Tema 1. Fuerzas intermoleculares

Transcripción

1 . Geometría molecular. Momentos dipolares. Fuerzas de van de Waals y radios de van de Waals. El enlace de hidrógeno. El estado líquido. Estructura y propiedades del agua. Estructura de los sólidos. Tipos de sólidos. Objetivos: 1. Conocer la geometría de las moléculas discretas mediante la aplicación del VSEPR 2. Establecer el concepto de momento dipolar. Enlace polar, molécula polar. 3. Estudiar las fuerzas intermoleculares. 4. Relacionar las propiedades físicas de las sustancias con las fuerzas intermoleculares. 5. Aplicar los conceptos anteriores al agua 6. Identificar las estructuras de los sólidos en función de las fuerzas que operan en ellos. 1

2 Geometría molecular. Solo moléculas covalentes. La geometría molecular se refiere a la organización tridimensional de los átomos en las moléculas. Muchas propiedades físicas y químicas (punto de fusión, punto de ebullición, densidad y los tipos de reacciones) se ven afectadas por la geometría molecular. Las longitudes y ángulos de enlace, se debe de determinar experimentalmente. Un procedimiento sencillo que permite la predicción de la geometría de una molécula, si se conoce el número de electrones, que rodean al átomo central se conoce con el nombre de VSEPR. La idea es que los pares de electrones de la capa de valencia se repelen entre sí para alcanzar una geometría de energía mínima. Electrones enlazantes y no enlazantes. Recuento de electrones de valencia del átomo central y su clasificación (PE, PL). 2

3 Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres Estas moléculas tienen la fórmula general AB x, donde x es un entero 2, 3... (Si x = 1, la molécula diatómica AB es lineal por definición.) En la gran mayoría de los casos, x está entre 2 y 6. 3

4 Moléculas en las cuales el átomo central tiene uno o más pares libres La determinación de la geometría de una molécula es más complicada si el átomo central tiene tanto pares enlazantes como pares libres. En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión Entre pares enlazantes, Entre pares libres, Entre pares enlazante y pares libre. Las fuerzas de repulsión disminuyen en el siguiente orden: Repulsión par libre VS. par libre > Repulsión par libre VS. par enlazante > Repulsión par enlazante VS. par enlazante. 4

5 Nº de enlaces Nº pares solitarios Nº direcciones Geometría Ejemplo 5

6 Tema 1. Nº de enlaces Nº direcciones Geometría Ejemplo Nº pares solitarios 6

7 Guía para la aplicación del modelo de RPECV Se escribe la estructura de Lewis de la molécula, considerando únicamente los pares de electrones que rodean al átomo central (esto es, el átomo que está enlazado a más de un átomo). Se cuenta el número total de pares de electrones que rodean al átomo central (esto es, pares enlazantes y pares libres). Una buena aproximación es considerar los dobles y triples enlaces como si fueran sencillos.. Se usan las tablas anteriores para predecir la geometría molecular.(lineal, triangular, tetraedrica, bipiramide trigonal, octaedrica) En la predicción de ángulos de enlace, obsérvese que un par libre repele a otro par libreo a un par enlazante más fuertemente que lo que un par enlazante. 7

8 Momentos dipolares. En algunos enlaces la carga no se distribuye simétricamente H F H F o El momento dipolar generalmente se expresa en debyes (D), unidades llamadas así en honor de Peter Debye. µ = Q x r o El factor de conversión es: 1 D = 3.33 x C m Donde C es coulombio y m es metro. 8

9 Moléculas con más de dos átomos El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos depende tanto de la polaridad del enlace como de la geometría molecular. La presencia de un enlace polar no necesariamente implica que la molécula tenga Momento dipolar momento dipolo. C resultante O=C=O O O Molécula lineal Molécula angular (No tiene momento dipolar) (Tiene momento dipolar ) µ = 1.46D H N H F N F H F µ = 0.24D 9

10 Enlaces polares y moléculas polares Cl Cl H Cl C C C C H H H trans-dicloroetileno cis-dicloroetileno C l µ = 0D µ = 1.46D 10

11 La teoría cinético-molecular de líquidos y sólidos La diferencia principal entre el estado condensado (líquidos y sólidos) y el estado gaseoso estriba en las distancias intermoleculares. Las moléculas en los líquidos y los sólidos están unidas por uno o más tipos de fuerzas. 11

12 Fuerzas intermoleculares Las fuerzas de atracción entre las moléculas son llamadas fuerzas intermoleculares. 12

13 Fuerzas de van der Waals y radios de van der Waals Elemento P.ebullición helium -269 C neon -246 C argon -186 C krypton -152 C xenon -108 C radon -62 C 13

