Tema 6 El enlace químico: fuerzas intermolecularesTema 6. El enlace químico: fuerzas intermoleculares

6 1 Fuerzas intermoleculares6.1. Fuerzas intermoleculares

6.2. Interacciones moleculares de van der Waals.

6.3. Interacciones entre iones y moléculas.

6.4. El enlace de hidrógeno.6.4. El enlace de hidrógeno.

6.5. Interacciones hidrofóbicas.

6.6. Influencia en las propiedades físicas.

1. Fuerzas intermoleculares

En el enlace iónico, los iones se encuentran unidos porfuerzas electrostáticas que se pueden extenderinfinitamente.

En el enlace metálico, los átomos están unidos entre sí pornubes de electrones que se extienden a lo largo de todo elmetal.

El enlace covalente es un enlace localizado y la mayoríade las moléculas son agrupaciones de algunos átomosenlazados entre síenlazados entre sí.Sin embargo, también existen sólidos moleculares, en ellas moléculas están unidas entre sí por enlaces que noson covalentes: se trata de fuerzas o interaccionesson covalentes: se trata de fuerzas o interaccionesintermoleculares.

2. Interacciones moleculares de van der Waals

• Proceden del estudio de van der Waals sobre gases y su desviación de losgases ideales.

• Son de tres tipos:• Son de tres tipos:• Interacciones dipolo‐dipolo• Interacciones dipolo‐dipolo inducido• Fuerzas de dispersión

I t i di l di l2. Interacciones moleculares de van der WaalsInteracciones dipolo‐dipolo

• Se producen entre moléculas polares.

• Se trata de interacciones electrostáticasentre las cargas parciales.

• Más débiles que las que se producenentre iones.

• Las moléculas intentan alinearse.

• Se manifiestan en un aumento de los• Se manifiestan en un aumento de lospuntos de fusión y ebullición.

2. Interacciones moleculares de van der Waals

Atracción

simbolizado por:

SituaciónSituación favorable

repulsión (no común):

Situación odesfavorable

o

2. Interacciones moleculares de van der WaalsDi l i t tá di l i d idDipolos instantáneos y dipolos inducidos• En condiciones normales, una molécula no polar tiene simetría esférica respecto a la

distribución de carga.distribución de carga.

• En un instante, la distribución de electrones no es homogénea, sino que se produceuna separación de carga δ+/δ– que origina un dipolo instantáneo: una molécula nopolar se convierte momentáneamente en polarpolar se convierte momentáneamente en polar.

• Un dipolo induce una separación de carga en la molécula de la derecha. El nuevodipolo es un dipolo inducido.

• El resultado es una atracción dipolo‐dipolo inducido (fuerza de dispersión o fuerza deLondon).

2. Interacciones moleculares de van der Waals

dipolos temporales aisladosdipolos temporales aislados

dipolos temporales  induciendo un nuevo dipolo

2. Interacciones moleculares de van der Waals

• Polarizabilidad es el término utilizado para describir la tendencia a que se produzcauna separación de cargas en una molécula o un átomo.

• Un átomo es más polarizable cuando tiene muchos electrones y éstos están alejados• Un átomo es más polarizable cuando tiene muchos electrones y éstos están alejadosdel núcleo: suele aumentar con el número atómico.

• La forma de las moléculas es importante: las más extendidas son más polarizables.p p

• La molécula alargada de pentano se polariza mejor que la compacta deneopentano.

• Las fuerzas intermoleculares son mayores en el pentano que en el neopentano yel Peb es mayor para el pentano que para el neopentano.

2. Interacciones moleculares de van der Waals

• Las fuerzas de dispersión (de London) existen en todas las moléculas.

• Las fuerzas asociadas con los dipolos permanentes sólo se encuentran en moléculaspolares: su efecto se añade al de las fuerzas de dispersión.polares: su efecto se añade al de las fuerzas de dispersión.

• Cuando se comparan sustancias de masas moleculares semejantes, las interaccionesdipolo‐dipolo pueden producir diferencias importantes en las propiedades físicas

C d i d l l dif l f d• Cuando se comparan sustancias de masas moleculares muy diferentes, las fuerzas dedispersión suelen ser más fuertes que las fuerzas entre dipolos.

Masa molecular (u)

μ (D)Fuerzas de van der Waals Punto de 

ebullición (K)%Dispersión %Dipolo

F2 38 0 100 0 85

HCl 36,5 1,08 81,4 18,6 188

HBr 81 0,82 94,5 5,5 206HBr 81 0,82 94,5 5,5 206

HI 128 0,44 99,5 0,5 238

F HCl HCl HB HIF2 y HCl HCl, HBr, HI

3. Interacciones entre iones y moléculas

• Son interacciones que ocurren entre especies con carga.

