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Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
Tema 10. FUERZAS INTERMOLECULARESIntroducciónPolaridad de las moléculasInteracciones de dipolosInteracciones de dipolos inducidosEnlace de hidrógenoEfectos de las fuerzas químicasTipos de estructuras cristalinas
http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/media_portfolio/13.html
http://www.sbu.ac.uk/water/
http://chemed.chem.purdue.edu/demos/
http://www.chemguide.co.uk/atoms/bonding/vdw.html
http://www.miramar.sdccd.cc.ca.us/faculty/fgarces/zCourse/Fall2K/Ch201/Ch201Lec/Lecture201/11_Ch200/1101/
Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
IntroducciónSólido molecular: Sólido cuyas unidades estructurales son moléculas covalentes discretas unidas entre sí por medio de fuerzas de Van der Waals.
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas intermoleculares de carácter electrostático que se establecen entre las moléculas de un compuesto. Son las responsables del estado de agregación del mismo, de sus puntos de fusión y ebullición y de su solubilidad.
Tipos de fuerzas:
Interacciones dipolo-dipolo
Fuerzas de dispersión de London
Enlaces de hidrógeno
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Importancia de las fuerzas intermoleculares
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Importancia de las fuerzas intermoleculares (2)
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Polaridad de las moléculasLa polaridad de las moléculas aparece cuando existe una cierta separación de cargas en el seno de las mismas, sin que por eso la molécula deje de ser eléctricamente neutra.
El grado de polaridad de un enlace covalente puede expresarse mediante el valor del momento dipolar de enlace: µ = q.r
q (carga): 1.602 10 -19 C (4.803 10-10 ues) r (distancia de enlace): del orden de 10-10 m (10-8 cm) = 1 Å,
µ: Unidad el debye (D): 1 D = 10-18 ues.cm = 3.33 10-30 C.m.
Molécula polar: es una molécula con un momento dipolar eléctrico permanente que surge de las cargas parciales que soportan los átomos unidos por enlaces covalentes polares.
Las moléculas no polares pueden adquirir un momento dipolar por la distorsión que causa un campo eléctrico en su distribución electrónica y en la posición de los núcleos.
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Tabla 1. Momento dipolar de enlace y diferencia de electronegatividad.Enlace χA-χB µ (D) Enlace χA-χB µ (D) Enlace χA-χB µ (D)C-H 0.30 0.4 N=C 0.9 Br-P 0.68 0.36N-H 0.87 1.31 N≡C 3.5 I-P 0.15 0N-D 1.30 O-C 1.00 0.74 O=As 4.2H-P 0.14 0.36 O=C 2.3 F-As 1.90 2.03H-As 0 0.10 C-S 0.06 0.9 Cl-As 0.63 1.64H-Sb 0.38 0.08 C=S 2.6 Br-As 0.54 1.27O-H 1.30 1.51 C-Se 0.02 0.8 I-As 0.01 0.78O-D 1.50 C-Te 0.49 0.6 Cl-Sb 1.01 0.78S-H 0.24 0.68 F-C 1.60 1.41 Br-Sb 0.92 1.9F-H 1.90 1.94 Cl-C 0.33 1.46 I-Sb 0.39 0.8Cl-H 0.63 1.08 Br-C 0.24 1.38 O=S 2.8Cl-D 1.09 C-I 0.29 1.19 Cl-S 0.39 0.7Br-H 0.54 0.78 O-N 0.43 0.3 O-Cl 0.67 0.7I-H 0.01 0.38 O=N 2.0 F-Cl 1.27 0.88C-C 0 0 F-N 1.03 0.17 F-Br 1.36 1.3C=C 0 O=P 2.7 Cl-Br 0.09 0.57C≡C 0 S=P 3.1 Br-I 0.53 1.2N-C 0.57 0.22 Cl-P 0.77 0.81
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VSEPRNº
estéricoGeometría de
los paresNº átomosperiféricos
Geometríamolecular
2 Lineal (180°) 2 Lineal
3 Trigonal plana(120°)
3 Trigonal
2 Angular
4 Tetraédrica(109.5°)
4 Tetraédrica
3 Piramidal
2 Angular
5 Bipirámide trigonal(90°, 120°)
5 Bipirámidetrigonal
4 Pirámidedistorsionada
3 Forma de T
2 Lineal
6 Octaédrico (90°) 6 Octaédrico
5 Pirámidecuadrada
4 Plano cuadrada
6
5
4
3
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ABnEm Grupo Puntual
Momento dipolar
Ejemplos
AB2 D∞h 0 CO2, BeCl2(g), ZnX2
AB3 D3h 0 BX3, GaI3, In(CH3)3
AB2E C2v finito SnX2, PbX2
AB4 Td 0 CX4, SiX4, ThX4
AB3E C3v finito NH3, NX3, PX3
AB2E2 C2v finito H2O, SeX2, TeX2
AB5 D3h 0 PF5, PCl5(g), NbCl5(g)
AB4E C2v finito SF4, SeF4
AB3E2 C2v finito ClF3, BrF3
AB2E3 D∞h 0 XeF2
AB6 Oh 0 SF6, SeF6, MoF6
AB5E C4v finito ClF5, BrF5, IF5
AB4E2 D4h 0 XeF4
AB7 D5h 0 IF7
µ = 0
µ ≠ 0
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Ion-dipolo
Dependen 1/r2.Son mucho más débiles que las ion-ion.Están presentes en la disolución de compuestos iónicos en disolventes polares.
