquido a vapor aumenta la probabilidad del movimiento aleatorio que va a causar que muchos de las moléculas vuelvan al liquido, estableciendo luego un equilibrio dinámico donde la cantidad de moléculas que escapan al estado gaseoso son iguales a las que vuelven al liquido.

·    Presión de vapor de un líquido

Es la presión que tiene un valor constante en equilibrio y a temperatura constante. El valor de la presión de vapor depende de la magnitud de fuerzas intermoleculares presentes y en la temperatura.

A menor fuerza intermolecular mayor presión de vapor porque las moléculas pueden escapar fácilmente.

A mayor temperatura mayor presión de vapor porque una gran fracción de moléculas tiene suficiente energía cinética para escapar.

·    Diagrama de fase

Una fase de la materia puede cambiar a otra dependiendo de la temperatura y presión. El diagrama de fase es una forma conveniente de presentar la dependencia de temperatura y presión de una sustancia pura en un sistema cerrado. Demuestra que fase es más estable a diferentes combinaciones de presión y temperatura. Cuando una línea se cruza entre fases cambia la temperatura y presión ocurre un cambio de fase.

Punto triple: Representa una combinación única de temperatura y presión donde los tres estados de la materia coexisten en equilibrio.

Punto crítico: Punto en el cual la temperatura critica es la temperatura sobre la cual un gas no puede ser licuado, no importa cuan grande sea la presión, la presión critica es la presión sobre la cual un líquido no puede ser evaporado, no importa cuan alta sea la temperatura.

En el punto crítico se forma el fluido supercrítico que no se puede distinguir entre líquido y gas.

Puentes de hidrógeno

Estas fuertes atracciones intermoleculares del H2O son resultado de los puentes de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar y un par de electrones no compartido en un ion o átomo electronegativo pequeño cercano

Los puentes de hidrógeno pueden considerarse atracciones dipolo-dipolo únicas.

Dado que F, N y O son tan electronegativos, un enlace entre el hidrógeno y cualquiera de estos tres elementos es muy polar, con el hidrógeno en el extremo positivo:

El átomo de hidrógeno no tiene electrones internos; por tanto, el lado positivo del dipolo de enlace tiene la carga concentrada del protón parcialmente expuesto del núcleo de hidrógeno. Esta carga positiva es atraída hacia la carga negativa de un átomo electronegativo de una molécula cercana. Dado el tamaño tan pequeño del hidrógeno deficiente en electrones, se puede acercar mucho a un átomo electronegativo e interactuar fuertemente con él.

Los  puentes de hidrógeno son generalmente más fuertes que las atracciones dipolo-dipolo o las fuerzas de dispersión, desempeñan papeles importantes en muchos sistemas químicos, incluidos algunos con importancia biológica. Por ejemplo, los puentes de hidrógeno ayudan a estabilizar la estructura de las proteínas, que son componentes clave de la piel, los músculos y otros tejidos estructurales de los animales.

Una de las consecuencias notables de los puentes de hidrógeno se observa al comparar la densidad del hielo con la del agua líquida. En casi todas las sustancias, las moléculas del sólido están empacadas más densamente que en el líquido.

Fuerzas de dispersión de London

El primero en proponer un origen para esta atracción fue el físico alemán-estadounidense Fritz London en 1930. London reconoció que el movimiento de los electrones en un átomo o molécula puede crear un momento dipolar instantáneo.

Dado que los electrones se repelen, los movimientos de los electrones de un átomo influyen en los movimientos de los electrones de los vecinos cercanos. Así, el dipolo temporal de un átomo puede inducir un dipolo similar en un átomo adyacente y hacer que los átomos se atraigan de manera atractiva se denomina fuerza de dispersión de London (o simplemente fuerza de dispersión) y, al igual que las fuerzas dipolo-dipolo, sólo es significativa cuando las moléculas están muy cercanas unas a otras.

La facilidad con que la distribución de carga de una molécula puede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico externo es su polarizabilidad. Podemos ver la polarizabilidad de una molécula como una medida de la “maleabilidad” de su

nube de electrones; cuanto mayor es la polarizabilidad de una molécula, más fácilmente puede distorsionarse su nube de electrones para crear un dipolo momentáneo.

