DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICA - IB

FUERZAS INTERMOLECULARES Existen fuerzas de atracción entre las moléculas (fuerzas intermoleculares). Ellas son las responsables de que los gases condensen (pasar de gas a líquido) a temperaturas muy bajas. Incluso el helio (gas noble), donde las fuerzas de atracción entre los átomos individuales son extremadamente bajas, se condensa para formar un líquido a 4 K (-269 °C). Para moléculas no polares (apolares) existen las fuerzas llamadas fuerzas de van der Waals. A mayor fuerza de van der Waals, será más alto el punto de ebullición, ya que se requiere más energía para vencer la atracción entre las moléculas no polares y poder separarlas. Ejemplos de moléculas no polares y sus puntos de ebullición Molécula

Metano Nombre Punto de ebullición -182 °C

Tetraclorometano Dióxido de carbono -23,0 °C -78 °C

Factores que afectan a las fuerzas intermoleculares de van der Waals Las fuerzas de van der Waals aumentan hacia abajo del grupo 7 y también a lo largo de una serie homóloga. En los siguientes ejemplos aumenta el número de electrones y la masa molar en la serie. Halógeno MR Punto de ebullición / °C Alcano MR Punto de ebullición / °C

Flúor (F2) 38 -188 Metano (CH4) 16 -162

Cloro (Cl2) 71 -34,7 Etano (C2H6) 30 -88,6

Bromo (Br2) 160 +58,8 Propano (C3H8) 44 -42,2

Iodo (I2) 254 +84 Butano (C4H10) 58 -0,5

Consideraciones Criticas Algunos químicos explican las fuerzas de van der Waals, asumiendo que al aproximarse las moléculas, causan dipolos inducidos temporales, debido que en un momento los pares de electrones no se comparten por igual. Luego afirman que las fuerzas de atracción aumentan según el número de electrones presentes. Otros químicos tienden a enfatizar que las fuerzas de atracción aumentan a medida que la masa molar de las moléculas aumenta. En lugar de aceptar hipótesis como estas, es una buena práctica tratar de probar con ejemplos adecuados.

Si nos encontramos con ejemplos de moléculas no polares con el mismo número de electrones, pero diferentes masas molares, podemos ver que sus puntos de ebullición difieren: por lo tanto, no puede depender simplemente del número de electrones. Molécula no polar C2H6 SiH4 Ar

MR 30 32 40

Número de electrones 18 18 18

Punto de ebullición / °C -89 -111 -186

Igualmente si encontramos moléculas no polares con la misma masa, pero diferente número de electrones, entonces sus puntos de ebullición no solo dependerán de la masa. Molécula no polar MR Número de electrones Punto de ebullición / °C CO2 44 22 -78 C3H8 44 26 -42 Está claro que no es tan simple como algunos químicos han dicho y quizás nadie ha dado una explicación a fondo de las fuerzas de van der Waals, pero sabemos que estas existen y pueden estar influenciadas por la masa de la molécula y los electrones que posee. FUERZAS DIPOLO - DIPOLO Cuando un átomo de hidrógeno se sustituye por un átomo de cloro, para formar clorometano (CH3Cl), las polaridades de los enlaces resultantes, ahora no son iguales a cero, como en el metano (CH4) y la molécula tiene un dipolo. El momento dipolar se muestra por una flecha, la punta de la flecha se dirige a polo negativo resultante. Polaridad de la molécula de metano sustituida Molécula

Nombre clorometano 50,5 MR Punto de ebullición / °C -23,7

diclorometano triclorometano 84 105,5 +40,2 +61,2

El polo negativo de una molécula polar es atraído por el polo positivo de otra molécula polar, resultando una atracción electrostática., esta atracción es más fuerte que la de van der Waals, lo cual eleva el punto de ebullición. Esto se puede apreciar claramente si se compara dos sustancias con masa relativas similares, pero una será moléculas polar y la otra no polar.

Molécula

Nombre Propano (no polar) 44 MR Punto de ebullición / °C -42,2

Etanal (polar) 44 +20,8

Se aprecia la diferencia en los puntos de ebullición entre una molécula polar y una molécula no polar con la misma masa relativa. La molécula polar al presentar dipolos eleva su punto de ebullición. Distinguir entre moléculas polares y no polares Además de comparar los puntos de ebullición, de la manera tradicional para ver si las moléculas de un líquido son polares, es dejar caer un flujo de líquido por la bureta y llevar una barra cargada, cerca del flujo del líquido. Si el líquido es polar, entonces el flujo de líquido será atraído por la varilla cargada.

Efecto de una varilla cargada sobre un líquido polar y otro no polar Una forma más moderna, es el uso de un horno microondas. La radiación del microondas consiste en campos eléctricos y magnéticos oscilantes. En un horno microonda el campo eléctrico cambia de dirección en el orden de 5 x 10 9 veces cada segundo. Las moléculas de agua en los alimentos tratan de alinear sus dipolos al campo eléctrico, y así giran rápidamente a medida que los cambios de campo se producen, tratado de alinearse a él. Estas rotaciones hacen que las moléculas de agua colisionen con otras moléculas de agua, aumentando la energía cinética y por lo tanto se produce un aumento de temperatura. Para que ocurra esto las moléculas deben ser polares y estar libre para moverse. En el hielo las moléculas polares de agua se mantienen en posiciones fijas, en la estructura del cristal, por lo que el hielo no se

