Transcripción alternativa:

a la isma velocidad. Si ocupan más volumen del que se calcula como ideal es que se están atrayendo y no repelendo. CH4: Llegan a ocupar el mayor volumen posible y se empiezan a repelen C₂H4: Las interacciones son mayores NH3: A partir de esa presión ya no hay gas (a la temperatura experimental), por lo que las interacciones son más fuertes y el NH3 pasa a líquido. GASES REALES: Los gases ideales están constituidos por partículas que no interaccionan entre sí, por lo que sería imposible licuarlos. Una buena medida de la desviación del carácter ideal es el factor de compresión Z: Vm Z= Vm(ideal) El factor de compresión es una medida de la intensidad y el tipo de fuerzas entre moléculas. Cuando Z> 1 dominan las repulsiones, cuando Z < 1 dominan las atracciones CONDENSACIÓN: Al bajar la presión, baja la temperatura y se condensan. A bajas temperaturas las moléculas de un gas se mueven tan lentamente que las atracciones intermoleculares hacen que se unan unas a otras en lugar de moverse libremente. Cuando la temperatura desciende por debajo del punto de ebullición de la sustancia el gas se condensa para dar lugar a un líquido. Muchos gases pueden licuarse por expansión. Al aumentar el volumen disminuye la temperatura, las moléculas se ralentizan y las interacciones se maximizan (Efecto Joule- Thomson). LÍQUIDOS Son comprensibles pero menos que los gases y más que los sólidos. Toman la forma de los recipientes que los contienen pero no ocupan todo el volumen porque las moléculas están interaccionando y las interacciones son direccionales. ESTRUCTURA DE LOS LÍQUIDOS: Las moléculas de los líquidos se mantienen en contacto con sus vecinas mediante fuerzas intermoleculares. La energía cinética de las moléculas supera parcialmente a las fuerzas intermoleculares y por lo tanto pueden moverse unas con respecto a las otras. En los líquidos hay un cierto ordenamiento entre las moléculas que los constituyen. SÓLIDOS Tienen interaccionas más fuertes, pero las moléculas, átomos o iones están en su sitio y no se mueven. TIPOS DE SÓLIDOS: Cristalinos o amorfos. CRISTALINOS: Están ordenados siempre de la misma manera y a larga distancia. Pueden ser moleculares, covalentes, iónicos o metálicos. $ Moleculares: CO₂ Covalentes: Diamante Iónicos: NaCl AMORFOS: Están ordenados cada vez de una manera y no tienen orden a larga distancia. Metálicos: oro ORIGEN DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES: Todas las interacciones entre iones y casi todas las interacciones entre moléculas pueden definirse como interacciones de tipo culombiano. Ep x Q₁lz ľ Las fases condensadas se forman cuando las fuerzas de atracción entre las partículas las acercan unas a otras. A distancias cortas predominan las fuerzas de repulsión. Fuerzas intermoleculares Ep x r: distancia entre los dipolos. u: momento dipolar de las moléculas. - Fuerzas de Van der Waals Fuerzas ión-dipolo μι· με r6 Todas las interacciones se pueden describir en relación a la carga y la distancia de las moléculas. (Q₁ y Q₂ grandes y r pequeña para tener un buen orden de enlace). FUERZAS DIPOLO-DIPOLO EN SÓLIDOS: Fuerzas de Keesom o de orientación: se establecen entre moléculas que poseen dipolos permanentes. H1 H₂ === E₂ x - r3 Enlaces de hidrógeno Interacciones hidrofóbicas En un sólido las moléculas polares estarían alineadas con las cargas parciales opuestas de las moléculas contiguas tan cercanas como sea posible. Las interacciones atractivas superan a las repulsivas. Hay que tener en cuenta todos los posibles dipolos. Para que sean efectivas r³ tiene que ser una distancia muy corta. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO EN GASES Y LÍQUIDOS: En un gas ideal las moléculas rotarían rápidamente y las interacciones entre cargas parciales iguales (repulsivas) y cargas parciales opuestas (atractivas) se cancelarían y no habría interacción neta. En la realidad las moléculas se demoran en interacciones que les son favorables (atractivas) y como resultado hay una débil interacción neta: r: distancia entre las moléculas. μ: momento dipolar de la molécula. Fuerzas de Debye Cuando un dipolo encuentra una dirección más atractiva permanecen así más tiempo. El sumatorio de atracciones es mayor que el sumatorio de repulsiones (Líquido). Fuerzas de Keesom Fuerzas repulsivas Fuerzas de London FUERZAS DE DISPERSIÓN: Fuerzas de London o de dispersión: entre dipolos instantáneos. • Se establecen entre moléculas no polares o átomos como los gases nobles. • Depende de la polarizabilidad de la molécula, es decir, de la facilidad con la que puede deformarse su nube de electrones. • Son importantes tanto el tamaño como la forma. Epx - MASA MOLECULAR Y PUNTO DE EBULLICIÓN Ey a - αγαπ r6 Substance Model Molar mass Boiling point (K) 2 H₂ α2 76 Cl₂ 70.91 FORMA DE LA MOLÉCULA Y PUNTO DE EBULLICIÓN Br₂ Ep = + (1) CH-CHCH₂CH₂CH₂ CH₂ CH₂ n-Pentane, bp=36.1°C Neopentane, bp = 9.5°C k 39.95 ncreasing strength o dispersion forces Ч 00 a: polarizabilidad r: distancia entre átomos o moléculas. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO: • Fuerzas de Debye: La existencia de un dipolo en una molécula puede inducir la aparición de dipolos instantáneos en moléculas vecinas. (Ejemplo: oxígeno disuelto en agua.) Hay zonas en las que en un determinado momento hay muchos electrones (zona rica) y otra en la que hay pocos (zona pobre) pero esto va cambiando. Las moléculas son polarizables y tienen zonas que momentáneamente están cargadas negativamente y otras positivamente. 8+ Para que se dé la interacción rº tiene que estar más cerca, es decir, una distancia más corta. r: distancia entre moléculas. μ: momento dipolar de la molécula polar. a: polarizabilidad de la molécula polarizable. 8+1 La probabilidad depende del tamaño y de la forma. Cuanto más grande en la misma forma, más fuerte son las interacciones y es mejor. Cuanto más alargada sea mejor, porque la probabilidad de que un electrón se encuentre con la vecina es mayor, por lo que si la forma es redonda es peor. 8- Dipole k: es una constante para cada especie. r: distancia entre los átomos. n: factor de compresibilidad toma valores entre 9 y 12. Se dan entre sustancias diferentes. La presencia del dipolo del agua puede inducir un dipolo en la sustancia. Depende del dipolo y de la polaridad de la molécula inducida. FUERZAS REPULSIVAS: Las fuerzas de repulsión surgen de superposición de orbitales en moléculas, átomo o iones vecinos y son las responsables de que los objetos que nos rodean tengan formas bien definidas. • A distancias muy pequeñas, los electrones internos de los átomos que interactúan solapan y la repulsión de Pauli se hace importante. Induced dipole Separation 8+ 8- Llega un momento en el que no se pueden acercar más las moléculas, átomos o iones porque las nubes electrónicas se molestan y los electrones se repelen. FUERZAS VAN DER WAALS: Manoestructura, mesoestructura, microestructura y eso FUERZAS IÓN DIPOLO: Son las más fuertes de las interacciones intermoleculares y se establecen entre iones y moléculas polares. (Ejemplo: sólido iónico disuelto en agua) Ep x INTERACCIONES IÓN-DIPOLO: 0 FUERZAS INTERMOLECULARES: Potential energy, Ep |z|μ r2 1/3 8- 1/76 X₁ 1/2 r: distancia entre ión y molécula. μ: momento dipolar de la molécula polar. Z: carga del ión. 1/r Separation, r ENLACE DE HIDRÓGENO: Ep x 8+ •H₂-· Q₁ Q₂ T Epx - Epa - Ep xH1 H₂ |z1 μ 72 α₁ az 76 d(X₁-H₂) <d(X₂-H₁) lón-ión lón-dipolo Dipolo-dipolo • Cuando un elemento unido al H es muy electronegativo se produce un enlace muy polar de forma que el hidrógeno soporta una carga parcial