14 Relación entre propiedades físicas y fuerzas intermoleculares Hay una relación directa entre las fuerzas intermoleculares y las propiedades físicas. Por ejemplo a mayores fuerzas intermoleculares mayores puntos de fusión o ebullición Moléculas ramificada mas interacciones que las lineales Moléculas polares mas interacciones que las apolares 14

15 El enlace de hidrógeno El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar y un átomo electronegativo como O, N o F. A-H---B A-H--A Los tres átomos están en una línea recta, pero el ángulo AHB (o AHA) puede desviarse de la linealidad hasta 30º. La energía promedio del enlace de hidrógeno es bastante mayor que la de la interacción dipolodipolo (hasta 40 Kj/mol). 15

16 Tipos de enlaces de hidrógeno Enlaces intermoleculares dímeros (dímeros de ácidos carboxílicos) redes monodimensionales 1D, HF, HCN, HCO 3 - redes bidimensionales 2D, B(OH) 3, redes tridimensionales 3D, NH 4 F, H 2 O, H 2 O 2 Enlaces intramoleculares 16

17 Relación entre el enlace de hidrógeno y las propiedades físicas. La primera evidencia del enlace de hidrógeno proviene del estudio de los puntos de ebullición P.E 78.5 C C 17

18 El estado líquido Relacionado con las fuerzas intermoleculares, se pueden abordar las propiedades de las sustancias condensadas Fenómenos asociados con líquidos: la tensión superficial y la viscosidad. Estructura y propiedades del agua. Tensión superficial Por qué, entonces, el agua forma gotitas en la superficie de un coche recién encerado, en lugar de formar una película sobre él? La respuesta a esta pregunta reside en las fuerzas intermoleculares. La tensión superficial de un líquido es la cantidad de energía requerida para estirar o aumentar la superficie por unidad de área. 18

19 Los líquidos formados por moléculas con fuerzas intermoleculares fuertes tienen tensiones superficiales altas. Debido al enlace de hidrógeno, el agua tiene una gran tensión superficial. La tensión superficial se manifiesta en forma de capilaridad. La tensión superficial del agua provoca que esta capa se contraiga y al hacerlo tira del agua hacia la parte superior del tubo. Dos tipos de fuerzas provocan la capilaridad. Una es la atracción intermolecular entre moléculas afines, cohesión. La otra, que se denomina adhesión a las paredes del recipiente. Si adhesión >> adhesión, el líquido subirá por las paredes hasta que las fuerzas de atracción quedan balanceadas por el peso del líquido. 19

20 Viscosidad La viscosidad una medida de la resistencia de un fluido a fluir. Los líquidos que tienen fuerzas intermoleculares fuertes tienen viscosidades más altas que aquellos que tienen fuerzas intermoleculares débiles A mayor viscosidad, el líquido fluye de modo más lento. La viscosidad de un líquido comúnmente disminuye con un aumento de temperatura 20

21 Enlaces de hidrógeno La estructura y propiedades del agua >Densidad Las moléculas de agua se enlazan en una gran red tridimensional en la cual cada átomo de oxígeno está unido aproximadamente a cuatro átomos de hidrógeno, dos por enlaces covalentes y dos por enlaces de hidrógeno. La estructura tridimensional altamente ordenada del hielo, evita que las moléculas se acerquen mucho entre sí, tiene menor densidad! El agua sólida es menos densa que líquida: el hielo flota en la superficie del agua. Enlaces de hidrógeno 21

22 >El agua tiene un calor específico alto. La razón de ello es que para elevar la temperatura del agua (esto es, aumentar la energía cinética promedio de las moléculas de agua), se deben romper primero muchos enlaces de hidrógeno intermoleculares. Por ello, el agua puede absorber una gran cantidad de calor mientras que su temperatura sólo aumenta ligeramente. Lo inverso también es cierto: el agua puede proporcionar mucho calor con una disminución muy ligera en su temperatura. 22

23 Estructura cristalina Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y amorfos. Un sólido cristalino, como el hielo o el cloruro de sodio, tienen rigidez y orden de largo alcance; sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones especificas. El centro de cada una de las posiciones se llama un nudo de red, y el orden geométrico de estos nudos cristalinos se llama estructura cristalina. La disposición de los átomos, moléculas o iones en un sólido cristalino es tal que las fuerzas netas de atracción intermolecular tienen un valor máximo. 23