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Academic year: 2018

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(1)

3 Estructura

y

propiedades

Los compuestos

orgánicos y sus

propiedades físicas

(2)

Estructura y propiedades

3.

Estructura y propiedades

3.1

Introducción

Las interacciones intermoleculares determinan muchas de las propiedades de una sustancia. Por ejemplo, nos permiten analizar si una sustancia es sólida, líquida o gaseosa a temperatura ambiente, porqué un solvente como el éter es mucho más peligroso que el querosene, por qué no existen alcoholes gaseosos a 20 ºC, porque la grasa se limpia con detergente, etc.

Para determinar el tipo de fuerzas intermoleculares que actúan en una sustancia se debe determinar su geometría molecular y su carácter polar o no polar.

3.2

¿Qué nos proponemos?

Proponer la geometría electrónica y la forma molecular de distintas moléculas sencillas.

Inferir las fuerzas de atracción intermoleculares a partir de la geometría molecular y la polaridad de los enlaces.

Comprender las relaciones existentes entre la estructura molecular y las propiedades físicas de las sustancias.

Propiedades de las sutancias, enlace covalente, enlace polar, moléculas polares, interacciones intermoleculares, fuerzas de Van der Waals, fuerzas de London, interacciones puente hidrógeno.

3.3

Un breve repaso...

Recordemos que cuando hablamos de moléculas estamos hablando de unidades de una sustancia que está formada por uno o varios átomos unidos entre sí por enlaces covalentes, donde estos átomos comparten pares de electrones.

Estas uniones pueden ser polares o no polares

Cuando consideramos la estructura de las moléculas de cloro, Cl2, podemos representarlas mediante su estructura de Lewis como

Cl Cl

x xx x x

x x

Y si consideramos la diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados vemos que la variación de electronegatividad en el enlace Cl-Cl es cero. Esto trae como consecuencia que la densidad electrónica se mantenga igual en torno a ambos núcleos.

Esto también es válido para la molécula de H2, cuya distribución electrónica puede representarse:

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Bamonte, Edith y Olazar Liliana Depósito Dirección Nacional del Derecho de Autor Nº 976760

Estructura y propiedades Si consideramos la molécula de cloruro de hidrógeno podemos representar su estructura de Lewis como

Si analizamos la diferencia de electronegatividad entre los átomos de los dos elementos enlazados vemos que la diferencia de electronegatividad es 0,9. Esto trae como consecuencia que la densidad electrónica se distribuya concentrándose más en las inmediaciones del átomo del elemento más electronegativo generando una diferencia de densidad electrónica en torno a los átomos unidos.

La distribución de las cargas se podría representar asì…

Ilustración tomada de:

Ejercicios de Fisica y Quimica - Reacciones quimicas, dinamica, organica, energia ... 1000 ejercicios resueltos de Fisica y Quimica para ESO, Bachillerato y Selectividad disponible en:

http://www.comoseresuelvelafisica.com/2012/09/polaridad-de-los-enlaces.html

Esta diferencia en la densidad electrónica en torno a un enlace se puede medir como una magnitud vectorial llamada momento bipolar (μ).

Si la molécula presenta un solo enlace covalente y la diferencia de electrones es 0 esto implica que el μ=0 y decimos que la molécula es no polar.

Si la molécula presenta 1 sólo enlace covalente y la diferencia de electronegatividad es mayor a 0,4 se dice que es polar.

En el caso de las moléculas con más de un enlace polarizado existirá mas de un momento bipolar por lo que como criterio de polaridad deberá considerarse el momento bipolar μt que es la suma vectorial de todos los μ de todos los enlaces presentes en la molécula.

Ejemplos: Para el CO2

(4)

Estructura y propiedades

O

C

O



t

=

1

+



molécula no polar

Para el CO

C

O

x x x x

x x

+



t

distinto de 0

molécula polar

Recordando el concepto de vectores visto en físico o en matemática podemos decir que un vector es un tipo de representación geométrica para indicar una magnitud f´sicia definida por un punto del espacio donde se aplica o se mide dicha magnitud, además de un módulo (o longitud) su dirección (orientación) y su sentido (se distingue entre su origen y su extremo).