positiva y el otro elemento por tanto soporta una carga parcial negativa. Dispersión • El enlace por puente de hidrógeno surge al interaccionar la parte negativa de uno de estos enlaces con la parte positiva de otro enlace próximo: 8- 8+ Cation -H₂ Anion 8 • Electronegatividad del átomo X: Cuanto más electronegativo es X mayor es la intensidad de la interacción: F>O>CI>N> Br>I=S=C • Tamaño del átomo X: El pequeño tamaño del hidrógeno hace que las nubes electrónicas de los átomos de X estén muy cerca y si éstas son grandes sufrirán una fuerte repulsión. Sólo los elementos más ligeros van a ser por tanto capaces de formar enlaces por puente de hidrógeno. F>O>N>CI • El tamaño del átomo de hidrógeno impide la aproximación de mas de dos átomos vecinos y nunca se sobrepasa el índice de coordinación 2. • Mientras que los enlaces covalentes fuertes tienen fuerzas de 30-100 kcal/mol, los enlaces por puente de hidrógeno tienen una fuerza de enlace de unas 1 - 10 kcal/mol solamente. • No se sabe si este tipo de enlace tiene carácter dirigido o no: en la mayoría de las sustancias en las que aparece un ángulo de enlace, éste se debe a requerimientos estéricos. Excepción: En el caso del (HF)n la no linearidad del polímero no puede justificarse por requerimientos estéricos y por lo tanto sugiere cierta direccionalidad en el enlace. • La formación de enlaces por puente de hidrógeno influye en las propiedades físicas y químicas de las sustancias: - Hace aumentar los puntos de fusión y ebullición. - Disminuye la acidez. - Hace bajar la densidad de los sólidos generando grandes huecos o cajas en las estructuras. 仔 H- 175 pm 101 pm EL AGUA: Los puentes de hidrógeno se forman a lo largo y ancho de la red cristalina provocando que excepcionalmente el sólido sea menos denso que el líquido debido a los grandes huecos que se generan. CELULOSA: The Hexagonal Structure of Ice T-G G-C AT a-c CG G H C-G A...T ADN: de Hidógeno Hydrogen bong de Hidógeno JUSTIFICA: Comenta las variaciones en horizontal y vertical. 200 Normal boiling point (°C) 100 O -100 -200 100 H₂O 20 HF( -33 NH3( -164 CH4 2 -85 HCI- -88 PH3 -61 H₂S SiH4-112 3 Period 4 ,H₂Se-42 AsH3-55 HBr -67 GeH4-88 5 H₂Te-2 SbH3-17 HI-35 SnH4 -52 Linea roja (tetrahidruros, grupo XIV combinados con el H): Van a depender de la polaridad y el tamaño. Todas las moléculas son apolare sy tienen forma tetraédrica, por ello hayq ue observar el tamaño. El tamaño aumenta, aumentando así la intensidad de las fuerzas y por tanto aumenta el punto de abullición. Línea naranja (Grupo XV combinados con el H): tienen forma de pirámide, todas las moléculas son polares. El tamaño aumenta, por tanto el dipolo también y se producen mejores interacciones, aumentando así los puntos de ebullición. El NH3 tiene enlaces de hidrógeno (porque el N es lo suficientemente electronegativo para formarlos) en estado líquido y eso hace que tenga un punto de ebullicón superior al esperado. Línea azul (grupo XVI combinados con el H): todas las moléculas son polares. El tamaño aumenta, por tanto el dipolo también y se producen mejores interacciones, aumentando así los puntos de ebullición. El H₂O tiene mayor punto de ebullución del esperado debido a que tiene enlaces de hidrógeno. Línea verde (grupo XVII combinados con el H): Todas las moléculas son lineales, polares, aumenta el tamaño y el punto de ebullición. El HCI tiene una anomalía que hace que enga meor punto de ebullició, debido a que forma enlaces de hidrógeno porque es muy electronegativo. Periodo 5 y 4: XH Lo principal no es el tamaño sino la polaridad que influye más. El XH₂ XH2 tiene mayor momento dipolar. XH3 XH4 Tamaño Polaridad Si + Sí Si O Periodo 3: la magnitud de los enlaces de hidrógeno es mucho mayor que la magnitud de las fuerzas de Van der Waals. El HCI tiene anomalía