Cambios de fase
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Habilidades para Desarrollar
- Describir la relación entre el calor (energía), las fuerzas de unión y los cambios de fase
La mayoría de los cambios de fase ocurren en combinaciones específicas de temperatura-presión. Por ejemplo, a presión atmosférica, el agua se derrite a 0 °C y hierve a 100 °C En esta sección, hablaremos sobre cuándo y cómo suceden. A continuación se muestran los nombres de los diferentes cambios de fase:
Predicción de temperaturas de cambio de fase
Podemos predecir la temperatura relativa a la cual se producirán cambios de fase usando fuerzas intermoleculares. Si las fuerzas intermoleculares son fuertes, entonces el punto de fusión y el punto de ebullición serán altos. Si las fuerzas intermoleculares son débiles, el punto de fusión y ebullición será bajo.
Las fuerzas londinenses varían ampliamente en fuerza según el número de electrones presentes. El número de electrones está relacionado con el peso molecular o atómico. Los elementos pesados o moléculas, como el yodo o la cera, son sólidos a temperatura ambiente porque tienen fuerzas londinenses relativamente fuertes, que se correlacionan con grandes pesos moleculares. Las fuerzas londinenses siempre están presentes, pero en pequeñas moléculas o átomos, como el helio, son bastante débiles.
Las fuerzas dipolo-dipolo están presentes en moléculas con un dipolo permanente. Podemos predecir esto dibujando una estructura de Lewis, identificando enlaces polares usando electronegatividad, prediciendo la forma de la molécula y viendo si los dipolos de enlace en diferentes moléculas pueden tocarse. Si pueden, habrá fuerzas dipolo-dipolo. Cuanto más grandes son los dipolos (mayor diferencia de electronegatividad, etc.) y cuanto más se acercan entre sí, mayores son las fuerzas dipolo-dipolo.
Los enlaces de hidrógeno ocurren solo cuando hay átomos de H unidos a N, O o F y pares solitarios en N, O o F. Busque ambos en moléculas para ver si pueden formar enlaces de hidrógeno.
Si puedes encontrar qué tipos de fuerzas intermoleculares están presentes en una molécula, puedes hacer algunas conjeturas sobre qué moléculas tienen puntos de fusión o ebullición mayores o menores. Por ejemplo, comparemos metano (CH 4), silano (SiH 4), sulfuro de hidrógeno (H 2 S) y agua (H 2 O). El metano y el silano son no polares, debido a la forma tetraédrica y también a las pequeñas diferencias de electronegatividad. Debido a que estos no tienen fuerzas dipolo-dipolo, el punto de ebullición dependerá de cuán fuertes sean las fuerzas londinenses. El silano es más pesado, por lo que tiene fuerzas de Londres más grandes y un punto de ebullición más alto. Entre el agua y el sulfuro de hidrógeno, ambos son polares, y tienen fuerzas dipolo-dipolo, por lo que tienen puntos de ebullición más altos que el metano o el silano. Pero el agua tiene enlaces de hidrógeno, que son fuerzas dipolo-dipolo extrafuertes. El agua hierve mucho más caliente que el sulfuro de hidrógeno.
Energía y cambios de fase
Realmente no podemos explicar los cambios de fase en términos de energía sin entropía, de la que aún no hemos hablado. Por ahora, solo podemos decir que a medida que agregamos energía a una sustancia, generalmente se calienta más y las partículas tienen más energía cinética. Esto hará que sea más fácil para ellos pasar de sólido a líquido, o de líquido a gas. Los gases tienen más energía que los líquidos, los cuales tienen más energía que los sólidos. A medida que aumentamos la temperatura, la forma estable de la sustancia va de sólida a líquida a gaseosa. Las temperaturas de transición (punto de fusión, punto de ebullición) son las temperaturas a las que ambas fases son estables y en equilibrio. En realidad, habrá algún gas en equilibrio con sólido y líquido todo el tiempo, porque unas pocas moléculas siempre pueden escapar del sólido/líquido, pero el sólido o el líquido no estarán presentes por encima de ciertas temperaturas.
Por ejemplo, imagina calentar un sólido. Las moléculas empiezan a moverse más, y la temperatura aumenta según lo predicho por la capacidad calorífica. En algún momento, tienen tanta energía que es difícil para ellos permanecer en el sólido ordenado, por lo que el sólido comienza a derretirse. A medida que añadimos más calor, la temperatura no cambia, porque todo el calor que añadimos va a fundir el sólido. El sólido no puede calentarse más de lo que es, y el líquido no puede aumentar su temperatura porque su energía cinética se absorbe para fundir el sólido restante. La cantidad de energía necesaria para fundir el sólido es la entalpía de fusión. Cuando todo el sólido se funde, si seguimos agregando calor, la temperatura volverá a subir. A medida que aumenta la temperatura, la presión de vapor aumenta, porque más moléculas tienen suficiente energía cinética para escapar. Aún así, la mayoría de las moléculas están en forma líquida, porque la presión total empuja al líquido y evita que se expanda en un gas. Cuando la temperatura aumenta al punto de ebullición, entonces la presión de vapor será igual a la presión exterior. Ahora, debido a que la presión de vapor es igual a la presión atmosférica, se forman burbujas en el líquido. Se puede expandir en un gas, porque su presión es la misma que la presión atmosférica. La temperatura volverá a permanecer constante ya que todo el líquido se convierte en gas, mientras se agrega la entalpía de vaporización. Entonces si sigues calentando la temperatura del gas aumentará. Esto se muestra en el diagrama a continuación.
Enlaces externos
Colaboradores y Atribuciones
Emily V Eames (City College of San Francisco)