FUERZAS INTERMOLECULARES
Las fuerzas atractivas entre moléculas, las llamadas fuerzas intermoleculares, son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ellas juegan un papel importante también en los distintos estados de agregación de la materia (líquido, sólido o gas).
Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las intramoleculares. Así, por ejemplo, se requiere menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de las moléculas de dicho líquido. Para entender las propiedades de los distintos estados de la materia, necesitamos comprender y conocer los distintos tipos de fuerzas intermoleculares.
Los átomos de un molécula se mantienen unidos por enlaces químicos cuya fuerza va de 150 a 1000 kJ/mol. Otras fuerzas de atracción más débiles, llamadas fuerzas intermoleculares o atracciones intermoleculares, atraen una molécula a otra. Por ejemplo, se requieren 1652 kJ para romper 4 moles de enlaces covalentes C¾H y separar el átomo de C y los cuatro átomos de H de todas las moléculas de 1 mol de metano:
Pero sólo se requieren 8.9 kJ para separar unas de otras 1 mol de moléculas de metano que están muy juntas en el metano líquido, a fin de evaporar el líquido y convertirlo en gaseoso.
Las atracciones moleculares son más débiles que los enlaces covalentes porque no son el resultado de compartir pares de electrones entre átomos; es decir, son interacciones no covalentes: fuerzas de atracción que no son enlaces iónicos y que son diferentes de los enlaces covalentes. Las interacciones no covalentes entre moléculas (fuerzas intermoleculares) explican el punto de fusión, el punto de ebullición y otras propiedades de las sustancias que no son iónicas. Las interacciones no covalentes entre diferentes partes de una molécula grande (fuerzas intramoleculares) mantienen las moléculas de importancia biológica con la forma exacta que requieren para desempeñar sus funciones. Por ejemplo, un gran número de interacciones no covalentes entre las cadenas de ADN establecen la estructura de doble hélice de esta molécula de gran tamaño. Sin embargo, las interacciones no covalentes individuales dentro del ADN son bastante débiles como para que sean vencidas en condiciones fisiológicas, lo cual hace posible la separación de las dos cadenas del ADN para copiarlos.
En las siguientes secciones exploraremos estos tipos de interacciones no covalentes, conocidas en conjunto como fuerzas de van der Waals (fuerzas de London, atracciones dipolo-dipolo) y puentes de hidrógeno. Estas fuerzas son las que contribuyen al término n2a/V2 en la ecuación de van der Waals para los gases no ideales.
La interacción dipolo-dipolo es la observada entre un dipolo positivo de una molécula polar con el dipolo negativo de otra. En los enlaces covalentes polares, el átomo con mayor electronegatividad atrae los electrones hacia sí, formándose un dipolo negativo en torno al mismo. En el átomo con menor electronegatividad, el dipolo formado es de carga positiva, ya que cede parcialmente sus electrones. Las atracciones electrostáticas entre dipolos de carga contraria, de diferentes moléculas son las llamadas interacciones dipolo-dipolo.
En la siguiente figura observamos un ejemplo de este tipo de interacción, entre moléculas de ácido clorhídrico.
Otro ejemplo puede ser el de las moléculas de cloruro de bromo. Las interacciones dipolo-dipolo se representan con líneas punteadas.
La fuerza de este tipo de interacción es bastante débil, de un promedio de 4 kJ por mol, en comparación con la energía de enlaces covalentes o iónicos.
Existen varios tipos de interacción dipolo-dipolo:
Interacción dipolo permanente. Es el que ocurre entre dos moléculas cuyos enlaces son covalentes polares, es decir, que forman dipolos por diferencia de electronegatividad entre sus átomos.
Interacción dipolo inducido. Se produce cuando en moléculas no polares, el dipolo es inducido, por ejemplo mediante un campo eléctrico.
También existen interacciones entre un dipolo permanente y un dipolo inducido. Los iones también son capaces de interaccionar con dipolos de moléculas, ya sean éstos permanentes o inducidos.
La interacción dipolo-dipolo también puede suceder entre dos partes de la misma molécula, si ésta es lo suficientemente grande.
En un líquido, por ejemplo, las moléculas están muy cercanas entre sí, unidas por fuerzas intermoleculares, por ejemplo interacciones dipolo-dipolo. Cuanto mayor es la fuerza intermolecular que las une, mayor será el punto de ebullición del líquido, dado que se necesitará más energía para romper dichos enlaces.
Esto es lo que sucede con las moléculas de agua, que están unidas por un tipo especial de interacción dipolo, el puente de hidrógeno. En el puente de hidrógeno el dipolo positivo de este átomo interacciona con el par libre de electrones del átomo de oxígeno.
Estos enlaces dan mayor cohesión a las moléculas y es la razón por la cual el punto de ebullición del agua es mucho más alto del esperado para su peso molecular.
La interacción dipolo-dipolo existe independientemente de otras fuerzas intermoleculares, como las fuerzas de dispersión de London, donde los movimientos de las moléculas causan dipolos temporarios que ejercen fuerzas de atracción electrostática temporarias también.
https://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=KOvdAhMKAeI
ENLACE PUENTE DE HIDROGENO
entre un átomo de hidrógeno (carga
positiva) con un átomo de O , N o X (halógeno) que posee un par de electrones
libres (carga negativa).Por ejemplo el agua, es una de las substancias que
presenta este tipo de enlaces entre sus El enlace puente de hidrógeno es una
atracción que existe moléculas. Una molécula de agua se forma entre un átomo de
Oxigeno con seis electrones de valencia (sólo comparte dos y le quedan dos
pares de electrones libres) y dos hidrógenos con un electrón de valencia cada
uno (ambos le ceden su único electrón al oxígeno para que complete el octeto).
La molecula de agua es una molécula polar, por lo
que presenta cuatro cargas parciales, de esta manera la fracción positiva (un
hidrógeno) genera una atracción con la fracción negativa de otra molécula (el
par de electrones libres del oxígeno de otra molécula de agua). Teóricamente
una molécula de agua tiene la capacidad de formar 4 puentes de HidrógenoEl
enlace puente de hidrógeno es 20 veces más débil o de menor contenido
energético que un enlace normal. Pareciera ser de poca importancia, pero debido
a la gran cantidad de moléculas y gran cantidad de enlaces de este tipo que
puede contener una sustancia, el enlace puente de hidrógeno tiene una especial
importancia.
Si se compara al H2O , con el H2S deberían
de ser substancias muy parecidas ya que el oxígeno y el azufre pertenecen al
mismo grupo (VIA), tienen propiedades parecidas, la diferencia es que el
oxígeno es más electronegativo. El agua es una moléula polar y puede formar
puentes de hidrógeno, mientras que el ácido sulfhídrico (H2S)es no
polar y no tiene dicha capacidad.
Los puentes de hidrógeno que existe entre las moléculas de H2O ,
explican el incremento del pF, pEb, densidad, viscosidad, capacidad caloríca,
etc (ya que las moléculas se encuentran unidas entre sí), a diferencia H2S ,
cuyas moléculas no cuentan con la atracción puente de hidrógeno y por lo
tanto a temperatura ambiente es un gas.
https://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=HA-sfxvg33s
creado por: Gonzalez Herrera Juan Carlos
velasquez juan camilo
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BIBLIOGRAFÍA
MATERIALES