porque forma enlaces de hidrógeno. Periodo 2: El CH4 está debajo porque no forma enlaces de hidrógeno, el NH3 es menos electronegativo y sus enlaces de hidrógeno son más débiles. Para el O y el F no sirve la electronegatividad. INTERACCIONES HIDROFÓBICAS: Una sustancia es hidrofóbica si no es miscible con el agua. Como no puede interaccionar con él, ordena a las moléculas de alrededor para no tocarlo. Básicamente la hidrofobicidad ocurre cuando una molécula no es capaz de interaccionar con las moléculas de agua ni por interacciones ión-dipolo ni mediante puentes de hidrógeno. En esta situación las moléculas de agua en la vecindad se orientan y se asocian creándose una especie de jaula alrededor de la molécula hidrofóbica que se conoce como clatrato. El agua maximiza las interacciones consigo mismo y minimiza todo lo posible las interacciones con la molécula hidrofóbica. Esto se produce porque es favorable en energía que forme enlaces de hidrógeno entre ella a repeler la molécula. Es mejor que las moléculas de agua estén desordenadas con respecto a la molécula hidrofóbica. En los ácidos grasos predominan las fuerzas hidrofóbicas porque se desprende más energía y no era suficiente con las interacciones hidrofílicas. En un medio acuoso las moléculas hidrofóbicas se asocian para minimizar el número de moléculas de agua que puedan estar en contacto con ellas. 00 Las moléculas hidrofóbicas obligan a las moléculas de agua en contacto con ellas a adquirir conformaciones más ordenadas que las presentes en el agua líquida pura. AG=AH-TAS En medio acuoso, cada molécula de lipido obliga a las moléculas de agua vecinas a adoptar estados más ordenados (las que están sombreadas de color azul) Cuando las moléculas de lípido se agregan, sólo están más ordenadas las moléculas de agua que están en contacto directo con el agregado. Al ser menos, la entropia aumenta. Sa La interacción hidrofóbica es exotérmica: AH<0 El número de moléculas ordenadas disminuye al establecerse la interacción: AS > 0 Proceso favorecido termodinámicamente Factores que influyen en la magnitud de las interacciones hidrofóbicas por orden de magnitud: • Temperatura: Cuando aumenta, la fuerza de las interacciones hidrofóbicas se incrementa (se atraen más). • Número de átomos de carbono en los grupos hidrófobos: un elevado número de carbonos, se liberan más moléculas de agua y hace las interacciones hidrofóbicas más fuertes. • La forma de los grupos hidrófobos: las moléculas orgánicas alifáticas tienen interacciones más fuertes que los compuestos aromáticos. Las ramas en una cadena de carbono reducirán el efecto hidrófobo de la molécula. Con las ramificaciones es más difícil que se compacten y las fuerzas de Van der Waals son menos intensas. EJEMPLOS: • Las que se establecen entre los fosfolípidos que forman las membranas celulares (forman bicapas) • Las que se establecen en el interior de una micela durante la digestión de los lípidos • Las que hacen que los aminoácidos hidrofóbicos se apiñen en el interior de las proteínas globulares. PROTEÍNAS: El proceso de plegamiento de una proteína globular está controlado por las interacciones carga-carga, los puentes de hidrógeno internos, las interacciones hidrofóbicas y las interacciones de van der Waals. FUERZAS INTERMOLECULARES Y PROPIEDADES DE LA MATERIA: VISCOSIDAD: La fluidez es consecuencia del deslizamiento de unas moléculas sobre otras. La viscosidad es la resistencia de un líquido a fluir. Aunque los hidrocarburos de cadenas largas no son polares, éstas se enredan entre sí (cuanto más largas mejor) gracias a las intensas FVdW y las moléculas se desplazan con dificultad. La viscosidad de un líquido es un indicador de la magnitud de las fuerzas intermoleculares. Tensioactivos: Las sustancias que disminuyen la tensión superficial