Transcript chem 203 unidad 3 cap 9 10 5 11 12 v macromicromateria ii

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Enlaces Químicos I: Conceptos Básicos
Símbolos Lewis (Cap. 9 sec. 9.1)
 Enlace Iónico (Cap. 9 sec. 9.2)
 Enlace Covalente (Cap. 9 sec. 9.4)
 Electronegatividad (Cap. 9 sec. 9.5)

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Enlaces Químicos II


Geometría Molecular (Cap. 10 sec. 10.1)
Teoría de Enlace de Valencia y de Orbital
Molecular(Cap. 10 sec. 10.3)
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Gases
Sustancias que Existen Como Gases (Cap. 5 sec. 5.1)
 Presión de un Gas (Cap. 5 sec. 5.2)
 Las Leyes de los Gases (Cap. 5 sec. 5.3)
 Ecuación del Gas Ideal (Cap. 5 sec. 5.4)
 Ley de Presiones Parciales de Dalton (Cap. 5 sec. 5.6)
 Teoría de Cinética Molecular de los Gases (Cap. 5

sec. 5.7)
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Fuerzas Intermoleculares y Líquidos y Sólidos

La Teoría Cinético Molecular de Sólidos y Líquidos
(Cap. 11 sec. 11.1)




Fuerzas Intermoleculares (Cap. 11 sec. 11.2)
Propiedades de los Líquidos (Cap. 11 sec. 11.3)
Propiedades y Estructura de Agua (Cap. 11 sec. 11.3)
Características Estructurales de Sólidos (Cap. 11 sec.
11.6)

Cambios de Fase (Cap. 11 sec. 11.8)

Propiedades Físicas de Soluciones




Tipos de Soluciones (Cap. 12 sec. 12.1)
Visión Molecular del Proceso de Solución (Cap. 12 sec. 12.2)
Unidades de Concentración (Cap. 12 sec. 12.3)
El Efecto de la Temperatura en la Solubilidad (Cap. 12 sec.
12.4)

El Efecto de la Presión en la Solubilidad de Gases (Cap. 12
sec. 12.5)

Propiedades Coligativas en Soluciones No-Electrolíticas
(Cap. 12 sec. 12.6)

Propiedades Coligativas en Soluciones Electrolíticas (Cap.
12 sec. 12.7)

Coloides (Cap. 12 sec. 12.8)
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Enlaces Químicos I: Conceptos Básicos


Símbolos Lewis
Es una representación de un átomo donde el
símbolo del elemento representa el núcleo. Los
electrones de valencia son representados por puntos
alrededor del símbolo del elemento.
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Electrones de Valencia: Tabla Periódica
Una alternativa simple (ej. elementos representativos) es
referirse a la tabla periódica y fijarse al grupo que pertenece
el elemento. El número de electrones de valencia es el
mismo que el número Romano en la parte superior del
grupo.
Ej: Calcio, Ca, está en grupo IIA. El número de valencia de
electrones es 2. Fósforo, P, está en grupo VA. El número
de valencia de electrones es 5.
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La Regla del Octeto
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De acuerdo a la regla del octeto, los átomos ganarán o
perderán suficientes electrones para que su
configuración electrónica en su nivel de mayor energía
se parezca a la de los gases nobles. Este arreglo
usualmente consiste de 8 electrones en el nivel de
valencia.
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Ion Simple