Algunos ejemplos de magnitudes físicas que se pueden representar vectorialmente son la velocidad, la aceleración, el desplazamiento, la fuerza y también el momento bipolar.

Cuando dos o más vectores se encuentran aplicados sobre un mismo origen se pueden sumar para obtener un vector resultante y podrían presentarse los siguientes casos: Dos vectores de igual módulo, igual dirección pero sentido opuesto

Tres vectores de igual módulo ubicados a 120° uno del otro sobre el mismo origen, Cuatro vectores de igual módulo, ubicados a 109°28’ uno del otro, sobre el mismo origen

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Bamonte, Edith y Olazar Liliana Depósito Dirección Nacional del Derecho de Autor Nº 976760

Estructura y propiedades Actividad 1: les proponemos marcar en las siguientes moléculas aquellas que presentan uniones polares. ¿Cómo puede justificar su respuesta ?

H O H a) b) O S O c) O S O O d) e)

O C O

C C H H H H H H

3.4

Interacciones entre moléculas

¿Por qué el azúcar se encuentra sólida a temperatura ambiente? ¿Por qué se disuelve en agua?

¿Por qué el cloro es una sustancia gaseosa, de color amarillo de olor penetrante mientras que el iodo es una sustancia sólida, de color gris metálico, muy volátil?

¿Por qué el alcohol se disuelve en el agua? ¿Por qué luego de trabajar con pinceles con la llamada “pintura al aceite” hay que lavarlos con agua ras?

1) Fuerzas de Van der Waals: cuando en las moléculas la carga eléctrica no se distribuye homogéneamente, se origina zonas con alta y baja densidad electrónica. Esta distribución da origen a lo que se denomina un dipolo permanente. Cuando estas moléculas se aproximan se orientan de tal manera que las zonas con elevada densidad de electrones atrae a la de baja densidad

Interacción entre dipolos temporarios (o fuerzas de London)

Estas moléculas están formadas por átomos de un mismo elemento o por átomos de elementos de electronegatividad muy semejante, o bien la geometría de la molécula es tal que resulta con una distribución de carga eléctrica homogénea.

Podríamos entonces preguntarnos, ¿estas moléculas entonces no sufren interacciones?

Sí, pero la fuerza de atracción entre ellas es mucho más débil. En las moléculas los electrones se mueven permanentemente y en determinado momento se encuentran localizadas

en un sitio, y al instante siguiente en otro, lo que determina la formación de “dipolos transitorios o temporarios”. Cuando una molécula se

aproxima a otra vecina, la nube electrónica de la segunda se desplaza generando una zona con “carga eléctrica”, es decir induciendo un dipolo. Los dipolos temporarios no tienen una ubicación fija.

Este tipo de interacción sólo se manifiesta a distancias muy cortas. Por lo tanto aumenta la interacción a medida que aumenta la posibilidad de contacto entre las moléculas.

O H H H H O O H H O H H O H H

La facilidad de “polarizarse” aumenta a medida que aumenta el número de electrones de la misma y la distancia entre los electrones y el núcleo.

(6)

Estructura y propiedades

Hidrógeno (H2) Cloro (Cl2) Yodo (I2) Bromo (Br2) Flúor (F2)

3) Unión por puente hidrógeno: este tipo de fuerza de atracción se produce cuando la molécula presenta algún tipo de enlace H-O o H-F o H-N. Los átomos unidos al hidrógeno deben reunir dos condiciones: ser pequeños y ser muy electronegativos. El enlace se encuentra entonces tan polarizado, que el núcleo del átomo de hidrógeno queda prácticamente expuesto, con un extremo positivo que puede formar una “unión” con otro átomo de O, F o N de otra molécula.

Este tipo de interacciones son las más fuertes de las uniones intermoleculares, y explican, por ejemplo, el punto de ebullición anormalmente alto del agua dentro de los hidruros covalentes de los elementos del mismo grupo.

3.5

Algo más sobre las moléculas polares

Para determinar si una molécula es polar, debemos recurrir a una magnitud denominada momento dipolar. Esta propiedad caracteriza la intensidad de la polaridad de un enlace, cuanto mayor es el momento bipolar mayor es la intensidad de la polaridad del enlace.

