Fuerzas intermoleculares
En el enlace iónico, los iones están unidos por fuerzas electrostáticas.En el enlace metálico, los átomos se unen por nubes de e- que se extienden a lo largo del metal.
En el enlace covalente, la mayoría de las moléculas se conforma por átomos enlazados entre sí.
IMPORTANTE: No obstante, también existen sólidos moleculares que no se unen por enlaces covalente.
Las fuerzas intramoleculares son más fuertes que las intermoleculares. De esta forma, requiere más energía romper las fuerzas intramoleculares de un líquido que evaporarlo.
Fuerzas de Van der Waals
*Interacciones dipolo-dipolo--Moléculas polares.
*Interacciones dipolo-dipolo inducido--Moléculas polares e iones
*Fuerzas de dispersión (o de London)--Moléculas apolares
Interacciones dipolo-dipolo
Existen dos tipos: Dipolos del mismo signo o de signo contrario.
En el enlace covalente, el átomo más electronegativo atrae electrones, así que crea un dipolo negativo en su entorno. No obstante, el átomo menos electronegativo cede electrones, así que crea un dipolo positivo. En general, las moléculas no polares tienden a tener una distribución simétricas de sus cargas, pero en un instante determinado la distribución electrónica puede no ser equitativa por lo que se formaría un dipolo inducido debido a la separación de cargas. Este dipolo inducido es una molécula apolar que momentáneamente se convierte en polar.
El dipolo puede producirse en el interior de una molécula que sea los suficientemente larga.
Interacciones dipolo-dipolo inducido.
Los iones pueden interaccionar con dipolos, ya sean permanente o inducidos. El resultado de esta atracción dipolo-dipolo inducido se conoce como fuerzas de dispersión.
Fuerzas de dispersión (o de London)
Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de un proceso llamado polarización, que consiste en la interacción de los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos con moléculas adyacentes.
La intensida de las fuerzas de London depende de la facilidad de polarización de los electrones de la molecula, que a su vez depende del número de electrones en la molécula y de la fuerza con la que son atraídos al núcleo.
"Cuanto más electrones haya en una molécula y más separados estén más fácil será la polarización.La polarización aumenta a medida que aumenta Z."
Así, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones.
Polarizabilidad: tendencia a que se produzca una separación de las cargas en la molécula o átomo.
La forma de las moléculas tiene gran importancia en la polarizabilidad:
-Las moléculas más extendidas (lineales) son más polarizables, ya que a medido que aumenta el número de electrones, la nube electrónica se hace más difusa ("se extiende") y los electrones están más débilmente unidos al núcleo.
EJEMPLO: La molécula alargada del pentano es más polarizable que la del neopentano, su punto de ebullición es más alto, dado que las fuerzas intermoleculares son más fuertes.
NOTA: A mayor interacción, como en el neopentano, menor cohesión y mayor facilidad para cambiar de estado.
"Las moléculas con mayor número de electrones (y generalmente mayor Z) y las moléculas lineales son más polarizables."
En las moléculas polares con dipolos permanentes además de la interacción dipolo-dipolo, hay que tener en cuenta las fuerzas de dispersión.
*Al comparar sustancias de masas moleculares semejantes, las interacciones dipolo-dipolo influyen bastante en las propiedades físicas.
El F3, de masa semejante al HCl, tiene una temperatura de ebullición más baja, dado que carece de dipolo y sólo posee fuerzas de dispersión. El HCl tiene un punto de ebullición mayor dado que las fuerzas dipolo provocan mayor cohesión.
*Al comparar sustancias de masas moleculares muy diferentes, las fuerzas de dispersión suelen ser mayores que las fuerzas dipolo (fuerzas de dispersión>interacción dipolo)
Interacciones entre iones y moléculas
Son interacciones que ocurren entre especies con carga. Se basa en la fuerza que existe entre un ion y una molécula polar neutra que poseen un momento dipolar permanente. Los iones + son atraídos por el extremo - de un dipolo, mientras que los iones - son atraídos por el extremo +.Las interacciones ion-dipolo son importantes en las disoluuciones de sustancias iónicas en líquidos ya que facilitan la solubilización de sales en H2O.
El enlace de hidrógeno
Los valores del Peb (punto de ebullición) del NH3, H2O y HF son anormalmente altos comparados con otros miembros de sus grupos, ello se debe a la fuerte cohesión que establecen los puentes de hidrógeno.
