Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas de dispersión London

Transcripción

1 FUERZAS INTERMOLECULARES Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias. Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares o intermoleculares (también llamadas de cohesión) que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc. Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante.. Fuerzas intermoleculares. Fuerzas de Van der Waals No Van der Waals Dipolo - Dipolo Dipolo-Dipolo inducido Ion - dipolo Puente hidrógeno Fuerzas de dispersión London FUERZAS DE VAN DER WAALS El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos. Las fuerzas de van der Waals incluyen: 1

2 Fuerzas dipolo-dipolo (también llamadas fuerzas de Keesom), entre las que se incluyen los puentes de hidrógeno Fuerzas dipolo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de Debye) Fuerzas dipolo transitorio-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de dispersión o fuerzas de London) Las Fuerzas No Van der Waals: Fuerzas Ion -Dipolo Dipolo Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva. Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. Los enlaces serán tanto más polares cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. El momento dipolar (.) es un vector (orientado hacia la carga negativa y cuya magnitud depende de la intensidad de la carga y de la distancia entre los átomos) que permite cuantificar la asimetría de cargas en la molécula. La forma de la molecula también afecta al momento dipolar 2

3 En el fluoruro de hidrógeno, por ejemplo, el F es más electronegativo que el H porque su núcleo, con 9 cargas positivas, atrae a los e - compartidos con el H con más fuerza que el núcleo del H, con una sóla carga positiva. Por lo tanto, los e - compartidos por covalencia estarán más próximos al F que al H y la molécula forma un dipolo permanente.. Dipolo Permanente LAS FUERZAS DIPOLO DIPOLO :DIPOLO PERMANENTE Las fuerzas dipolo-dipolo son fuerzas de atracción que actúan entre moléculas polares, es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolares Su origen es electrostático y se pueden entender en función de la ley Coulomb. La magnitud de la fuerza electrostática es directamente proporcional a la magnitud de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa A mayor momento dipolo mayor es la fuerza. La figura muestra la orientación de moléculas polares en un sólido. F= q 1. q 2 D 2 En los líquidos, las moléculas polares no están unidas de manera tan rígida como en un sólido, pero tienden a alinearse de tal manera que, en promedio, las interacciones atractivas sean máximas 3

4 Por ejemplo: ClCH3(Cloro metano) y ClH(Cloruro de Hidrogeno) Los puntos de ebullición se incrementan para moléculas polares de masa similar, cuando se incrementa el momento dipolar UNIONES PUENTE HIDRÓGENO: Para que exista unión puente hidrógeno la molécula debe cumplir una condición: que exista un átomo de hidrógeno unido directamente a un átomo muy electronegativo (F, O ó N). Las uniones puente hidrógeno son las responsables de que exista el agua en estado líquida a temperatura ambiente, y con ello de que exista la vida tal cual la conocemos. Además son muy importantes a nivel biológico debido a que esta incluido en estructura de muchas macromoléculas. Las fuerzas puente hidrógeno son 10 veces más intensas que las dipolo dipolo y éstas son 10 veces más intensas que las fuerzas de London. 4

5 Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo (Figura de la derecha). Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea: muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de aproximarse al núcleo del hidrógeno Estas condiciones se cumplen en el caso de los átomos de F, O y N. El enlace que forman con el hidrógeno es muy polar y el átomo de hidrógeno es un centro de cargas positivas que será atraído hacia los pares de electrones sin compartir de los átomos electronegativos de otras moléculas. Se trata de un enlace débil (entre 2 y 10 Kcal/mol). Sin embargo, como son muy abundantes, su contribución a la cohesión entre biomoléculas es grande. La distancia entre los átomos electronegativos unidos 5

6 mediante un puente de hidrógeno suele ser de unos 3 Å. El hidrógeno se sitúa a 1Å del átomo al que está covalentemente unido y a 2 Å del que cede sus e- no apareados. Muchas de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a los puentes de hidrógeno La primera evidencia del enlace de hidrógeno proviene del estudio de los puntos de ebullición de los compuestos. Normalmente, los puntos de ebullición de una serie de compuestos similares formados por elementos del mismo grupo aumentan al incrementar la masa molar. Pero se notaron algunas excepciones en los compuestos de hidrógeno de los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA. En cada una de estas series, el compuesto más ligero (NH 3, H 2 O, HF) tiene el punto de ebullición más alto, contrariamente a lo esperado en función de las masas molares. Este estudio y otras observaciones relacionadas condujeron a los químicos a postular la existencia del enlace de hidrógeno.. Cada molécula de agua liquida es capaz de formar 4 puentes de hidrógeno, lo que explica su elevado punto de abullición, ya que es necesario romper gran cantidad de puentes de hidrógeno para que una molécula de agua pase al estado gaseoso. 6

7 Puente hidrógeno el agua liquida Este enlace es fundamental en bioquímica, ya que: condiciona en gran medida la estructura espacial de las proteínas y de los ácidos nucleicos y está presente en gran parte de las interacciones que tienen lugar entre distintos tipos de biomoléculas en multitud de procesos fundamentales para los seres vivos Estructura del ADN 7