Por ejemplo, ¿es más polar el enlace H-F o el enlace H-Br?

HBr = 0.8 D HF = 1.9 D

Analicemos la electronegatividad de los elementos en cuestión. Es previsible que el más polarizado sea el primero, ya que la electrogenatividad del flúor es mayor.

Representamos el momento dipolar con una flecha y la letra  (mu), que se define como el producto entre el valor absoluto de carga parcial sobre cada uno de los átomos por la distancia que separa las cargas. La unidad del momento dipolar es habitualmente el Debye1

1 En honor a P. Debye quien midió por primera vez momentos eléctricos. Esta determinación permite analizar como se

Pto. Ebullición - Hidruros Grupo 16

-80 -60 -40 -20 0 20 40 60 80 100

H2O H2S H2Se H2Te

Sustancia

Temperatura de

ebullición

H

2

-253 ºC

Fl

2

-187 ºC

Cl

2

-35 ºC

Br

2

59 ºC

I

2

184 ºC

H Br H F

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Bamonte, Edith y Olazar Liliana Depósito Dirección Nacional del Derecho de Autor Nº 976760

Estructura y propiedades 1 Debye = 1.10-18 ues cm

ues : unidad electrostática de carga. La carga de un electrón se corrsponde con 4.8x10-10 ues

Analicemos juntos la molécula de agua. Esta molécula presenta un momento dipolar = 1.85 D, y esto nos parece razonable ya que presenta dos uniones fuertemente polares.

Del análisis anterior, podemos deducir la importancia de la forma de la molécula para determinar si ésta resulta o no polar, ya que si la geometría es tal que los momentos dipolares se cancelan estas resultan no polares.

Resumiendo, para que una molécula sea polar debe: a) Ser poliatómica

b) Estar formada por átomos de diferentes elementos con marcada diferencia de electronegatividad

c) La forma de la molécula debe ser tal que los momentos dipolares no se cancelen.

¿Recuerdan cómo se puede analizar la forma molecular y la geometría electrónica de una molécula?

3.6

Teoría de la repulsión de pares

electrónicos

Recordamos que de acuerdo con esta teoría presentada por Sidgwick y Powell originalmente en la década del ’40, podemos predecir la forma molecular y la geometría electrónica de moléculas sencillas,

 se determina cuál es el átomo central

 se cuenta la cantidad de pares de electrones externos

 se ubican dichos electrones de tal manera que se encuentren lo más separados posible en el espacio

Surge así la geometría electrónica, que permite idear un modelo molecular donde los pares de electrones correspondientes al átomo central, se encuentran lo más separados posible.

La forma molecular sólo considera las líneas hipotéticas que unirían los átomos que participan del enlace. Veamos un par de ejemplos:

O

H

H

El átomo central es el átomo de oxígeno, y contando los pares de electrones externos totales determinamos que son 4.

La disposición que permite alejar lo máximo posible los cuatro pares de electrones es orientando cada uno de los pares de electrones hacia los vértices de un tetraedro regular, ésta es la geometría electrónica.

Finalmente la geometría molecular está dada por la disposición espacial que adquieren los átomos, que en el caso del agua es angular .

alinean las moléculas frente a un campo eléctrico.

H H

O

Actividad 2

Datos de electronegatividades de algunos elementos

Cl: 3.0 H: 2.1 O: 3.5 C:2.1

Discutan en pequeños grupos si las siguientes moléculas son polares o no.

a) Cloro

b) cloruro de hidrógeno

c) metano (CH4)

d) cloruro de metilo (CH3Cl)

e) metanal (CH2O)

(8)

Estructura y propiedades Cuando disponemos de la forma de la molécula, en este caso angular, podemos analizar los momentos dipolares (representados con los vectores) y componerlos para determinar que la molécula de agua es una molécula polar.

3.7 Guía de ejercicios

1. Completen el siguiente cuadro, a partir del análisis entre la estructura de las diferentes sustancias y sus propiedades físicas. Extraiga las constantes físicas de los manuales correspondientes.

