miércoles, 21 de enero de 2009

Fuerzas de Van der Waals

ENLACES QUÍMICOS

Fuerzas de Van der Waals

La fuerzas de Van de Waals reciben su nombre en reconocimiento al trabajo de este físico holandés que encontró la primera ecuación que abarcaba conjuntamente como algo continuo, los estados gaseoso y líquido. En la obtención de su ecuación propuso la existencia de las fuerzas intermoleculares.

Es la fuerza atractiva o repulsiva entre molécula (o entre partes de una misma molécula) distinta a aquellas debida al enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.

Las fuerzas de Van de Waals incluyen:

-> Fuerzas de Orientación

-> Fuerzas de Dispersión o de London

-> Fuerzas de Dipolo-Dipolo

-> Fuerzas de Ión-Dipolo

Fuerzas de Dispersión o de London: Son fuerzas intermoleculares presentes en todas las moléculas, sean o no polares. El mecanismo de atracción si puede ser explicado por la mecánica cuántica (que contempla la existencia de dipolos instantáneos en cualquier átomo o molécula como consecuencia de fluctuaciones espontaneas o aleatorias de las nubes electrónicas provocando asimetrías en la distribución de la carga eléctrica)

A su vez este dipolo, pese a ser instantáneo, provoca la formación de dipolos inducidos en las moléculas vecinas.

Las fuerzas de dispersión o de London se deben a atracciones entre dipolos instantáneos y dipolos inducidos.

Fuerza Dipolo-Dipolo (Dipolos permanente): Si las moléculas tienen momento dipolar permanente, a las fuerzas de dispersión (siempre presentes) se les añade un nuevo tipo de fuerza debido a las atracciones eléctricas entre los dipolos, que tienden a producir una orientación del tipo: (dibujo)

Fuerza Dipolo permanente y Dipolo inducido: Se originan cuando una de las moléculas es apolar y la otra presenta moléculas con momentos dipolares permanentes. La presencia de moléculas polares provoca la aparición de dipolos inducidos en las moléculas inicialmente apolares, de modo que se produce una fuerza intermolecular adicional.

Este tipo de interacción justifica la pequeña, pero no nula, solubilidad en el agua de disolvente orgánicos apolares, que tendrían que ser totalmente inmiscibles en ellos, tales como el benceno.


Fuerzas de Ión Dipolo: Cuando un ión NA+ se encuentra en el seno de una sustancia polar hace que el dipolo del agua se oriente hacia el ión sodio produciendo atracción entre las cargas. Estas fuerzas son las responsables de que los compuestos con enlace iónico se puedan disolver en agua ya que se produce la solvatación de los iones.

Fuerzas Intermoleculares de Orientación: Este tipo de interacción se dará entre moléculas que posean unos momentos dipolares permanentes, así las moléculas se orientan unas con otras y se producirá una atracción electrostática entre ellas. Esta atracción es débil pero si aumentamos la presión y disminuimos la temperatura pueden ser lo suficientemente fuertes para que sustancias gaseosas pasen a estado líquido o incluso a sólido.

Actividad del enlace

8. Actividad 8.

a) Teniendo en cuenta la siguiente tabla indicar como variará le energía reticular en este grupo de compuestos. Razona por qué.

Compuesto

NaF

NaCl

NaBr

NaI

Punto de Fusión

980

801

755

651

RESPUESTA: Los elementos que tienen mayor punto de fusión necesitaran más energía calorífica para romper su red, que deberán estar más unidos porque su energía reticular será mayor.

Aquellos que por el contrario poseen menor punto de fusión necesitaran menos energía calorífica y por tanto estarán menos unidos, siendo así su energía reticular más baja.

jueves, 15 de enero de 2009

2 PROBLEMAS DE TERMODINAMICA (ENTALPIA)


NOTA: LOS PROBLEMAS, ADEMAS DE RESUELTOS,

VIENEN CON UNA PEQUEÑA EXPLICACION.


