Fuerzas intermoleculares

Química. Van der Waals. Enlace dipolo-dipolo. Puente de hidrógeno. Uniones

  • Enviado por: Kika
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Antecedentes

Las Fuerzas Intermoleculares, son fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. El comportamiento molecular depende en gran medida del equilibrio (o falta de él) de las fuerzas que unen o separan las moléculas, y el estudio de esos fenómenos fue parte importante del desarrollo de la química física en el siglo XX.

Las fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados liquido y sólido de la materia, y se llaman fuerzas de largo alcance o Fuerzas de Van der Waals en honor al físico holandés Johannes van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión superficial y la viscosidad.

Entre las diferentes fuerzas de orden intermoleculares que mantienen unidos los átomos dentro de la molécula y mantener la estabilidad de las moléculas individuales.

Hay varios tipos de interacciones:

-Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente) -Fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula apolar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática)

-Fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas apolares).

En la naturaleza, las uniones entre molécula son de tipo dipolar, siendo las más características las fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno.

Las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o poliatómicas) sin carga neta se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de van der Waals. Dichas fuerzas pueden dividirse en tres grandes grupos: las debidas a la existencia de dipolos permanentes, las de enlace de hidrógeno y las debidas a fenómenos de polarización transitoria (fuerzas de London). A continuación realizaremos un estudio elemental de cada uno de dichos grupos.

Fuerzas de Van der Waals:

Es una fuerza intermolecular atractiva, pero poco intensa, que se ejerce a distancia entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos permanentes.

Las sustancias moleculares están formadas por moléculas individuales entre las que únicamente existen interacciones de tipo residual que son las responsables del enlace conocido como fuerza de Van der Waals. Pero este tipo de fuerza no sólo está presente en los sólo los sólidos moleculares, sino que también aparece entre los átomos o iones sometidos a cualquier clase de enlace, ya sea iónico, metálico o covalente; por eso se considera como una interacción residual.

Su energía es mucho menor que la de los otros tipos de enlace y normalmente aparezca enmascarada. Por otra parte, la interacción conocida como fuerza de Van der Waals se caracteriza también porque carece de carácter dirigido y porque opera a distancias mucho mayores.

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina; las fuerzas de Van der Waals son las únicas responsables de la estabilidad de estos gases nobles en estado sólido.

La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son los gases o líquidos de punto de ebullición bajo (ejemplo: Agua).

En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes apolares y no en disolventes polares.

Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de esto es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red, es necesario romper estos enlaces, lo cual consume gran cantidad de energía.

Las fuerzas entre dipolos instantáneos o inducidos se producen entre moléculas apolares como es el caso del oxigeno, nitrógeno o cloro, y también entre átomos como el helio o neòn, y reciben el nombre de fuerzas de dispersión. Este tipo de fuerzas es el responsable de que estas sustancias pueden ser licuadas e incluso solidificadas. Las nubes electrónicas de las moléculas o delos átomos sufren vibraciones y producen dipolos con una orientación determinada, pero de vida muy breve ya que en un instante después el dipolo tiene la orientación contraria. Estos dipolos inducen otra deformación en las moléculas contiguas y originan fuerzas de atracción entre ellas.

Molécula

Punto de ebullicion

Estado físico (1 atm)

*En términos relativos, si se da el valor 1 a la fuerza de unión de Van der Waals:

V. der Waals............1

P de Hidrógeno.......10

Enlace covalente.... 100

F2

-188ºC

Gas

Cl2

-34ºC

gas

Br2

58,8ºC

líquido

I2

184,5ºC

sólido


Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando las moléculas son polares, como el oxido de azufre (SO2) o el monóxido de carbono (CO), y existe atracción entre el polo de una molécula y el polo opuesto de otra molécula contigua. Estas fuerzas siguen siendo débiles pero son más intensas que las fuerzas de dispersión y, aunque éstas siguen existiendo, predominan las de atracción dipolo-dipolo.

Enlace dipolo-dipolo: Existen gases cuyas moléculas están formadas por átomos

que tienen diferente electronegatividad (enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que en la molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y positivo respectivamente). Este es el caso, por ejemplo, de los gases fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y ioduro de hidrógeno (HI).

Ejemplo:

La molécula de agua está formada por dos átomos de H unidos a un átomo de O por medio de dos enlaces covalentes. La disposición tetraédrica de los orbitales sp3 del oxígeno determina un ángulo entre los enlaces  H-O-H  aproximadamente de 104'5:, además el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno y atrae con más fuerza a los electrones de cada enlace.

Fuerzas intermoleculares

Figura 1

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas intermoleculares

Figura 3

Figura 2

El resultado es que la molécula de agua aunque tiene una carga total neutra (igual número de protones que de electrones ), presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar, alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa , mientras que los núcleos de hidrógeno quedan desnudos, desprovistos parcialmente de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva.

Por eso en la práctica la molécula de agua se comporta como un dipolo.

Fuerzas intermoleculares

Fig.4

Fuerzas intermoleculares

Fig.5

Así se establecen interacciones dipolo-dipolo entre las propias moléculas de agua, formándose enlaces o puentes de hidrógeno, la carga parcial negativa del oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas adyacentes.
Aunque son uniones débiles, el hecho de que alrededor de cada molécula de agua se dispongan otras cuatro moléculas unidas por puentes de hidrógeno permite que se forme en el
agua (líquida o sólida) una estructura de tipo reticular, responsable en gran parte de su comportamiento anómalo y de la peculiaridad de sus propiedades fisicoquímicas.

Puente de Hidrógeno:

La unión intermolecular por puentes de hidrógeno se produce en moléculas formadas por átomos de hidrógeno y elementos de elevada electronegatividad y tamaño pequeño, como es el caso del flúor, oxigeno o nitrógeno (que son los únicos elementos cuyos átomos pueden formar puentes de hidrógeno), el par de electrones que forma el enlace esta fuertemente atraído  por el átomo más electronegativo, produciéndose una polarización del enlace. Esto proporciona una carga parcial positiva al átomo de H y una carga parcial negativa al otro átomo. En virtud de estas cargas, puede establecerse atracción eléctrica entre los hidrógenos de una molécula y los átomos electronegativos de una molécula vecina.

Como el enlace de Van der Waals, el puente de hidrógeno es mucho menos energético que el enlace covalente o el iónico, con los valores de entre 1 y 10 Kcal/mol.

Un ejemplo lo encontramos en la molécula de agua, donde los electrones de la unión H-O se encuentran fuertemente atraídos por el átomo de oxigeno. Por ello, el núcleo de hidrógeno H+ va a actuar como polo positivo de gran intensidad que establece uniones de tipo electrostático con los átomos de oxigeno de las moléculas cercanas. Gráficamente, la unión del puente de hidrógeno se representa mediante una línea de puntos.

Fuerzas intermoleculares

 

 El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas (representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. Un enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos. De hecho sólo los átomos de F, O y N tienen la electronegatividad y condiciones necesarias para intervenir en un enlace de hidrógeno. La clave de la formación del enlace de hidrógeno es el carácter fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O). La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula vecina. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa.

 El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace porque al ser tan pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas puedan aproximarse lo suficiente a él como para que la fuerza de atracción sea bastante intensa. Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos de agua líquida en nuestro planeta. Si no existiera, el agua se encontraría en forma de vapor.