Un ion simple es un átomo que ha adquirido una carga
positiva o negativa ganando o perdiendo uno o más
electrones.
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Ejemplos de ion simple
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Magnesio, Mg, tiene 2 e- de valencia que pierde para formar
un ión simple con carga +2. El ión se escribe como Mg2+.
Oxígeno, O, tiene 6 e- de valencia. Este tiende a ganar 2 epara formar un ión simple con carga -2. El ión se escribe
como O2-.
Cloro, Cl, tiene 7 e- de valencia. Este tiende a ganar 1 epara formar un ión simple con carga -1. El ión e escribe
como Br -.
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Enlace Iónico: es la fuerza electrostática que
mantiene los iones unidos en un compuesto
iónico.
Compuestos Iónicos
Ejemplo: Na2S
 Sodio es un metal del grupo IA y formará iones de
sodio con el símbolo Na+.
 Azufre es un no-metal del grupo VIA y formará iones
de azufre con el símbolo S2-.
 Para balancear las cargas se requieren 2 iones de Na+
y uno de S2- .
 Los dos iones de Na+ proveen 2 cargas positivas y un
ión de S2- provee 2 cargas negativas.
 La fórmula es Na2S.
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Ejemplo Compuesto Iónico
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Aluminio y Oxígeno:
 Aluminio está en el grupo IIIA (metal) y formará iones
con el símbolo Al3+.
 Oxígeno está en el grupo VIA (nonmetal) y formará
iones con el símbolo O2-.
 Para balancear las cargas positivas y negativas se
necesitan dos 2 iones de Al3+ y 3 iones de O2-.
 La fórmula es Al2O3.
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Compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos
Iones Poliatómicos son grupos de átomos enlazados
covalentemente y contienen carga eléctrica. La
mayoría tienen carga negativa.
En la fórmula el símbolo del metal se escribe primero y
luego la fórmula del ión poliatómico. Debe haber igual
número de cargas positivas y negativas representadas
en la fórmula.
Cuando se necesita más de un ión poliatómico en la
fórmula, se utiliza paréntesis alrededor del ión
poliatómico y se pone en la parte inferior derecha el
número correspondiente.
N a 3P O 4
M g 3 P O 4 2
N H 4 3 P O 4
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Ejemplos de Iones Poliatómicos
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Enlace Covalente
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Un enlace covalente es un tipo de enlace donde la
regla del octeto se cumple cuando los átomos
comparten los electrones de valencia. Ejemplo: F2.
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Los átomos que comparten uno o más de un par de
electrones están atraídos entre si a los electrones
compartidos. La atracción hacia cada uno se llama un
enlace covalente. Puede ser representado por el par
de e- compartidos o por una línea sencilla entre los
átomos.
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Enlace Covalente

El compartir electrones que resulten en enlaces
covalentes puede ocurrir entre átomos iguales o
diferentes.
Moléculas como Cl2, O2 y N2 se forman cuando se
comparten e- entre átomos iguales.
Moléculas como H2O, CH4 , CO2 se forman cuando se
comparten e- entre átomos diferentes.
Los enlaces covalentes pueden ser enlaces sencillos,
dobles y triples.
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Ejemplos de Enlaces Covalentes
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Ejemplos de Enlaces Covalentes
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Comparación de Propiedades entre Compuestos
Covalentes e Iónicos
Compuestos Covalentes

Existen 2 tipos de fuerza atractivas.
 Fuerza o Entalpía de Enlace
 Fuerzas Intermoleculares
Son usualmente gases, líquidos o sólidos (bajo punto de
fusión). Poco solubles en agua.
 No están tan fuertemente unidos porque las fuerzas
intermoleculares son débiles comparadas a la fuerza
entre los átomos.


Compuestos Iónicos
Fuerzas electrostáticas son más fuertes .
Son usualmente sólidos a temperatura ambiente y tienen
punto de fusión altos.
 Muchos son solubles en agua y la solución acuosa
conduce electricidad ya que poseen cationes y aniones
que se mueven en la solución.


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Electronegatividad
Existen compuestos con enlaces donde lo
electrones ni están compartidos exactamente ni
existe una transferencia completa de éstos.
Estos compuestos forman enlaces polares
covalentes.
Esta propiedad se explica con el concepto de
electronegatividad.
 Es la habilidad de un átomo en atraer hacia si los
electrones en un enlace químico.
 Atomos con afinidad electrónica (atraer electrones
fácilmente) y energía de ionización (no pierde electrones
fácilmente) altas, tiene también alta electronegatividad.

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Atomos de elementos con grandes diferenciales de
electronegatividad entre ellos tienden a formar enlaces iónicos (NaCl,
CaO). Generalmente, un enlace iónico une un átomo de un elemento
metálico y uno no metálico.
Atomos de elementos con electronegatividades comparables tienden
a formar enlaces polares covalentes.
La mayoría de los enlaces covalentes ocurren con elementos no
metálicos.
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Enlaces Químicos II
Se utilizan dos teorías de mecánica cuántica para
describir la formación de enlaces covalentes y de
la estructura electrónica de una molécula.