Por tanto, las moléculas más polarizables tienen fuerzas de dispersión de London

más intensas. En general, las moléculas más grandes tienden a tener una polarizabilidad mayor porque tienen un mayor número de electrones y los electrones están más lejos del núcleo. Por tanto, la intensidad de las fuerzas de dispersión de London tiende a aumentar al incrementarse el tamaño molecular. Dado que el tamaño y la masa moleculares suelen ir en paralelo, la intensidad de las fuerzas de dispersión tiende a aumentar al incrementarse el peso molecular.

La forma de las moléculas también influye en la magnitud de las fuerzas de dispersión.

Las fuerzas de dispersión operan entre todas las moléculas, sean polares o no polares.

Las moléculas polares experimentan atracciones dipolo-dipolo, pero también experimentan fuerzas de dispersión al mismo tiempo. De hecho, las fuerzas de dispersión entre las moléculas polares suelen contribuir más a las atracciones intermoleculares que las fuerzas dipolo-dipolo.

Al comparar las intensidades relativas de las atracciones intermoleculares, resultan útiles las generalizaciones siguientes:

11   Si las moléculas tienen forma y peso molecular comparables, las fuerzas de dispersión son aproximadamente iguales. En este caso, las diferencias en las magnitudes de las fuerzas de atracción se deben a diferencias en las intensidades de las atracciones dipolo-dipolo, y las moléculas más polares tienen las atracciones más fuertes.

22 Si las moléculas difieren ampliamente en su peso molecular, las fuerzas de dispersión suelen ser las decisivas. En este caso, las diferencias en las magnitudes de las fuerzas de atracción casi siempre pueden asociarse a diferencias en los pesos moleculares, y la molécula con mayor masa tiene las atracciones más fuertes.

Fuerzas dipolo-dipolo

Las moléculas polares neutras se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de otra.

En los líquidos, las moléculas polares están en libertad de moverse unas respecto a otras, a veces están en orientaciones que son atractivas y a veces en orientaciones repulsivas. Dos moléculas que se atraen pasan más tiempo cerca una de otra que dos que se repelen, por lo que el efecto global es una atracción neta. Si examinamos diversos líquidos, observaremos que para moléculas con masas y tamaños aproximadamente iguales, la intensidad de las atracciones intermoleculares aumenta al incrementarse la polaridad para que operen fuerzas dipolo-dipolo, las moléculas deben poder juntarse en la orientación correcta. Por tanto, en el caso de moléculas con polaridad parecida, las que tienen menor volumen molecular generalmente experimentan fuerzas de atracción dipolo-dipolo más intensas.

Fuerzas ion-dipolo

Existe una fuerza ion-dipolo entre un ion y la carga parcial de un extremo de una molécula polar. Las moléculas polares son dipolos, tienen un extremo positivo y uno negativo, como por ejemplo el HCl es una molécula polar a causa de la diferencia de electronegatividad de los átomos de H y de Cl.

Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo. La magnitud de la atracción aumenta al incrementarse la carga del ion o la magnitud del momento dipolar. Las fuerzas ion-dipolo tienen especial importancia en las disoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares, como una disolución de NaCl en agua.

Fuerzas Intermoleculares

Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico; y así se determinan las propiedades químicas de las sustancias.

Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones, y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo: El estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

Por lo general son fuerzas débiles pero al ser muy numerosas su contribución es importante (como por ejemplo cuanto más intensas son las fuerzas de atracción, más alta es la temperatura a la que el líquido ebulle.) Asimismo, el punto de fusión de un sólido aumenta al incrementarse la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

Se sabe que existen tres tipos de fuerzas de atracción entre moléculas neutras:

Fuerzas  dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London y fuerzas de puente de hidrógeno. Estas fuerzas también se denominan fuerzas de van der Waals, por Johannes van der Waals, quien dedujo la ecuación para predecir la desviación de los gases respecto al comportamiento ideal. Otro tipo de fuerza de atracción, la fuerza ion-dipolo, es importante en las disoluciones. Los cuatro tipos de fuerzas son de naturaleza electrostática, es decir, implican atracciones entre especies positivas y negativas. Todas suelen tener una intensidad de menos del 15% de la de los enlaces covalentes o iónicos.