ve afectado por la radiación del microondas, debe existir agua líquida en el proceso. Del mismo modo las moléculas no polares no se ven afectadas por la radiación del microondas. En un experimento en un horno microondas se utilizó un vaso de precipitado con 20 cm3 de agua, la temperatura aumento de 18 °C a 81 °C. Se realizó lo mismo con tetracloruro de carbono (CCl4), la muestra de CCl4 resulto inalterada. (NOTA: Tetracloruro de carbono es un compuesto orgánico clorado, esto jamás se debe intentar en su casa, se requiere seguridad) ENLACES DE HIDRÓGENO (Puentes de hidrógeno) Cuando el hidrógeno está unido directamente a uno de los pequeños átomos de flúor, altamente electronegativo, oxígeno o nitrógeno, entonces la polaridad del enlace covalente es muy elevada. Además el par de electrones compartidos se encuentra lejos del hidrógeno, lo que queda en él es su núcleo con sus protones, ya que no tiene electrones internos. Así el átomo electronegativo es atraído por el hidrógeno de otra molécula polar, es una atracción muy fuerte dipolo – dipolo. Este tipo de atracción fuerte recibe el nombre de “enlaces de hidrógeno” o “puentes de hidrógeno”. La fuerza de esta atracción queda demostrada con los hidruros de los elementos del grupo 5, 6 y 7. Cada uno de los primeros miembros de sus respectivas series: Amoniaco (NH3), agua (H2O) y el fluoruro de hidrógeno (HF). Ellos poseen un punto de ebullición más alto que los otros miembros del grupo. Esto es particularmente notable con el agua, que es un líquido a temperatura ambiente, con temperatura de ebullición 100 °C (a 1 atm), en comparación con otros hidruros del grupo 6, que son gases a temperatura y presión atmosférica ambiente.

Aunque el agua es una sustancia con la que estamos familiarizados, es en realidad un líquido casi único, cuando congela la estructura de hielo es muy abierta.

Cada átomo de oxígeno está unido a 4 átomos de hidrógeno en una disposición tetraédrica Dos de estos enlaces son los enlaces covalentes O- H en la molécula de agua, los otros dos enlaces de hidrógeno son más débiles y más largos entre la carga 2δ- en cada átomo de oxígeno y la carga δ+ en cada uno de los átomos de hidrógeno de otras moléculas vecinas de agua. Cuando el hielo funde (de sólido a líquido), las moléculas pueden moverse más cerca, el agua tiene su máxima densidad a los 4 °C. RESUMEN GENERAL: _ Los alcoholes presentan enlaces de hidrógeno por lo que tienen un elevado punto de ebullición, a mayor masa del alcohol, mayor será su punto de ebullición: CH3CH2OH > CH3OH _ El H2O tiene punto de ebullición mayor que el H2S, debido a la formación de enlaces de hidrógeno. _ En moléculas polares a mayor masa, mayor será el punto de ebullición CH3CH3 < CH3CH2Cl < CH3CH2Br < CH3CH2I _ Los alcoholes (etanol, propanol, etc) son solubles en agua y forman enlacess de hidrógeno _ En moléculas no polares (H2, Cl2, O2, CO2, etc) solo están presentes las fuerzas de van der Waals. _ En moléculas polares (H2Se, HBr, CH3F, CO, etc.) sin enlaces de hidrógeno están presentes las fuerzas de van der Waals y dipolo – dipolo. _ El agua posee un punto de ebullición mayor que otros hidruros debido a la presencia de enlaces de hidrógeno: H2S < H2O.

_ Las aminas, los alcoholes y los ácidos presentan puentes de hidrógeno ya que el hidrógeno se une al N, C y O, que son muy electronegativos: CH3NH2, CH3CH2OH y CH3COOH. _ Existe un fuerte enlace de hidrógeno entre las moléculas de fluoruro de hidrógeno (HF), lo que explica su elevado punto de ebullición. _ La distancia entre las moléculas aumenta y a la energía cinética se mantiene igual (la temperatura se mantiene constante mientras ocurre el cambio de estado) cuando un líquido se comienza a transformar en gas. _ Los enlaces de hidrógeno son más fuertes que las fuerzas dipolo – dipolo CH3CH2OH > CH3CH2F _ Disminuyen las fuerzas de atracción entre las partículas a medida que un líquido se calienta para transformarse en un gas. _ Los alcoholes disueltos en agua no conducen la electricidad. _ La temperatura de ebullición del agua permanece constante aún cuando se le suministre calor a velocidad constante, debido a que el calor se usa para superar las fuerzas de atracción intermoleculares entre las moléculas de agua _ Un enlace covalente es más fuerte que un enlace de hidrógeno, ya que el primero es intermolecular y el segundo es intramolecular : enlace covalente > enlace de hidrógeno > fuerzas de van der Waals. _ El punto de ebullición del PH3 es menor que el del NH3, debido a que el PH3 no forma enlaces de hidrógeno mientras que el NH3 forma enlaces de hidrógeno. _ Los puntos de ebullición de los halógenos aumentan a medida que sus masas moleculares aumentan, debido a que la atracción intermolecular debida a los dipolos inducidos temporales aumenta. _ Los alcoholes presentan enlaces de hidrógeno y las fuerzas de van der Waals. _ A menor masa molar de un alcohol más soluble es en agua: CH3CH2OH > CH3CH2CH2CH2OH _ Durante la transformación de líquido a sólido a una temperatura fija, las partículas se ordenan más y se libera calor. _ En el enlace covalente (intramolecular) del HCN (l) por ejemplo, hay atracciones electrostáticas entre los pares electrónicos y los núcleos cargados positivamente. Recordar que el enlace intramolecular es más fuerte que el enlace intermolecular