Tema 10. FUERZAS INTERMOLECULARES

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Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005

Tema 10. FUERZAS INTERMOLECULARES

Introducción

Polaridad de las moléculas

Interacciones de dipolos

Interacciones de dipolos inducidos

Enlace de hidrógeno

Efectos de las fuerzas químicas

Tipos 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/

Introducción

Â Sólido molecular: Sólido cuyas unidades estructurales son moléculas covalentes discretas unidas entre sí por medio de fuerzas de Van der Waals.

Â 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.

Â Tipos de fuerzas:

¾Interacciones dipolo-dipolo ¾Fuerzas de dispersión de London ¾Enlaces de hidrógeno

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Importancia de las fuerzas intermoleculares

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Polaridad de las moléculas

Â La 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.

Â El grado de polaridad de un enlace covalente puede expresarse mediante el valor del momento dipolarde enlace:

µ

= q.r

¾ q (carga): 1.602 10 -19 _{C (4.803 10}-10_ues)

¾ r (distancia de enlace): del orden de 10-10 _{m (10}-8 _{cm) = 1 Å,}

¾ µ: Unidad el debye(D): 1 D= 10-18_{ues.cm = 3.33 10}-30 _C.m.

Â 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.

¾ 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.

Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005 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 0.36 N-H 0.87 1.31 N≡C 3.5 I-P 0.15 0 N-D 1.30 O-C 1.00 0.74 O=As 4.2 H-P 0.14 0.36 O=C 2.3 F-As 1.90 2.03 H-As 0 0.10 C-S 0.06 0.9 Cl-As 0.63 1.64 H-Sb 0.38 0.08 C=S 2.6 Br-As 0.54 1.27

O-H 1.30 1.51 C-Se 0.02 0.8 I-As 0.01 0.78

O-D 1.50 C-Te 0.49 0.6 Cl-Sb 1.01 0.78 S-H 0.24 0.68 F-C 1.60 1.41 Br-Sb 0.92 1.9 F-H 1.90 1.94 Cl-C 0.33 1.46 I-Sb 0.39 0.8 Cl-H 0.63 1.08 Br-C 0.24 1.38 O=S 2.8 Cl-D 1.09 C-I 0.29 1.19 Cl-S 0.39 0.7 Br-H 0.54 0.78 O-N 0.43 0.3 O-Cl 0.67 0.7 I-H 0.01 0.38 O=N 2.0 F-Cl 1.27 0.88 C-C 0 0 F-N 1.03 0.17 F-Br 1.36 1.3 C=C 0 O=P 2.7 Cl-Br 0.09 0.57 C≡C 0 S=P 3.1 Br-I 0.53 1.2 N-C 0.57 0.22 Cl-P 0.77 0.81

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VSEPR

Nº estérico Geometría de los pares Nº átomos periféricos Geometría molecular 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 Bipirámide trigonal 4 Pirámide distorsionada 3 Forma de T 2 Lineal 6 Octaédrico (90°) 6 Octaédrico 5 Pirámide cuadrada 4 Plano cuadrada

6

5

4

3

2

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

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Â

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 R q+

q-+

- +

E

= −

ZqR

4 πε

_o

r

2

−

R

4 











≅ −

Z

µ

4 πε

_o

r

2

Interacciones de dipolos (1)

Interacciones de dipolos (2)

Â

Dipolo-dipolo

Â Las 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

= −

q

1

q

2

R

2

4 πε

_o

r

3

−

rR

2

2 











≅ −

µ

1

µ

2

4 πε

_o

r

3 + -- + R q₁ -q₁+ q₂+ q₂ -r

CH

₂

Cl

₂

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Interacciones de dipolos inducidos (1)

Momento dipolar inducido

:

µ

_inducido

=

α

.E

Polarizabilidad

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_.

Â

Ion-dipolo inducido

Â

Dipolo-dipolo inducido

E

= −

2 µ

2

α

4 πε

_o

r

6

E

= −

Z

2

α

4 πε

_o

2 r

4

Interacciones de dipolos inducidos (2)

Â

Dipolo instantáneo-dipolo

inducido.