Ion
Dipolo
r
Rq+q-
+ +-
E = −ZqR
4πεo r 2 − R4
≅ −Zµ
4πεor 2
Interacciones de dipolos (1)
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Interacciones de dipolos (2)Dipolo-dipoloLas interacciones dipolo-dipolo son fuerzas intermoleculares que resultan de la atracción que experimentan las correspondientes zonas positiva y negativa de moléculas polares adyacentes.Dependen 1/r3.Son mucho más débiles que las ion-ion y de mucho menor alcance.Están presentes en disolventes polares.
E = −q1q2R2
4πεo r 3 −rR2
2
≅ −µ1µ2
4πεor 3
+ -
- +
R
q1-
q1+
q2+
q2-
r
CH2Cl2
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Interacciones de dipolos inducidos (1)
Momento dipolar inducido: µinducido = α.EPolarizabilidad
Es una medida de la facilidad relativa con que se desplazan entre sí las cargas positivas y negativas en una molécula (o átomo) bajo la acción de un campo eléctrico externo. Se mide en unidades de volumen-molécula-1.
Ion-dipolo inducido
Dipolo-dipolo inducido
E = −
2µ2α4πεor 6
E = −
Z 2α4πεo 2r 4
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Interacciones de dipolos inducidos (2)
Dipolo instantáneo-dipolo inducido.Fuerzas de dispersión de London
E = −
3Iα 2
4πεo 4r 6
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Enlace de hidrógenoSe dice que existe un enlace de hidrógeno entre dos átomos A y B cuando éstos se hallan más próximos, o a una distancia menor, de lo que estarían en ausencia del átomo de hidrógeno
El enlace se representa como A−H…B, (el átomo de hidrógeno está unido a un átomo A mediante un enlace covalente normal y a un átomo B mediante un enlace de hidrógeno más débil y largo).
A es electronegativo.
B posee una región de densidad electrónica alta y es electronegativo.
La estructura cristalina de muchos compuestos está dominada por los efectos de los enlaces de hidrógeno
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C N O FSi P S ClGe As Se BrSn Sb Te I
Aδ−-Hδ+…B−
Aδ−-Hδ+…Bδ−-Rδ+
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Tipos de enlaces de hidrógenoEnlaces intermoleculares
grupos finitos HF2−, [O2CO-H…OCO2]
dímeros (dímeros de ácidos carboxílicos) redes monodimensionales 1D, HF, HCN, HCO3
−
redes bidimensionales 2D, B(OH)3, H2ox redes tridimensionales 3D, NH4F, H2O, H2O2
Enlaces intramoleculares
1D
2D
intra dímero
Na3H(CO3)2.2H2O
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Diagrama de fases del H2O
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3D. H2OHexagonal: P63/mmca (Å) 4.5227c (Å) 7.3671V (Å3) 121.9Z 3Dx (gcm−3) 0.74
O-H (Å) 0.82, 0.86O…O (Å) 2.765, 2.773H…O (Å) 1.91, 1.95O-H…O (°) 180°
http://www.uwgb.edu/dutchs/PETROLGY/Ice%20Structure.HTM
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Under what conditions do the different snow crystal types form?