Teoría de Enlace de Valencia
 El nivel de valencia es el más lejano nivel ocupado por
los electrones que van a participar en los enlaces
químicos.
 Se asume que los electrones en una molécula ocupan
los orbitales atómicos solamente en los átomos
individuales.

Teoría de Orbital Molecular
 Se asume la formación de orbitales moleculares a
partir de los orbitales atómicos.
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
Geometría Molecular
Se utiliza el modelo VSEPR (Valence Shell
Electron Pair Repulsion).

Establece la geometría (forma) de la molécula teniendo
en cuenta el arreglo de electrones alrededor de un átomo
central y la repulsión electroestática entre los pares de
electrones.
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Gases
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Sustancias que Existen Como Gases
Composición de la Atmósfera
 78% N2 , 21% O2 , 1 % otros gases incluyendo CO2
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H2 , N2 , O2 , O3 , F2 , Cl2 , He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
HF, HCl, HBr, HI, CO, CO2, NH3, NO, NO2, N2O, SO2 ,
H2S, HCN
Características Físicas
Ocupan el volumen y asumen la forma del recipiente.
 Los más comprimibles entre los tres estados de la materia.
 Se mezclan completa y uniformemente en un contenedor.
 Tienen densidad menor comparados con sólidos y líquidos.

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Gases: Presión, Volumen, y Temperatura
Visión Cinética Molecular de Sólidos, Líquidos, y
Gases
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Presión


Se define como una fuerza sobre una unidad de
área de una superficie donde la fuerza actúe.
En cálculos usando la ley de gases, la presión se
expresa usualmente en unidades relacionadas a la
presión atmosférica.
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La temperatura de una muestra de gas es una medida de
la energía cinética promedio de las moléculas del gas en
la muestra.
Se utiliza la escala de temperatura Kelvin en los cálculos
de leyes de gases.
Cero Absoluto
Una temperatura de 0 K
se conoce como cero absoluto.
Es la temperatura donde las
moléculas de un gas no tienen
energía cinética porque no tienen
movimiento. En la escala Celsius
cero absoluto es igual a -273°C.
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Relación entre Presión, Volumen y Temperatura para
Gases: Observación a Nivel Macroscópico y Relaciones
Físicas y Matemáticas
Relación Presión-Volumen: Ley de Boyle

La presión de una cantidad fija de gas a temperatura constante
es inversamente proporcional al volumen del gas. P  1/V , P =
k (1/V)
 P1 V1 = k = P2 V2
V
1

Relación Temperatura-Volumen y Temperatura-Presión:
Ley de Charles y Guy-Lussac
V


El volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión
constante es directamente proporcional a la temperatura
absoluta del gas. V  T, V = k (T)
 V1 / T1 = V2 / T2
La presión de un gas con una cantidad fija de gas y constante
volumen es directamente a la temperatura. P  T, P = k (T)
 P1 / T1 = P2 / T2

Relación Volumen-Cantidad de Gas: Ley de
Avogadro

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A presión y temperatura constante, el volumen de un gas
es directamente proporcional a la cantidad de gas
presente. V n , V = k (n)
Ley Combinada de Gases

Ley de Boyle y de Charles se pueden combinar y forman
lo que se llama la ley de gas combinada y se escribe
matemáticamente como: PV
 k' '
T

Se puede expresar en otra manera útil para calcular
condiciones iniciales o finales de la muestra del gas.
Pi V i
Pf V f

Ti
Tf
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Ecuación de un Gas Ideal
Permite hacer cálculos donde varían la cantidad del
gas, la temperatura, la presión, y el volumen.
PV= nRT
P = presión, V = volumen, T = temperatura Kelvin,
n = cantidad del gas (moles)
L atm
R = constante de gas universal 0.0821

Gas Ideal


mol K
Gas hipotético al cual su comportamiento de presión,
volumen, y temperatura puede ser estudiado usando las
leyes de gases.
Gases Reales

Se estima que a 0o C (273.15 K) y 1 atm muchos gases
reales se comportan como ideales. Se ha medido
experimentalmente que 1 mole de un gas a estas
condiciones ocupa 22.414L. Se le conoce como
condición STP.