Â Fuerzas de dispersión de London

E

= −

3 I

α

2

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Enlace de hidrógeno

z Se 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

z 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).

z Aes electronegativo.

z B posee una región de densidad electrónica alta y es electronegativo.

z La estructura cristalina de muchos compuestos está dominada por los efectos de los enlaces de hidrógeno

14 15 16 17

C

N O F

Si

P

S Cl

Ge As

Se Br

Sn Sb Te

I

A

δ−

_-H

δ+…

_B

−

A

δ−

_-H

δ+…

_B

δ−

_-R

δ+

Tipos de enlaces de hidrógeno

Â Enlaces intermoleculares

¾grupos finitosHF₂−_{, [O}

2CO-H…OCO2]

¾dímeros (dímeros de ácidos carboxílicos) ¾redes monodimensionales1D, HF, HCN, HCO₃−

¾redes bidimensionales 2D, B(OH)3, H2ox

¾redes tridimensionales3D, NH₄F, H₂O, H₂O₂ Â Enlaces intramoleculares

1D

2D

intra dímero Na₃H(CO₃)₂.2H₂O

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Diagrama de fases del

H

₂

O

3D. H

₂

O

Hexagonal: P6₃/mmc a (Å) 4.5227 c (Å) 7.3671 V (Å3₎ _121.9 Z 3 Dx (gcm−3₎ _0.74 O-H (Å) 0.82, 0.86 O…_{O (Å)} _{2.765, 2.773} H…_{O (Å)} _{1.91, 1.95} O-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?

3D. NH

₃ Cúbico: P2₁3 a (Å) 5.1305 V (Å3₎ _135.05 Z 4 Dx (gcm−3₎ _0.836 N-H (Å) 0.846 N…_{N (Å)} _3.377 H…_{N (Å)} _2.556 N-H…_{N (°)} _164° http://cst-www.nrl.navy.mil/lattice/struk/NH3.html

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1D. HF (DF)

Ortorrómbico: B mmb B m2₁b a (Å) 3.42 3.31 b (Å) 4.32 4.26 c (Å) 5.41 5.22 V (Å3₎ _{79.9 73.6} Z 4 4 Dx (g·cm−3_{) 1.66} _1.90 F-D (Å) 0.951 F…_{F (Å)} _2.49 _2.503 D…_{F (Å)} _1.554 F-D…_{F (°)} _176.6°

Los puntos de fusión y ebullición crecen al aumentar las fuerzas intermoleculares.

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Alcanos

-150 -100 -50 0 50 100 0 20 40 60 80 100 120 140 Peso molecular H 2O HF NH₃ CH₄ -200 -150 -100 -50 0 50 0 20 40 60 80 100 120 140 Peso molecular H₂O CH₄ NH 3 HF

Hidruros covalentes

Â Los 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…X NH3 3+3 (3D) 3.38 H₂O 2+2 (3D) 2.77 HF 1+1 (1D) 2.49

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Compuestos iónicos

Â

Z+, Z-

Ï

=>

Ur

Ï

=>

pf, pe

Ï

Î

NaF (pf 997°C) MgO (pf 2800°C)

Â

Aumento del carácter covalente

pf, pe

Ð

mismo anión y cationes con diferente...

Î

… tamaño:

BeCl

₂

(405°C) CaCl

₂

(772°C)

Î

… carga:

NaBr (755°C) MgBr

₂

(700°C) AlBr

₃

(97°C)

mismo catión y aniones con diferente tamaño:

Î

LiF (870°C) LiCl (613°C) LiBr (547°C) LiI (446°C)

iones misma tamaño y carga pero diferente

configuración electrónica:

Î

CaCl

₂

(772°C) HgCl

₂

(276°C)

Metales

Entalpías de vaporización

(kJmol-1_{) de los elementos}

metálicos de los bloques s, p y d.

Â

En los bloque s y p

¾

al descender en el

grupo disminuye los

pf y pe.

Â

En el bloque d

¾

al descender en el

grupo aumentan los

pf y pe.

¾

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 iónico NaCl, Ca2F, NH4CO3 ¿Están implicados iones? ¿Están implicadas moléculas polares? ¿Están implicadas tanto 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

Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005 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 …

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