El enlace de puente de hidrógeno es un enlace propiamente dicho, sino que es la atracción experimentada por un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno que están formando parte de distintos enlaces covalentes polares.
El enlace se forma cuando un átomo de hidrógeno unido a un átomo electronegativo es atraído por otro átomo electronegativo de una molécula vecina.
Para la formación de los puentes de hidrógeno son imprescindibles dos requisitos:
- Hideógenos con deficiencia electrónica.
- Elemento muy electronegativo con pares de electrones libres.
El enlace más fuerte es cuando los tres átomos se encuentran en línea, aunque el ángulo puede abarcar desde 180-150º.
En las moléculas con este tipo de enlaces actúan varias fuerzas:
- Interacciones dipolo-dipolo.
- Fuerzas de dispersión.
- Enlace covalente coordinado entre un par de electrones del átomo aceptor y de un orbital vacío del H.
En el fluoruro de hidrogenos gaseoso muchas de las moléculas de HF están asociadas en estructuras cíclicas (HF)6. Cada átomo de H se enlaza a un F mediante un enlace covalente simple y a otro F mediante un puente de hidrógeno.
El enlace de hidrógeno es el responsable de muchas de las importantísimas propiedades del H2O. Por ejemplo, a pesar de ser una molécula muy simple, sus Peb y Pf, así como su viscosidad son muy altos.
Además cada molécula de de H2O puede estar unida con cuatro moléculas más mediante puentes de hidrógeno, ya que cada oxígeno puede formar mediante su par libre de electrones dos puentes de hidrógeno (los dos átomos de hidrógeno forman dos puentes más). Esta multitud de enlaces es lo que brinda tanta cohesión al H2O.
Si los puentes de hidrógeno se forman dentro de la misma moléculas se conoce como enlace de hidrógeno intramoleular y suele ser más fuerte que el enlace intermolecular.
Los enlaces de hidrógeno intramoleculares intervienen en la formación de las estructuras secundarias, terciarias y cuaternarias de las proteinas y en las estabilidad de los ácidos nucleicos. En estos últimos, unen los pares de bases de las cadenas de ADN, formando la doble hélice.
Interacciones hidrofóbas
Son interacciones que se dan únicamente en disoluciones acuosas.
Su origen NO se debe a atracciones entre partes apolares de las moléculas.
- Las moléculas apolares rompen la estructura de los enlaces de hidrógeno del H2O y provocan que las moléculas de H2O se ordenen linealmene. Este aumento del sistema (H2O + sistema apolar) provoca una disminución de la entropía.Si las moléculas apolares se mantienen juntas el efecto es mucho menor.
- El resultado es que PARECE que se debe a la atracción entre las moléculas apolares, pero no, se debe a la interacción hidrofóba.
Influencia en las propiedades físicas
Las
moléculas en el interior de un vaso experimentan las fuerzas de las
moléculas vecinas desde todas las direcciones, mientras que las
moléculas de la superficie sólo experimentan fuerzas de las moléculas de
la superficie y de la capa de debajo de esta más cercana.
*Fuerzas de cohesión: Fuerzas intermoleculares entre moléculas semejantes.
*Fuerzas de adhesión: Fuerzas intermoleculares entre moléculas diferentes.
*Tensión superficial: Energía necesaria para aumentar el área de la superficie de un líquido.
Adhesión>Cohesión Adhesion<Cohesión
Asciende por capilaridad. El líquido forma gotas.
Genera meniscos cóncavos. Genera meniscos convexos.
El líquido se extiende por la superficie. Desciende en capilares.
Genera meniscos cóncavos. Genera meniscos convexos.
El líquido se extiende por la superficie. Desciende en capilares.
Como ya hemos visto, ciertas propiedades físicas dependen de las fuerzas moleculares.
*Punto de fusión: Aumenta al aumentar las fuerzas intermoleculares, aunque depende del tipo de empaquetamiento del sólido.
*Punto de ebullición: Aumenta al aumentar las fuerzas intermoleculares.
*Viscosidad: Aumeta al aumentar las fuerzas intermoleculares.
*Solubilidad:
Lo semejante disuelve lo semejante (Sustancias polares disuelven
sustancias polares y sustancias apolares disuelven sustancias apolares).
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