• Es la fuerza que existe entre un ion y una molécula polar neutra que posee unmomento dipolar permanente.momento dipolar permanente.

• Los iones positivos son atraídos por el extremo negativo de un dipolo, mientras quelos iones negativos son atraídos por el extremo positivo.

• Las fuerzas ion‐dipolo son importantes en las disoluciones de las sustancias iónicas enlíquidos. Permiten la solubilización de sales en agua.

4. El enlace de hidrógeno

ormal, K

bullición

 no

unto deeb

Pu

Los valores para NH H O y HF son anormalmente altos comparados con otros miembros

Masa molecular, u

Los valores para NH3, H2O y HF son anormalmente altos comparados con otros miembrosde sus grupos

4. El enlace de hidrógeno

El enlace de hidrógeno se forma cuando unátomo de hidrógeno unido a un átomo muyelectronegativo es atraído simultáneamentepor un átomo muy electronegativo de unamolécula vecina.

Los átomos de F, N y O cumplen los, y prequerimientos necesarios para la formaciónde enlace de hidrógeno.

El enlace es más fuerte cuando los tresátomos se encuentran en línea, aunque elángulo puede llegar hasta unos 150°.

Ad á d i t i di l di l d di ió f l d tiAdemás de interacciones dipolo‐dipolo y de dispersión, se forma un enlace de tipocovalente coordinado entre un par de e‐del átomo aceptor y un orbital vacío del H.

4. El enlace de hidrógeno

• En el fluoruro de hidrógenogaseoso muchas de lasmoléculas de HF estánasociadas en estructurasí li (HF)cíclicas (HF)6.

• Cada átomo de H se enlazaa un F mediante un enlacecovalente simple y a otroátomo de F medianteenlace de hidrógeno.

4. El enlace de hidrógeno.

4. El enlace de hidrógeno.

Enlace de hidrógeno en agua

Cada molécula de agua se une a otras cuatro

Hielo Agua líquidaotras cuatro

4. El enlace de hidrógeno.

• Si en una molécula se puede formar unpuente de hidrógeno interno entre dospuente de hidrógeno interno entre dosgrupos de la misma molécula sedenomina enlace de hidrógenointramolecularintramolecular.

• El enlace resultante suele ser más fuerteque un enlace de hidrógenoi t l lintermolecular.

Ácido salicílico

4. El enlace de hidrógeno.

Dímero de ácido acético

Emparejamiento de las bases nitrogenadas en el ADN

5. Interacciones hidrofóbicas• Estas interacciones se dan únicamente en disoluciones acuosas• Estas interacciones se dan únicamente en disoluciones acuosas.

• Su origen no se debe a atracciones entre partes apolares de las moléculas.

1. Las moléculas apolares rompen la estructura de enlaces de hidrógeno del agua y provocan quelas moléculas de agua se ordenen a lo largo de su superficie.

2. Este aumento del orden del sistema (agua + compuesto apolar) no está favorecidotermodinámicamente (disminución de la entropía).

3. Si las moléculas apolares se mantienen juntas, el efecto es mucho menor.

4. El resultado es que parece que hay una atracción entre las moléculas apolares.

• Las moléculas en la superficie sólo son atraídas por moléculas de la superficie

6. Influencia en las propiedades físicas• Las moléculas en la superficie sólo son atraídas por moléculas de la superficiey por moléculas debajo de ésta.

• Las moléculas en el interior experimentan fuerzas de las moléculas vecinas en

SuperficieInterior

todas las direcciones.

Fuerzas de cohesión: Fuerzas intermoleculares entre moléculas semejantes.

Fuerzas de adhesión: Fuerzas intermoleculares entre moléculas diferentesFuerzas de adhesión: Fuerzas intermoleculares entre moléculas diferentes.

6. Influencia en las propiedades físicas

Tensión superficial: Energía necesaria para aumentar el área de la superficie de un líquido.

Adhesión > Cohesión

• El líquido se extiende por la superficie.

Adhesión < Cohesión

• El líquido forma gotas.

• Asciende por capilaridad.

• Genera meniscos cóncavos

• Desciende en capilares.

• Genera meniscos convexos

6. Influencia en las propiedades físicasAlgunas propiedades físicas que dependen de las fuerzas intermoleculares son:

• Punto de ebullición: aumenta al aumentar las fuerzas intermoleculares.

• Punto de fusión: suele aumentar al aumentar las fuerzas intermoleculares, aunquedepende del tipo de empaquetamiento del sólido.

• Solubilidad la regla general es que lo semejante disuelve a lo semejante (las• Solubilidad: la regla general es que lo semejante disuelve a lo semejante (lassustancias polares se disuelven en disolventes polares y las no polares en disolventesno polares).

• Viscosidad: aumenta al aumentar las fuerzas intermoleculares.