S u s t a n c i a F ó r m u l a s Tipo de interacción

Masa Molar (g)

Punto de fusión (º C a 1 atm)

Punto de ebullición (º C 1 atm)

Estado de agregación (a 25 º C, 1

atm) cloruro de

potasio agua etanol (alcohol

etílico) C2H5OH amoníaco

hidrógeno cloruro de hidrógeno

metano CH4

2. Ordene los siguientes compuestos de acuerdo con su solubilidad creciente en:

agua

nafta (La nafta es una mezcla de hidrocarburos, de cadenas que poseen entre 6-9 carbonos. Para facilitar el trabajo consideraremos la nafta como un hidrocarburo de fórmula global C7H16)

a) tetracloruro de carbono (CCl4 ) b) éter etílico (C2H5-O-C2H5) c) etanol (C2H5OH)

d) bromuro de etilo (C2H5Br)

3. Se pintó una puerta con una pintura tipo "al aceite". ¿Con qué limpiaría los pinceles? ¿Por qué? ¿De dónde deriva el término al aceite?

4. Las etiquetas de tres frascos con productos químicos líquidos se han desprendido. Las etiquetas dicen

Frasco Nº 1 Frasco Nº 2 Frasco Nº 3

1-butanol Éter etílico pentano

Los tres frascos se marcaron A, B y C y con los tres líquidos se hicieron las siguientes pruebas a presión normal:

Ilustración 1 Representación por medio de modelos de la molécula del agua

O

H H

1

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Estructura y propiedades Líquido

Masa molar (g/mol)

Punto de ebullición.

(ºC)

Solubilidad

agua Etanol éter etílico

A 36 insoluble insoluble poco soluble

B 118 soluble Soluble poco soluble

C 34.6 soluble Soluble muy soluble

¿A qué líquido corresponde cada una de las etiquetas? Justifique el criterio aplicado.

5. Prepare una mezcla de aguarrás y sulfato de cobre. Teniendo en cuenta sus propiedades físicas, ¿cómo las separaría? Verifíquelo experimentalmente, fundamentando cada operación

6. Idem con una mezcla de a. azúcar y naftaleno.

Ilustración 2 azúcar Ilustración 3 naftaleno

b) alcohol etílico (etanol) y aceite

Utilizando2 la Teoría de repulsión de los pares electrónicos de Valencia prediga la distribución de los pares electrónicos y la geometría molecular de las siguientes sustancias:

2 Los ejercicios propuestos desde el 6 en adelante han sido aportados por la Prof. Bioq.Emilce Haleblian

amoníaco

tricloruro de boro agua

tetracloruro de carbono

dióxido de carbono trióxido de azufre metanal CH2O dióxido de azufre Una los pares que se corresponden. Justifique sus elecciones.

fosfina (fosfuro de hidrógeno) sulfuro de hidrógeno

metano

tribromometano

Tetraédrica Plana triangular Angular

Piramidal

9. Dadas las siguientes sustancias trifluoruro de fósforo, cuyo momento dipolar es 0.55 D y el trifluoruro de boro cuyo momento dipolar es nulo, justifique la diferencia.

(10)

Estructura y propiedades ______________________________________________________________

10. Asigne a cada sustancia el momento dipolar que le corresponda, justifique en cada caso.

Sustancia

Cloroformo (CHCl3) Trifluorometano (CHF3) Tribromometano (CHBr3)

Momento dipolar

0.99 Debye 1.04 Debye 1.65 Debye

11. Indique cuáles de los siguientes compuestos presentan uniones puente hidrógeno entre sus moléculas. sulfuro de hidrógeno. H2S

Metano CH4 Arsenamina AsH3 Agua

Hidruro de boro BH3 Fluroruro de hidrógeno

Etano.

12. Ordene las siguientes sustancias de acuerdo con la variación creciente de sus puntos de ebullición. Justifique sus respuestas.

Tetracloruro de carbono, fluoruro de calcio, triclorometano, agua, bromo.

_______________________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________

13. Explique los valores experimentales de temperaturas de ebullición (a presión normal) que aparecen en la siguiente tabla:

Sustancia Temperatura de ebullición °C

Momento Dipolar (1 (D) atm)

Metano -161 0

Amoníaco -33 1.49

Agua 100 1.85

14. Justifique la siguiente afirmación:

“El etanol y el dimetiléter presentan puntos de ebullición sensiblemente diferentes, sin embargo su solubilidad en agua es semejante”.

