LÍQUIDOS Y SÓLIDOS

INTRODUCCIÓN

 
 

La Teoría cinética molecular se aplica con éxito a los gases para explicar sus propiedades. En ellos las distancias entre partículas son tan grandes con respecto a sus tamaños que la aproximación de que entre ellas no hay interacciones apreciables se cumple bastante bien. Por ello los gases se comprimen con facilidad, se expanden y llenan el volumen que los contienen y presentan bajas densidades.

En los líquidos las distancias entre las partículas son mucho menores, existiendo, por tanto, poco espacio vacío entre ellas. En consecuencia, serán más densos y más difíciles de comprimir. Además entre las partículas de los líquidos hay fuerzas atractivas (fuerzas intermoleculares) que las mantienen próximas, dándole al líquido un volumen definido y, sin embargo, la capacidad de fluir y adaptarse al recipiente que los contiene.

En los sólidos las partículas no tienen libertad para moverse, presentando menos espacio vacío que en los líquidos. Esto provoca que sean prácticamente incompresibles y que tengan una forma y volumen definidos. Con algunas excepciones como la del agua, los sólidos son más densos que el líquido del que proceden. En el sólido las partículas pueden tener una ordenación definida (sólidos cristalinos) o no (sólidos amorfos).

INDICE

 

FUERZAS INTERMOLECULARES

Para entender bien las propiedades de los líquidos previamente hay que conocer las fuerzas que se establecen entre sus partículas, las denominadas fuerzas intermoleculares.

Es habitual clasificar las fuerzas intermoleculares en tres grandes apartados: Fuerzas de Van der Waals (se establecen entre dipolos), Fuerzas ion-dipolo y Puentes de Hidrógeno.

Las Fuerzas de Van der Waals, a su vez, pueden ser de tres tipos: dipolo-dipolo; dipolo-dipolo inducido y dipolo inducido-dipolo inducido (llamadas de dispersión).

Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que los enlaces intramoleculares como, por ejemplo, el covalente. Para separar las moléculas de agua en su punto de ebullición se necesitan 41 kJ/mol. Sin embargo, para romper el enlace covalente O-H se necesitan 465 kJ/mol. La naturaleza de las fuerzas intermoleculares tiene efecto sobre la solubilidad y los puntos de fusión y ebullición de las sustancias. Por ejemplo, cuanto más intensas sean las fuerzas intermoleculares mayor será la temperatura de ebullición.

Las fuerzas de dispersión son las más débiles y los puentes de hidrógeno las más fuertes, por ello, por ejemplo, el hidrógeno es un gas a temperatura ambiente y, sin embargo, el agua es un líquido.

Las fuerzas ion-dipolo son las que se establecen entre un ion y una molécula polar. Un buen ejemplo de ello es la solvatación, proceso en el que los iones se rodean de moléculas de un disolvente polar como el agua (hidratación). Como los iones positivos son de menor tamaño que los negativos, este tipo de fuerza es más intensa con ellos.

Las fuerzas dipolo-dipolo se establecen entre sustancias polares, es decir, aquellas en las que sus moléculas tienen momentos dipolares permanentes.

Las fuerzas de dispersión se establecen entre átomos o moléculas (no polares) en los que se forman dipolos temporales. Dependen de la polarizabilidad (1930, Fritz London) que presente la partícula y, por ello, aumentan con la masa molar y el tamaño.

Los puentes de hidrógeno son un caso extremo de interacción dipolo-dipolo en el que dos moléculas polares quedan unidas por la atracción que se establece entre un H de una de ellas y un par de electrones no compartido de la otra. Para que esto ocurra el H debe estar unido a un átomo tan electronegativo como los de flúor, nitrógeno u oxígeno.