PROBLEMAS

1.) Calcular la variación de entalpía estándar en la hidrogenación del acetileno para formar etano, sabiendo que la entalpía de formación estándar del etano es -85 Kj/mol, y que la entalpía de formación estándar del acetileno es 227 Kj/mol.

Primer paso, escribe la fórmula general: AH0 = np ∑ H0 productos - np ∑ H0 reactivos.

Segundo paso, escribe la reacción química que se produce: C2H2 (gas) + H2 (gas) [REACTIVOS] -> C2H6 (gas) [PRODUCTO]

Tercer paso, ajústala: C2H2 (gas) + 2H2 (gas) -> C2H6 (gas)

Cuarto paso, a partir de la fórmula principal comienza a sustituir por los datos que te dan:

AH0= AHof [(C2H6)] – {AH0f (C2H2) + AH0f (H2)} = -85 KJ/mol – [ 227 KJ/mol + 0 KJ/mol] = -312 KJ/mol.

(NOTA: Es Cero la AH0f del H2 porque como ya sabemos, mirando la teoría, la entalpía de formación de los elementos en su forma más estable es igual a cero)

Teniendo en cuenta que el resultado dar menor que cero, la reacción es ENXOTÉRMICA, quiere decir, desprende calor al producirse.

2.) Calcular la variación de entalpía de formación estándar en la reacción de combustión del butano, y la cantidad de calor que se desprenderá en la combustión completa de los doce quilos de butano que contiene una bombona.

Ten en cuenta que:

AHof del CO2 es -393 KJ/mol

AHof del Agua es -286 KJ/mol

AHof del Butano es -125 KJ/mol

Para la primera parte vamos a hacer como en el anterior ejercicio, siguiendo los mismos pasos.

La Reacción: C4H10 + 13/2O2 -> 4CO2 + 5H2O

(Recuerda que las reacciones de combustión se producen aportando Oxigeno al elemento que va a realizar la combustión (en este caos es el butano) y se produce siempre Dióxido de Carbono y Agua)

AH0= {4 x AHof (CO2) + 5 x AH0f (H2O)} – {AH0f (C4H10) + AH0f (O2)} = [4x(-393) + 5x (-286)] – [-125 + 0] = -2877 KJ/mol.

El O2 tiene entalpia = O por lo que ya vimos en el ejercicio anterior con el Hidrogeno.

Para la segunda parte, que nos piden que cantidad de calor se desprenderá de la combustión de 12 Kg de Butano, pasaremos, en primer lugar, esos 12 Kg a gramos, y posteriormente a moles.

¿Por qué a moles? Porque la energía que hemos calculado antes (la que nos daba -2877 KJ/mol) era la energía/calor desprendida por cada mol, y como ahora si tenemos una cantidad concreta (12 Kg que son, como comprobareis, 206’9 moles) tendremos que multiplicar esos moles de los 12 gramos de butano por la energía/calor desprendida por cada mol.

206’9 Moles (de Butano) x -2877 KJ/moles = -595251 KJ.

TEORIA TERMODINAMICA


TERMODINAMICA ¡NUEVO TEMA!

Sistema

Un SISTEMA es la parte del universo que estamos estudiando, Lo que rodea al sistema lo llamamos ENTORNO.

Los Sistemas se clasifican en dos tipos:

- Abiertos: Intercambia materia y energía con el entorno

- Cerrados: Intercambia energía (pero no materia) con el entorno

- Aislados: No intercambia ni energía ni materia.

O

- Homogéneos: Son los que constan de una sola fase, porque todas las sustancias que intervienen en el, o son todas gaseosas, o son todas disoluciones acuosas. [CO (gas) + 02 (gas) --> CO2 (gas)]

-Heterogéneos: Son los que contienen más de una fase. [CaCO3(solido) --> CaO(solido) + CO2 (gas)]

Estado de un sistema. Funciones de Estado.

El estado de un sistema es el que nos indica su composición, situación, o energía en un momento dado. Y para describirlo se necesitan unas variables como la presión, la temperatura, el volumen, la densidad. Etc. A las que se les llama VARIABLES DE ESTADO.