de un líquido o la acción entre dos líquidos, se conoce como agentes tensioactivos. En presencia del tensioactivo las moléculas de agua de la superficie ya no interaccionan tan fuertemente entre si y se rompe la tensión superficial. Water Nonpolar tal- Viscosity (centipoise) 1.55 1.06 Mercury Ethanol 0.910.89 Tetrachloromethane Fad > Fco 0.60 Water Benzene Octane LAS FUERZAS UNEN- LAS MOLÉCULAS DEL AGUA 0.52 Incluso soporta el peso de un insecto pequeño. Este efecto se llama tensión superficial. TENSIÓN SUPERFICIAL: Tensión superficial La interacción de las partículas en la superficie del agua, hace que esta se presente como una verdadera cama elástica. CAPILARIDAD: Diethyl ether Octano: fuerzas de dispersión Dimetiléter: fuerzas intermoleculares pequeñas (poca viscosidad) Tetraclorometano: punto de ebullición más grande Etanol: los enlaces d ehidrógeno y es una molécula más grande Mercurio: el enlace metálico en el mercurio es más fuerte que las fuerzas intermoleculares de los demás compuestos, por eso es más viscoso. 0.22 La viscosidad depende de las fuerzas en el líquido. A menor temperatura, mayor viscosidad porque al bajar la temperatura las partículas se mueven. EN EL SENO DEL LÍQUIDO- CADA MOLÉCULA ESTÁ RODEADA POR OTRAS Y AS FUERZAS SE COMPENSAN. ADHESIÓN Y COHESIÓN: (según las relaciones entre fuerzas) La cohesión es la fuerza de atracción entre partículas adyacentes dentro de un mismo cuerpo, mientras que la adhesión es la interacción entre las superficies de distintos cuerpos. La capacidad de interaccionar de un átomo, partícula o ion se reparte solo hacia abajo. Y la capacidad de interaccionar de un átomo, partícula o ion que están bajo la superficie se reparte en todas las direcciones. El jabón rompe la tensión del agua. Fad<Fco Fad>Fco: establece más fuerza con el vidrio que con el mismo. Fad<Fco: por ejemplo el mercurio, intenta establecer mayor número de interacciones con el mismo Cuando un líquido sube por un tubo capilar, es debido a que la fuerza intermolecular o cohesión intermolecular entre sus moléculas es menor que la adhesión del líquido con el material del tubo; es decir, es un líquido que moja. El líquido sube por el capilar hasta que la tensión superficial es equilibrada por el peso del líquido que llena el tubo. Cuanto más estrecho es el capilar, menos masa hay dentro y más sube. H₂O Hg Cuando la cohesión entre las moléculas de un líquido es más potente que la adhesión al capilar, como el caso del mercurio, la tensión superficial hace que el líquido descienda a un nivel inferior y su superficie es convexa. PRESIÓN DE VAPOR: Las moléculas de la superficie de un líquido pueden adquirir suficiente energía como para liberarse de la atracción ejercida por el resto. Cuando estas moléculas se liberan pasan a la fase gaseosa y contribuyen a la presión de vapor. A medida que la temperatura aumenta un mayor número de moléculas tienen Ec > E1 (energía de vaporización). Todo líquido está en equilibrio con su gas correspondiente. Presión alta más moléculas en estado líquido. Presión baja → más moléculas en estado gas ¿POR QUÉ LAS SUSTANCIAS SE EVAPORAN POR DEBAJO DE SU PUNTO DE EBULLICIÓN? Cuando llega al punto de ebullición todas las moléculas tienen energía suficiente para saltar. En una botella abierta las moléculas se pueden escapar porque tienen energía y espacio suficiente y las que no tienen que buscar el equilibrio. En el charco hay más superficie y el número de moléculas que pueden escaparse es mayor. Lo que depende de la fuerza de enlace es el número de moléculas que puedan escaparse y también de la tensión superficial. MEZCLAS: MISCIBILIDAD: Al subir la temperatura, el gas se agita y hace que se formen más fuerzas Término que se refiere a la propiedad de algunos líquidos para mezclarse en cualquier