Presiones Parciales de Gases: Ley de Dalton

La presión total ejercida por una mezcla de gases es
igual a la suma de las presiones parciales de cada
gas en la mezcla.
P total   Pindividual
gases
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Presiones Parciales de Gases: Ley de Dalton
Pi = Xi PT , Xi = ni / nT fracción molar

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Gas A, Gas B XA = nA / nT XB = nB / nT
¿Cómo explicar el comportamiento físico que se
observa en los gases a nivel macroscópico?
La teoría cinética molecular de la materia es una
herramienta útil para explicar las propiedades que se
observan en los tres estados de la materia: sólido,
líquido y gas.
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Postulado 1: La materia está compuesta de partículas
llamadas moléculas.
Postulado 2: Las partículas en la materia están en
constante movimiento. Por lo tanto poseen energía
cinética.
Postulado 3: Las partículas poseen energía potencial
como resultado de la atracción o rechazo entre sí.
Postulado 4: La velocidad promedio de una partícula
aumenta a medida que aumenta la temperatura.
Postulado 5: Las partículas transfieren energía unas a
otras durante choques inter-particulares y no hay pérdida
neta de energía en el sistema donde estén.
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Conceptos Relacionados a la Teoría Cinética Molecular
El movimiento molecular es una forma de energía que se
puede definir como la capacidad de hacer trabajo o
producir un cambio.
 En términos mecánicos, trabajo se define como fuerza x
distancia.

 Energía = trabajo realizado = fuerza x distancia
 La unidad de energía en SI es joule (J) = 1 kg m2 / s2
Energía Cinética (KE) es energía usada por un objeto en
movimiento o energía de movimiento.
 KE = ½ mv2 ; m = masa de la molécula , v2 = promedio
del cuadrado de la velocidad.
 KE promedio  T, ½ mv2  T
 La temperatura de un gas es una medida del promedio
de KE de las moléculas. Es una indicación del
movimiento aleatorio de las moléculas- a mayor
temperatura, las moléculas son más energéticas.

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Fuerzas Intermoleculares y Líquidos y Sólidos
Teoría Cinética Molecular de Líquidos y Sólidos
Estado
Volumen/
Forma
Densidad
Compresibilidad
Movimiento
Molecular
Gas
Asume
volumen y
forma del
contenedor
Baja
Bien Alta
Libre
Líquido
Volumen
definido y
asume forma
del
contenedor
Alta
Ligeramente
Deslizamiento
libre
Sólido
Volumen y
forma
definida
Alta
Casi nada
Vibración en
posición fija.
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Fuerzas Intermoleculares (Dipolo-Dipolo, Dipolo InducidoDipolo, Fuerzas de Dispersión: Fuerzas van der Waals)


Fuerzas de atracción entre moléculas.
Responsables de propiedades de la materia como
punto de fusión y de ebullición.
 Aumentan a medida que aumentan las fuerzas
intermoleculares.

Fuerzas Dipolo-Dipolo: fuerzas de atracción entre
moléculas polares que poseen momentos dipolos
(medida cuantitativa de la polaridad de un enlace).
 (HF, HCl, HBr, HI, H2O, H2S, NH3 , SO2 )

Fuerzas Dipolo Inducido-Dipolo: el dipolo de una
molécula no polar es inducido por la proximidad de
un ión o una molécula polar.
Fuerzas de Dispersión: fuerzas de atracción que
resultan de dipolos inducidos temporeramente en
átomos o moléculas. (Fuerzas de London)
 Depende de la polarizibilidad de éstos, cuán fácil la
distribución de electrones puede ser impactado.

 En general, mientras más electrones, hay más
densidad electrónica sobre mayor espacio (volumen) y
los electrones tendrán menos influencia por el núcleo.
Por lo tanto, mayor será la polaridad.
Aumentan a medida que aumenta la masa molar ya
que moléculas grandes tienen más electrones.
 Fuerzas Ión-Dipolo: fuerzas de atracción entre un
ión (catión o anión) y una molécula polar.