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3D. NH3Cúbico: P213a (Å) 5.1305V (Å3) 135.05Z 4Dx (gcm−3) 0.836
N-H (Å) 0.846N…N (Å) 3.377H…N (Å) 2.556N-H…N (°) 164°
http://cst-www.nrl.navy.mil/lattice/struk/NH3.html
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1D. HF (DF)Ortorrómbico: B mmb B m21ba (Å) 3.42 3.31b (Å) 4.32 4.26c (Å) 5.41 5.22V (Å3) 79.9 73.6Z 4 4Dx (g·cm−3) 1.66 1.90
F-D (Å) 0.951F…F (Å) 2.49 2.503D…F (Å) 1.554F-D…F (°) 176.6°
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Los puntos de fusión y ebullición crecen al aumentar las fuerzas intermoleculares.
Puntos de fusión y ebullición. Sólidos moleculares
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Alcanos
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-150
-100
-50
0
50
100
0 20 40 60 80 100 120 140Peso molecular
H2O
HF
NH3
CH4
-200
-150
-100
-50
0
50
0 20 40 60 80 100 120 140Peso molecular
H2O
CH4
NH3
HF
Hidruros covalentesLos puntos de fusión y ebullición de NH3, H2O y HF son anormalmente elevados cuando se comparan con los de los hidruros del resto de elementos de los grupos 15, 16 y 17.
Puntos de fusión (°C)
Puntos de ebullición (°C)
Comp # HB/moléc X…XNH3 3+3 (3D) 3.38H2O 2+2 (3D) 2.77HF 1+1 (1D) 2.49
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Compuestos iónicosZ+, Z- => Ur => pf, pe
NaF (pf 997°C) MgO (pf 2800°C)Aumento del carácter covalente pf, pe
mismo anión y cationes con diferente...… tamaño: BeCl2 (405°C) CaCl2 (772°C)… carga: NaBr (755°C) MgBr2 (700°C) AlBr3 (97°C)mismo catión y aniones con diferente tamaño:LiF (870°C) LiCl (613°C) LiBr (547°C) LiI (446°C)iones misma tamaño y carga pero diferente configuración electrónica:CaCl2 (772°C) HgCl2 (276°C)
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Metales
Entalpías de vaporización(kJmol-1) de los elementos metálicos de los bloques s, p y d.
En los bloque s y pal descender en el grupo disminuye los pf y pe.
En el bloque dal descender en el grupo aumentan los pf y pe.los pf y pe son máximos para los metales de los grupos 5, 6 y 7.
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Cómo reconocer los principales tipos de fuerzas intermoleculares
Interaccionan moléculas o iones
Fuerzas de London(dipolos inducidos)
Ar (l), I2 (s)
Fuerzas dipolo-dipolo
CH3Cl, H2S
Enlace de hidrógeno
H2O, NH3, HF (l) (s)
Fuerzas ion-dipolo
KBr en H2O
Enlace iónicoNaCl, Ca2F,
NH4CO3
¿Están implicados
iones?
¿Están implicadasmoléculas polares?
¿Están implicadastanto moléculas
como iones?
¿Hay enlaces de hidrógeno a átomos
de N, O o F?
SI
SI
SI
SI
NO
NO
NO
NO
Fuerzas de van der Waals
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Descripción Descripción estructural Características físicas Ejemplos
Molecular • Moléculas discretas. • Fuerzas de van der Waals y
enlaces de hidrógeno.
• Cristales blandos. • pf bajos. • Aislantes.
Los compuestos moleculares orgánicos e inorgánicos: C6H6, SF6, S8, H2O …
Covalente extendida
• Polímeros covalentes 1D, 2D y 3D.
• Covalente.
• Cristales duros (?). • pf altos. • Aislantes, semiconductores.
Grafito, diamante, SiO2 …
Metálica • Empaquetamientos compactos.
• Enlace metálico.
• Blandos. (La dureza depende de los defectos estructurales y la fortaleza de los enlaces metal metal).
• pf varia desde <T.A. hasta ~3000 °C.
• Buenos conductores.
Fe, Co, Al, K, Au, Na, Hg, W …
Iónica • Cationes y aniones dispuestos en una red 3D.
• Enlace iónico.
• Duros, frágiles. • pf altos. • Aislantes. Conductores en
estado fundido.
NaCl, CsCl, CaF2 …
PRINCIPALES TIPOS DE ESTRUCTURAS CRISTALINAS
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