8 Estructura 2ria de las proteinas.en General Los puentes de Hidrógeno: Reducen la presión de vapor. Aumentan los puntos de ebullición Aumentan la viscosidad Afectan la organización conformacional, especialmente en moléculas de interés biológico ESTRUCTURA DEL HIELO. En el agua líquida, cada molécula forma un promedio de 3.4 puentes hidrógeno con otras moléculas de agua en una red cristalina regular. Los copos de nieve están compuestos de cristales de hielo como este. Se presentan en multitud de formas, pero casi siempre de simetría seis, aunque también hay algunos de simetría tres o incluso doce. Muchas veces son de una gran belleza Están compuestos de agua pura en la que las moléculas de H 2 0 se disponen a lo largo de una red cristalina de simetría hexagonal. 8

9 No son gotas de lluvia congeladas. Las formas de estos cristales dependen de la humedad y temperatura a la cual el vapor de agua se congela. Las formas más extremas se producen a -5 grados centígrados y a -15, con la formación respectivamente de largas agujas y de grandes hexágonos como en el de la foto. La red cristalina del hielo ocupa mas espacio que el mismo número de moléculas de agua líquida. Al ocupar mas volumen la densidad disminuye.el hielo es menos denso que el agua líquida y por eso flota. Fuerzas de London o fuerzas de dispersión Dipolo temporario o dipolo transitorio Polarizabilidad 9

10 En átomos o moléculas simétricas, la distribución de los electrones alrededor del núcleo o núcleos es homogénea. Sin embargo, esta homogeneidad es únicamente temporal, ya que los electrones no están quietos en un determinado lugar y además los núcleos vibran. Estos movimientos generan en un momento dado la aparición de zonas con un exceso de carga negativa y otras con un defecto, o sea la presencia de dipolos instantáneos, se dice que la molécula se Polariza (vea la ilustración ). Estos dipolos hacen que una molécula simétrica distorsione también la distribución de las cargas eléctricas en las moléculas vecinas. Debido a su origen, las fuerzas de van der Waals o la polarizabiliad de las moléculas aumentan generalmente con el número de electrones presentes y con su movilidad.la polarización inducida es temporal no ocurre como en el caso de las moléculas polares que es permanente, Polarización es la facilidad con que puede distorsionarse la distribución de los electrones en el átomo o molécula La polarización aumenta con: mayor número de electrones más difusa la nube del electrón Las fuerzas de dispersión normalmente aumentan con la masa molar Las fuerzas de dispersión también se conocen como fuerzas de London o fuerzas de van der Waal. Los primeros científicos que investigaron la naturaleza de las interacciones no polares fueron Fritz London y Johannes van der Waal. Son las responsables de la licuación de los gases como el O 2, N 2, H 2, aire liquido etc. FUERZAS DE IÓN-DIPOLO INDUCIDO Un ion puede alterar la densidad electrónica de un átomo o una molécula no polar que se encuentra en su cercanía. La distribución electrónica del átomo se distorsiona por la 10

11 atracción ejercida, si el ión es positivo o por la repulsión ejercida, si el ión es negativo, resultando la formación de un dipolo inducido La fortaleza de la interacción también depende de la carga del ion y de la polarizabilidad de la molécula. Así, cuanto más esparcida esté la nube electrónica en el volumen molecular mayor será su polarizabilidad FUERZAS DIPOLO- DIPOLO INDUCIDO Semejante al caso anterior con la diferencia que la partícula inductora es una molécula polar en lugar de un ion Al acercarse un dipolo a una molécula no polar genera sobre ésta una distorsión(polarización) de la nube de e-, originando un dipolo transitorio. 11

12 FUERZAS Ion-Dipolo Se produce entre un ion y una carga parcial en el extremo de una molécula polar. Las moléculas polares son dipolos, tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Por ejemplo la molécula de HCl. La fuerza de esta interacción depende de la carga y tamaño del ion y de la magnitud del dipolo. Las cargas en los cationes están generalmente más concentradas, dado que los cationes suelen ser menores que los aniones. En consecuencia, a cargas iguales, un catión interactúa más fuertemente con los dipolos que un anión. La hidratación, es un ejemplo de interacción ion-dipolo. En una disolución acuosa de NaCl, los iones Na + y Cl - se rodean de moléculas de agua, que tienen un dipolo grande. De esta forma las moléculas de agua actúan como un aislante eléctrico que mantiene a los iones separados. 12

13 Este proceso explica lo que ocurre cuando un compuesto iónico se disuelve en agua. El tetracloruro de carbono (CCl 4 ) es, por otro lado, una molécula no polar, y en consecuencia carece de la posibilidad de participar en la interacción ion-dipolo. Lo que se observa en la práctica es que el tetracloruro de carbono es un mal disolvente de compuestos iónicos, como es el caso de la mayoría de los líquidos no polares. Ejemplo de uniones Intermoleculares 13

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