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Enlaces de Hidrógeno


Interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno en
un enlace polar (N-H, O-H, F-H) y un átomo
electronegativo (O, N, F).
Propiedades de Líquidos

Tensión Superficial: Cantidad de energía requerida para
estirar o aumentar la superficie de un líquido por una
unidad de área (ej. 1 cm2 ).
 Líquidos con grandes fuerzas intermoleculares tienen
grandes tensiones superficiales. Los enlaces de hidrógeno
son responsables de la tensión superficial del agua.
 Acción capilar
 Cohesión: atracción intermolecular entre moléculas iguales.
 Adhesión: atracción entre diferentes moléculas (i.e. agua y los
lados del tubo de cristal).

Viscosidad
 Medida de la resistencia de un líquido a fluir.

Propiedades y Estructura del Agua
Excelente solvente con muchos compuestos iónicos y
otras sustancias capaces de formar enlaces de hidrógeno
con el agua.
 Puede absorber gran cantidad de energía cuando sube la
temperatura. Subir la temperatura significa aumentar la
energía cinética molecular.
 Tiene alta especificidad calórica (cantidad de calor
necesario para subir la temperatura de 1 gramo de agua,
1 grado C: (J/g) oC. Se debe a la gran cantidad la enlaces
intermoleculares de hidrógeno que romper.
 En su estado sólido es menos denso que en su estado
líquido. Por lo tanto, el hielo flota. El ordenamiento
molecular de los cristales de hielo no permiten que las
moléculas se acerquen mucho unas a otras.

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Características Estructurales de Sólidos
Se dividen en sustancias cristalinas o amorfas.
Estructura Cristalina



Los átomos, moléculas, o iones ocupan una posición
específica ordenada y rígida.
El arreglo de éstos es tal que las fuerzas
intermoleculares están en su máximo.
Las fuerzas responsables por la estabilidad de un
cristal pueden ser fuerzas iónicas, enlaces
covalentes, de van der Waals, enlaces de hidrógeno
o una combinación de éstas.


Características Estructurales de Sólidos
Tipos de Cristales
Tipo de Cristal
Fuerza
Unificadora
Propiedades Generales
Ejemplos
Iónico
Atracción
Electrostática
Duros, Quebradizo, Alto Punto
de Fusión, Pobres
Conductores de Calor y
Electricidad
NaCl, LiF, MgO,
CaCO3
Covalente
Enlace Covalente
Duros, Alto Punto de Fusión,
Pobres Conductores de Calor
y Electricidad
C (diamante),
SO2 (cuarzo)
Moléculas
Fuerzas de
Suaves, bajo punto de fusión,
Dispersión y Dipolo- Pobres Conductores de Calor
Dipolo, Enlaces de
y Electricidad
Hidrógeno
Ar, CO2 , I2 ,
C12 H22 O11
Metálico
Enlace Metálico
Todos los
elementos
metálicos (Na,
Mg, Fe, Cu)
Suave a duro, bajo a alto
punto de fusión, buenos
conductores de calor y
electricidad

Cambios de Fase (Estado)

Cambios en estado usualmente ocurren cuando se
añade o remueve calor (energía) a la sustancia.
Cuando se añade energía se conoce como un proceso
endotérmico.
Cuando se remueve (libera) calor en el cambio de
estado se conoce como un proceso exotérmico.


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Propiedades Físicas de Soluciones

Soluciones son mezclas homogéneas de dos o
más sustancias donde los componentes están
presentes como átomos, moléculas, o iones.
Solvente de una solución



El solvente de una solución es la sustancia con la
mayor concentración presente en la solución.
Soluto de una solución

El soluto de una solución es la sustancia presente
en una concentración menor a la del solvente. Una
solución puede contener más de un soluto.

Estados físicos de soluciones

El estado físico de una solución (sólido, líquido, gas)
es usualmente igual as del estado físico del solvente.

Solubilidad

La solubilidad de un soluto es la cantidad máxima del
soluto que se puede disolver en una cantidad
específica de solvente en unas condiciones
específicas de temperatura y presión.