Etanol

dimetileter

C

H3 CH2 OH

O

CH3 C

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Bamonte, Edith y Olazar Liliana Depósito Dirección Nacional del Derecho de Autor Nº 976760

Estructura y propiedades

3.8

Links de interés

TREPEV (material de revisión de 3er año)

Propiedades de las especies químicas moleculares

https://drive.google.com/file/d/1isIIEpwsQKGBdFVxK2qUaLT59SM4CSX2/view

[fecha última consulta 15 de marzo 2018]

Geometría electrónica:

http://www.youtube.com/watch?v=i3FCHVlSZc4&list=PLrSZN6sInjqDtUqR5J0RGknYn5rsz0GiR&feature=share&index=5 [fecha última consulta 15 de marzo de 2018]

https://www.youtube.com/watch?v=e99iaUKsucc [fecha última consulta 8 de marzo 2018]

Forma de la molécula:

(12)

Estructura y propiedades

3.9

Anexo I Actividades de modelización

En ocasiones el inicio de la modelización de las moléculas en 3D no resulta sencillo. Para ello se recurre al auxilio de modelos didácticos que representan átomos como esferas y enlaces con “palitos”.

La posibilidad de “virtualizar” modelos permite echar mano a diversas aplicaciones que ayudan a la visualización de los modelos didácticos propuestos.

Para poder hacer accesible los temas tratados anteriormente es que solicitamos que reunidos en grupos de tres estudiantes, impriman las fórmulas representadas a continuación con las que prepararán tarjetas para usar en clase Se trabajará con una aplicación de Android que nos permite acceder a la denominada realidad aumentada.

1. Representen las fórmulas de Lewis de las moléculas de metano, agua y amoníaco.

 Indiquen el número de pares electrónicos a) En torno al átomo central.

b) Que participan en los enlaces químicos.

Respuesta Metano agua amoníaco

a)

b)

 A partir de la teoría de la TREPEV,

a) ¿Qué geometrías electrónicas podrían proponer para cada molécula? b) ¿Qué formas podrías predecir para las distintas moléculas?

c) ¿Qué ángulos de enlace podría preveer en cada caso? ¿Preveen diferencias en los ángulos de enlace? Justifiquen.

Respuesta Metano agua amoníaco

a)

b)

c)

 Ahora, los invitamos a pasar a la etapa de virtualización y nos vamos a auxiliar con la aplicación que uds disponen en sus teléfonos.

 Pueden bajar la aplicación gratuita luego de escanear este código qr:

 Ingresen a la aplicación.

 Elijan la visualización en función del número de pares electrónicos en torno al átomo central

(en la aplicación dice ….densidades electrónicas”) Por ejemplo, para la visualización del modelo de la molécula de metano, “4 densidades electrónicas”

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Bamonte, Edith y Olazar Liliana Depósito Dirección Nacional del Derecho de Autor Nº 976760

Estructura y propiedades 2. De acuerdo con la TREPEV, a los efectos de atribuir la geometría electrónica en torno del átomo central, los enlaces dobles se consideran “como si fueran simples” al sólo efecto de prever la geometría… De acuerdo con esto les pedimos que representen la fórmula punteada del CO2 y de SO2.

 Indiquen el número de pares electrónicos a) En torno al átomo central.

b) Que participan en los enlaces químicos.

Respuesta Dióxido de carbono Dióxido de azufre a)

b)

 A partir de la teoría de la TREPEV,

a) ¿Qué geometrías electrónicas podrían proponer para cada molécula? b) ¿Qué formas podrías predecir para las distintas moléculas?

c) ¿Qué ángulos de enlace podría preveer en cada caso? ¿Preveen diferencias en los ángulos de enlace? Justifiquen.

Respuesta Dióxido de carbono Dióxido de azufre Difluoruro de berilio a)

b)

c)

Ahora, los invitamos a pasar a la etapa de virtualización Ingresen a la aplicación.

 Elijan la visualización en función del número de pares electrónicos en torno al átomo central (en la aplicación dice ….densidades electrónicas”)

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Estructura y propiedades

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