proporción dando lugar a una mezcla homogénea. La velocidad de difusión de un componente en el otro aumenta con la temperatura. Las sustancias con propiedades semejantes se disuelven muy bien. Depende de la temperatura (A mayor temperatura, más rápido se disuelven) SOLUBILIDAD: • Cuando una sustancia (el soluto) se disuelve en otra (el disolvente) las partículas del soluto se dispersan en el disolvente. • Las partículas de soluto ocupan posiciones que estaban ocupadas por moléculas del disolvente. • La facilidad con la que una partícula de soluto sustituye a una molécula de disolvente depende de la fuerza relativa de tres tipos de interacciones: ✓interacción disolvente-disolvente ✓interacción soluto-soluto ✓interacción disolvente-soluto Cuando la interacción soluto-disolvente es mayor que las otras la sustancia se disuelve. Las interacciones soluto-disolvente tienen que compensar a las otras dos y estructuralmente tienen que ser semejantes. La energía de solvatación depende de la carga y el tamaño del ión: los iones que mejor se solvatan son pequeños y de elevada carga. lones grandes →→peor solvatación lones pequeños mejor solvatación Q EHα = Εἰα = d d NaCl: endotérmico, se disuelve en agua porque la energía que necesita es suficiente con la temperatura ambiente. LiF: cuando la energía de red es muy grande cuesta más romper los enlaces y cuesta más disolverlo. Tabla 4.14. Variación de la solubilidad de algunos haluros alcalinos Compuesto LiF -1041 Entalpia de hidratación en kJ/mol Entalpía de red en kJ/mol 1046 Entalpia de disolución en kJ/mol Solubilidad (mol/l) SOLVATACIÓN Y SOLUBILIDAD: Semejante disuelve a semejante 5 0.06 LICI -898 861 -37 14 LiBr -867 818 -49 10 Aniones: grandes Cationes: desprenden energía NaCl -783 787 4 5.4 KCI -701 717 16 4.2 RbCl -675 692 17 6,0 • La solubilidad de una sustancia es mayor cuando las moléculas del soluto son semejantes eléctrica y estructuralmente a las del disolvente. • Un compuesto polar como el agua es un buen disolvente de otro también polar como el alcohol, y mal disolvente de una sustancia no polar como la gasolina. • El benceno es un buen disolvente de la gasolina porque está constituida por moléculas no polares. ENLACE Y TIPOS DE SÓLIDOS: - Sólidos moleculares: las diferentes posiciones geométricas del cristal están ocupadas por moléculas. Las fuerzas responsables de la estabilidad del sólido son sólo las debidas a débiles interacciones intermoleculares. Son sólidos que suelen tener bajos puntos de fusión. - Sólidos covalentes: Las redes monodimensionales están constituidas por cadenas infinitas de átomos, tal es el caso del PdCl₂. Son sólidos que suelen tener bajos puntos de fusión pero en general mayores que los de los sólidos moleculares. palladium (II) chloride Las redes bidimensionales están constituidas por capas infinitas de átomos que se disponen en planos paralelos. Layer A Propiedades: Layer A En el grafito el carbono tiene hibridación sp2 . Las interacciones entre las distintas láminas de grafito son débiles lo que provoca la fácil exfoliación de esta sustancia. Los puntos de fusión aumentan con respecto a los de los tipos anteriores. Redes tridimensionales: un ejemplo clásico es el del diamante, ésta es otra forma alotrópica del carbono en el que el átomo posee hibridación sp3. (Puntos de fusión muy elevados) • Duros. • Poco deformables. • Poco conductores o semiconductores. • Poco solubles. - Sólidos metálicos: Los sólidos metálicos contienen átomos de igual tamaño rodeados de otros formando una red tridimensional. - Sólidos iónicos: Están compuestos por iones, que se forman mediante la transferencia de uno o más electrones desde un átomo muy electropositivo a otro muy electronegativo. € Se rodean de 6 en la misma capa, 3 de la siguiente por arriba y otros 3 por abajo.