Sustancia soluble


Este término es usado para describir una sustancia
que se disuelve extensivamente en el solvente.
Sustancia insoluble

Este término es usado para describir una sustancia
que no se disuelve extensivamente en el solvente.


Inmiscible
Describe a líquidos que no son solubles entre
ellos. No forman una solución.

Proceso de solución

El proceso de solución envuelve las interacciones
entre las moléculas del solvente y las partículas del
soluto.


Proceso de solución
Está influenciada por dos factores principales:



Energía: proceso exotérmico o endotérmico
Tendencia inherente natural al desorden
Ej. Soluto iónico en Solvente polar

Solubilidad de Solutos Polares en Solvente Polar

Amonia Disuelta en Agua:
 Las moléculas polares de amonia se disuelven en moléculas polares
de agua. La mezcla es efectiva porque ambas moléculas interactúan a
través de enlaces de hidrógeno.



Solutos No Polares en Solventes Polares
Varios gases como O2, N2, H2, CO2 no son muy
solubles porque son no polares. Sabemos que hay
oxígeno disuelto en agua lo suficiente para que los
peces pueden “respirar” y sustraer el O2 . Bióxido de
Carbono es soluble en agua. Esto lo observamos en
botellas tapadas de refrescos carbonatados. ¿Qué
sucede cuando destapamos la botella? ¿Qué sucede
cuando dejamos la botella destapada por un largo
período de tiempo?
Los compuestos no polares más comunes son los
hidrocarburos. Estos tienen muchos enlaces no
polares como C-C and C-H. Hidrocarburos se
encuentra presentes en aceites, grasas (fats),
solventes en “dry cleaning”, turpentine, acetona y
gasolina.

Proceso de solución

Un soluto no se disuelve en un solvente si:
 las fuerzas entre las partículas del soluto son tan
fuertes que no se afectan por las interacciones con las
partículas del solvente.
 las partículas del solvente están atraídas entre si más
fuertemente que hacia las partículas del soluto.
Una “regla” conocida para describir solubilidad es “igual
disuelve a igual” (“like dissolves like”).
 Solventes Polares disuelven solutos polares o iónicos.
 Solventes No Polares disuelven solutos no polares o
no iónicos.


Factores que ayudan en el proceso de disolución

Reducir el tamaño del soluto (moler o pulverizar).
 Las partículas pequeñas proveen mayor área de
superficie para interaccionar con el solvente y se
disuelven más rápido que partículas grandes.
Calentar el solvente.
 Las moléculas del solvente se mueven más rápido y
chocan más frecuentemente con el soluto a altas
temperaturas.
Mover o agitar la solución.
 Ayuda a dispersar el soluto entre el solvente y
promueve que el solvente no saturado interaccione con
el soluto.



Efecto de la temperatura en la solubilidad


Efecto de la Presión en la Solubilidad de Gases
Ley de Henry: la solubilidad de un gas en un
líquido es proporcional a la presión del gas sobre
la solución.

C = kP

Osmosis
Cuando soluciones con distintas concentraciones de
soluto son separadas
por una membrana
semipermeable, el solvente tiende a fluir (migrar) a
través de la membrana de la solución de menor
concentración hacia la solución de mayor
concentración.
Cuando la solución de mayor concentración se somete
a suficiente presión, el flujo osmótico del solvente
hacia la solución puede ser detenido.



La presión necesaria para prevenir el flujo
osmótico del solvente hacia la solución se llama
presión osmótica de la solución.

Ejemplos de osmosis:
Las raíces de las plantas absorben agua del suelo.
Muchas raíces finas componen mayor área de superficie.
 Agua entra y sale de las células en el cuerpo humano



Coloides
Es una dispersión de partículas de una sustancia
(fase dispersada) a través de un medio hecho de
otra sustancia.
Medio
Dispersante
Fase Dispersada
Nombre
Ejemplo
Gas
Líquido
Aerosol
Niebla
Gas
Sólido
Aerosol
Humo
Líquido
Gas
Foam
Whipped Cream
Líquido
Líquido
Emulsión
Mayonesa
Líquido
Sólido
Sol
Leche de
Magnesia
Sólido
Gas
Foam
Foam Plásticos
Sólido
Líquido
Gel
Jalea,
Mantequilla