Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Materia y Fuerzas Intermoleculares


El estudio de fluidos y fuerzas intermoleculares juega un papel importante en la comprensión de las propiedades de la materia en química. Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción o repulsión entre partículas vecinas (átomos, moléculas o iones). Son responsables de muchas propiedades de las sustancias, incluyendo sus estados de la materia - sólido, líquido o gas.

Naturaleza de los líquidos

A diferencia de los sólidos, donde las partículas están dispuestas en un patrón fijo y repetido, y a diferencia de los gases, donde las partículas se mueven libremente y ocupan todo el volumen disponible, los líquidos tienen propiedades intermedias. En un líquido, las partículas están mucho más cerca unas de otras que en un gas y tienen menos energía cinética. Como resultado, los líquidos tienen un volumen fijo, pero pueden cambiar de forma dependiendo del recipiente en el que estén.

Propiedades de los líquidos

  • Volumen: Un líquido tiene un volumen definido, lo que significa que ocupa un espacio fijo independientemente de la forma del recipiente.
  • Forma: A diferencia de los sólidos, los líquidos no tienen una forma definida y toman la forma de su recipiente.
  • Viscosidad: Esto se refiere a la resistencia de un fluido a fluir. Fluidos como la miel tienen una viscosidad alta, mientras que el agua tiene una viscosidad baja.
  • Tensión superficial: Esta es la tendencia de las superficies líquidas a encogerse para reducir su área superficial. Por esto, los insectos pequeños pueden caminar sobre el agua.

Ejemplo visual: Modelo simple de fluido

moléculas líquidas en el recipiente

Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula (enlaces covalentes, enlaces iónicos, etc.). Sin embargo, son importantes para determinar las propiedades físicas de las sustancias a nivel macroscópico. Existen varios tipos de fuerzas intermoleculares:

1. Fuerza de dispersión (fuerza de dispersión de London)

Estas son las fuerzas intermoleculares más débiles y ocurren entre todos los átomos y moléculas. Son el resultado de fluctuaciones temporales en la densidad electrónica en átomos y moléculas no polares, que crean dipolos temporales que se atraen entre sí.

// Ejemplo: Fuerzas de dispersión Las moléculas no polares como CH4 (metano) todavía exhiben fuerzas de dispersión.

2. Interacción dipolo-dipolo

Estas ocurren entre moléculas polares, que tienen dipolos permanentes. El extremo positivo de una molécula se atrae al extremo negativo de la otra molécula. Este tipo de interacción es más fuerte que las fuerzas de dispersión.

// Ejemplo: Interacciones Dipolo-Dipolo Las moléculas polares como HCl (ácido clorhídrico) exhiben fuerzas dipolo-dipolo.

Ejemplo visual: Moléculas polares y no polares

δ- δ+ Interacción dipolo-dipolo

3. Enlace de hidrógeno

Los enlaces de hidrógeno son más fuertes que las interacciones dipolo-dipolo y ocurren cuando el hidrógeno está unido a átomos altamente electronegativos como nitrógeno, oxígeno o flúor. Esta interacción juega un papel importante en las propiedades de moléculas biológicas como el agua y el ADN.

// Ejemplo: Enlace de hidrógeno Las moléculas de agua (H2O) forman enlaces de hidrógeno entre sí.

4. Fuerza ion-dipolo

Estas ocurren entre iones y moléculas polares. Son particularmente importantes en soluciones de compuestos iónicos en solventes polares como el agua.

// Ejemplo: Fuerzas Ion-Dipolo Los iones de sodio (Na+) que interactúan con moléculas de agua representan fuerzas ion-dipolo.

Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas

La fuerza y el tipo de fuerzas intermoleculares en una sustancia afectan su punto de ebullición y fusión, presión de vapor, solubilidad y viscosidad. Aquí hay cómo:

Punto de ebullición y fusión

Las fuerzas intermoleculares más fuertes causan puntos de ebullición y fusión más altos, ya que se requiere más energía para vencer estas fuerzas y cambiar a un estado diferente.

// Concepto: Puntos de ebullición y fusión El agua (H2O), con un fuerte enlace de hidrógeno, tiene un alto punto de ebullición en comparación con el amoníaco (NH3).

Presión de vapor

La presión de vapor es la presión ejercida por un vapor en equilibrio con su líquido. Las sustancias con fuerzas intermoleculares más débiles tienen presiones de vapor más altas porque las moléculas escapan a la fase de vapor más fácilmente.

// Concepto: Presión de vapor El éter dietílico tiene una presión de vapor más alta en comparación con el agua debido a fuerzas intermoleculares más débiles.

Adherencia

La viscosidad se ve afectada por las fuerzas intermoleculares; las fuerzas más fuertes resultan en mayor viscosidad. Los cambios en la temperatura también pueden afectar la viscosidad, ya que las temperaturas más altas generalmente reducen los efectos de las fuerzas intermoleculares.

// Ejemplo: Viscosidad La glicerina tiene una viscosidad más alta que el agua debido a fuerzas intermoleculares más fuertes.

Aplicaciones de las fuerzas intermoleculares

Comprender las fuerzas intermoleculares es importante para muchos procesos científicos e industriales. Aquí hay algunos ejemplos:

1. Sistemas biológicos

Los enlaces de hidrógeno juegan un papel importante en la estructura y función de las moléculas biológicas. Por ejemplo, mantienen la estructura de doble hélice del ADN.

2. Procesos industriales

En la industria química, comprender la presión de vapor y el punto de ebullición ayuda a diseñar procesos como la destilación para separar los componentes de una mezcla.

3. Ciencia de materiales

Las propiedades de los polímeros y otros materiales suelen depender de las fuerzas intermoleculares. Los ingenieros pueden diseñar materiales con propiedades específicas manipulando estas fuerzas.

Ejemplo visual: Molécula de agua con enlaces de hidrógeno

H H O molécula de agua con enlace de hidrógeno

En conclusión, los fluidos y las fuerzas intermoleculares son un aspecto fascinante de la química que proporciona información sobre el comportamiento y las propiedades de la materia. Desde determinar el estado físico de una sustancia hasta desempeñar un papel vital en los procesos biológicos, el estudio de estas fuerzas proporciona conocimientos valiosos para aplicaciones científicas y prácticas.


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