Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Fuerzas intermoleculares


Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción y repulsión entre partículas que interactúan (átomos y moléculas). Son más débiles que las fuerzas intramoleculares como los enlaces covalentes o iónicos dentro de una molécula. En química, especialmente a nivel escolar, entender estas fuerzas es importante porque explican cómo y por qué la materia se comporta de manera diferente en diferentes estados: sólido, líquido y gas.

Observación de los estados de la materia

Los tres principales estados de la materia son sólido, líquido y gas. Cada estado tiene diferentes características basadas en cómo interactúan las partículas entre sí:

  1. Sólido: Las partículas están adyacentes entre sí en una disposición definida. Fuertes fuerzas intermoleculares mantienen las partículas juntas, dando a los sólidos una forma y volumen definidos.
  2. Líquido: Las partículas están en contacto cercano pero no en una estructura rígida, lo que les permite fluir. Los líquidos tienen un volumen definido pero no una forma definida, conformándose a la forma de su contenedor.
  3. Gas: Las partículas están muy separadas y se mueven libremente. Los gases no tienen ni forma ni volumen definidos, se expanden para llenar su contenedor.

Tipos de fuerzas intermoleculares

Existen muchos tipos de fuerzas intermoleculares, cada una de las cuales varía en fuerza y capacidad para actuar bajo circunstancias específicas.

1. Fuerza de dispersión de London

Las fuerzas de dispersión de London, también conocidas como fuerzas de dispersión, son las fuerzas intermoleculares más débiles y surgen de la polarización temporal de nubes de electrones en átomos o moléculas.

Imagine por un momento que los electrones que giran alrededor del núcleo se concentran momentáneamente en un lado del átomo, creando un dipolo instantáneo. Este dipolo puede inducir un dipolo en el átomo vecino, produciendo una fuerza de atracción débil y temporal.

Distribución aleatoria de electrones: - O oo O o

2. Fuerza dipolo-dipolo

Las fuerzas dipolo-dipolo ocurren entre moléculas polares — moléculas que tienen dipolos permanentes. Una molécula polar tiene una carga parcial positiva en un extremo y una carga parcial negativa en el otro extremo, debido a diferencias en electronegatividades entre los átomos.

El extremo positivo de una molécula polar atrae el extremo negativo de otra molécula polar, resultando en un tipo de fuerza intermolecular más fuerte que las fuerzas de dispersión de London.

Interacciones de dipolos permanentes: + -- oo -- +
, ,

3. Enlace de hidrógeno

El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo. Surge cuando el hidrógeno está covalentemente unido a átomos altamente electronegativos como nitrógeno, oxígeno o flúor. La mayor diferencia electronegativa crea un dipolo más fuerte. Si otro átomo electronegativo con un par solitario de electrones se acerca al átomo de hidrógeno, se forma un enlace de hidrógeno.

El agua es el ejemplo más común de una sustancia con fuertes enlaces de hidrógeno, lo que explica su alto punto de ebullición y tensión superficial.

Ejemplo de enlace de hidrógeno: O - H -- O | N - H -- O
Hey H Hey

4. Fuerza ion-dipolo

Las fuerzas ion-dipolo son fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar. Estas fuerzas son particularmente fuertes, mucho más fuertes que los enlaces de hidrógeno, y se encuentran típicamente en soluciones donde compuestos iónicos se disuelven en solventes polares, como la sal en agua.

Ejemplo de interacción ion-dipolo: Na+ -- O(-)H2O
Na+ Hey

Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas

La fuerza y el tipo de fuerzas intermoleculares afectan directamente las propiedades físicas de las sustancias, incluyendo el punto de ebullición, punto de fusión, solubilidad y presión de vapor.

1. Punto de ebullición y punto de fusión

Generalmente, las sustancias con fuerzas intermoleculares más fuertes tienen puntos de ebullición y fusión más altos. Esto se debe a que se necesita más energía para superar estas fuerzas. Por ejemplo, el fluoruro de hidrógeno (HF), que tiene enlaces de hidrógeno, tiene un punto de ebullición mucho más alto que el cloruro de hidrógeno (HCl), que solo tiene fuerzas dipolo-dipolo.

2. Solubilidad

Lo similar disuelve lo similar: las sustancias polares se disuelven bien en solventes polares, y las sustancias no polares se disuelven bien en solventes no polares. El agua, un solvente polar, puede disolver efectivamente compuestos iónicos y otras sustancias polares, gracias en gran parte a su capacidad para formar enlaces de hidrógeno.

3. Presión de vapor

La presión de vapor es la presión ejercida por un vapor en equilibrio con su fase líquida. Las sustancias con fuerzas intermoleculares débiles tienen presiones de vapor más altas porque las partículas se escapan fácilmente de la fase líquida. Por ejemplo, el éter dietílico, que tiene fuerzas de dispersión de London débiles, tiene una presión de vapor más alta que el agua a la misma temperatura.

Rol de las fuerzas intermoleculares en la vida cotidiana

Entender las fuerzas intermoleculares va más allá del conocimiento teórico; tiene aplicaciones en el mundo real. Estas fuerzas explican por qué se forman burbujas en el agua hirviendo, por qué el hielo es menos denso que el agua líquida, y cómo los lagartos caminan sobre las paredes.

Por ejemplo, la capacidad del agua para formar gotas y perlas en una superficie se debe a su alta tensión superficial que resulta de los fuertes enlaces de hidrógeno. Esta propiedad es importante en los mecanismos de transporte de agua de las plantas. Mientras tanto, algunas sustancias se adhieren a las superficies debido a fuerzas adhesivas (un tipo de fuerza intermolecular).

Conclusión

En resumen, las fuerzas intermoleculares son esenciales para entender el comportamiento de las sustancias en diferentes estados de la materia. Las fuerzas de dispersión de London, las interacciones dipolo-dipolo, los enlaces de hidrógeno y las fuerzas ion-dipolo contribuyen a determinar las propiedades físicas de las sustancias. Su importancia es evidente tanto en los procesos naturales como en las aplicaciones prácticas, haciéndolas una parte integral de la química.


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