Si estas variables tienen un valor que depende únicamente del sistema sin tener en cuenta como se ha llegado a ellas se les llama FUNCIONES DE ESTADO. Y se caracterizan porque dependen únicamente de su punto inicial y de su punto final.

Equilibrio y transformaciones termodinámicas.

Decimos que un sistema está en equilibrio cuando cumple los tres equilibrios siguientes:

- Equilibrio Químico: Cuando la composición del sistema no varía a lo largo del tiempo.

-Equilibrio Mecánico: Cuando no existe movimiento observable dentro del sistema.

-Equilibrio Térmico: Cuando la temperatura es la misma en todos los puntos del sistema.

Hay dos tipos de transformaciones:

- Irreversibles: Son aquellas en las que mientras dura la transformación al menos en algún momento no existe equilibrio.

-Reversibles: Son aquellas que se realizan a través de una serie continua de estados de equilibrio.

O

- Adiabáticas: Aquellas en las que no existe transferencia de calor entre el sistema y el entorno.

- Isocoras: Aquellas en las que no existe variación de volumen en el sistema.

- Isobaras: Aquellas que se producen sin que se varíe la presión, se producen a presión constante.

- Isotérmicas: Aquellas que se producen a temperatura constante.

1º Principio de la termodinámica: En este principio estable la conservación de la energía. Es decir la energía no se crea ni se destruye, solo se transforman.

Por eso, este primer principio, dice lo siguiente: El calor absorbido o desprendido por un sistema se utiliza en variar su energía interna y en realizar un trabajo.

Q = AU + W

La energía interna de un sistema se define como la energía interna del mismo estudiada por un observador que se encuentra dentro del sistema. Y comprende todas las energías de los componentes del sistema (energía de traslación, energía de rotación de las moléculas, energía de rotación del sistema, traslación y vibración de los electrones…)

W = PAD

Si el proceso es adiabático, como el calor es cero, entonces la energía interna es igual al trabajo.

Adiabático --> Q=o à AU =W

Volumen= cte --> Qv = AU

W=O

Entalpía.

Definimos la Entalpía de un sistema como su energía estudiada por un observador que se encuentra fuera del sistema. Y es el calor intercambiado en un proceso químico cuando este se realiza a presión constante.

H = Entalpía

AH = Qp (presión constante)

Se relaciona con la energía interna mediante esta fórmula:

AH = AU + p x AV ó AH = AU + An x R x T

Siendo incremento de “n” la variación de número de moles gaseosos entre productos y reactivos.

Entalpía de Reacción Estándar.

Se define como la variación de Entalpía cuando los reactivos se convierten en productos, estando unos y otros en sus estados estándar, es decir, si el elemento compuesto es una sustancia sólida o líquida, debe encontrarse en estado puro a la presión de 1bar (105 pascales) y a la temperatura de 25ºC.

Si se trata de un gas el estado estándar será el gas en estado ideal, cuando la presión es 1 bar (105 pascales) y 25ºC de temperatura.

La entalpía estándar se representa con un cero arriba, AH0, y es igual a la entalpia estándar de los productos menos la entalpía de los reactivos, multiplicadas cada uno por el número de moles.

AH0 = np ∑ H0 productos - np ∑ H0 reactivos

Esta definición emana de la propiedad que poseen las entalpias de ser una función de estado, es decir, que solo dependen del estado inicial y final del sistema.

Entalpía de formación.

Es la energía de reacción estándar correspondiente a la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar.

IMPORTANTE: la entalpía de formación de los elementos en su forma más estable es igual a cero.

IMPORTANTE: Cuando la entalpía de una reacción es mayor que cero, la reacción es ENDOTERMICO (que necesita calor para realizarse). Cuando la entalpía de una reacción es menor que cero, la reacción es EXOTÉRMICA (desprende calor para realizarse)

AH0r > 0 Endotérmica.

AH0r <>