fuerzas intermoleculares

11Fuerzas intermoleculares, líquidos y sólidos

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Fuerzasintermoleculares Estados de la materia

La diferencia fundamental entre los estados de la materia es la distancia entre las partículas.



Debido a que en los estados líquido y sólido las partículas están cercanas entre sí, nos referimos a ellos como fases condensadas.



• El estado en el que se encuentra una sustancia a una temperatura y presión particulares depende de dos entidades antagónicas:

– La energía cinética de las partículas.

– La fuerzas de las atracciones entre las partículas.


Fuerzasintermoleculares Fuerzas intermoleculares

Las atracciones entre moléculas no son por mucho tan intensas como las atracciones intermoleculares que mantienen unidos a los compuestos.



Sin embargo, son lo suficientemente intensas para controlar las propiedades físicas, como los puntos de ebullición y fusión, presiones de vapor y viscosidades.



A estas fuerzas intermoleculares como grupo se les conoce como fuerzas de van der Waals.


Fuerzasintermoleculares Fuerzas de van der Waals

• Interacciones dipolo-dipolo

• Puentes de hidrógeno

• Fuerzas de dispersión de London


Fuerzasintermoleculares Interacciones ión-dipolo

• Las interacciones ión-dipolo (un cuarto tipo de fuerza), son de importancia en las disoluciones de iones.

• La intensidad de estas fuerzas hace posible que las sustancias iónicas se disuelvan en disolventes polares.


Fuerzasintermoleculares Interacciones dipolo-dipolo

• Las moléculas que tienen dipolos permanentes se atraen entre sí.– El extremo positivo de una

es atraído al extremo negativo de la otra y viceversa.

– Estas fuerzas únicamente son importantes cuando las moléculas están cercanas unas de otras.


Fuerzasintermoleculares Interacciones dipolo-dipolo

Mientras más polar la molécula, más alto su punto de ebullición.


Fuerzasintermoleculares

Fuerzas de dispersión de London

Mientras que los electrones en el orbital 1s del helio se repelen entre sí (y, por lo tanto, tiendan a mantenerse alejados unos de otros), sucede que ocasionalmente giran sobre el mismo lado del átomo.




Por tanto, en ese instante el átomo de helio es polar, con un exceso de electrones en el lado izquierdo y una carencia en el lado derecho.




Por tanto, otro helio cercano tendría un dipolo inducido en él, ya que los electrones en el lado izquierdo del átomo de helio 2 repelen los electrones en la nube del átomo de helio 1.




Las fuerzas de dispersión de London, o fuerzas de dispersión, son las atracciones entre un dipolo instantáneo y un dipolo inducido.




• Estas fuerzas están presentes en todas las moléculas, ya sean polares o no polares.

• A la tendencia de una nube de electrones a distorsionarse de esta forma se le llama polarizabilidad.



Factores que afectan las fuerzas de London

• La forma de la molécula afecta la intensidad de las fuerzas de dispersión: las moléculas grandes y delgadas (como el n-pentano) tienden a tener fuerzas de dispersión más intensas que las cortas y gruesas (como el neopentano).

• Esto se debe a la mayor área de contacto en el n-pentano.



Factores que afectan las fuerzas de London

• La intensidad de las fuerzas de dispersión tiende a aumentar con pesos moleculares mayores.

• Los átomos grandes tienen nubes de electrones más grandes, las cuales son más fáciles de polarizar.


Fuerzasintermoleculares ¿Cuál tiene un efecto mayor?

• Si dos moléculas son de tamaño y forma comparables, las interacciones dipolo-dipolo serán probablemente la fuerza dominante.

• Si una de las moléculas es mucho más grande que la otra, las fuerzas de dispersión probablemente determinarán sus propiedades físicas.

Las interacciones dipolo-dipolo o las fuerzas de dispersión


Fuerzasintermoleculares ¿Cómo se explica esto?

• La serie no polar (SnH4 a CH4) sigue la tendencia esperada.

• La serie polar sigue la tendencia del H2Te al H2S, pero el agua es una gran anomalía.


Fuerzasintermoleculares Puentes de hidrógeno

• Las interacciones dipolo-dipolo experimentadas cuando el H se enlaza a N, O o F son inusualmente intensas.

• Llamamos a estas interacciones puentes de hidrógeno.


Fuerzasintermoleculares Puentes de hidrógeno

• Los puentes de hidrógeno surgen, en parte, de la alta electronegatividad del nitrógeno, oxígeno y flúor.

También, cuando el hidrógeno se enlaza a alguno de esos elementos muy electronegativos, se expone su núcleo.



Resumen de las fuerzas intermoleculares



Las fuerzas intermoleculares afectan varias propiedades físicas

La intensidad de las atracciones entre las partículas puede afectar enormemente las propiedades de una sustancia o disolución.


Fuerzasintermoleculares Viscosidad

• A la resistencia de un líquido a fluir se le llama viscosidad.

• Está relacionada con la facilidad con la que las moléculas pueden moverse entre sí.

• La viscosidad aumenta con fuerzas intermoleculares intensas y disminuye con temperaturas más altas.


Fuerzasintermoleculares Tensión superficial

La tensión superficial resulta de la fuerza interna neta experimentada por las moléculas en la superficie de un líquido.


Fuerzasintermoleculares Cambios de fase



Cambios de energía asociadoscon cambios de estado

El calor de fusión es la energía requerida para cambiar un sólido en su punto de fusión a un líquido.




El calor de vaporización se define como la energía requerida para cambiar un líquido en su punto de ebullición a un gas.




• El calor adicionado al sistema en los puntos de fusión y de ebullición hace que las moléculas se alejen unas de otras.

• La temperatura de la sustancia no se eleva durante un cambio de fase.


Fuerzasintermoleculares Presión de vapor

• Algunas moléculas en un líquido tienen la energía suficiente para escapar a cualquier temperatura.

• A medida que la temperatura se eleva, la fracción de moléculas que tienen la energía suficiente para escapar aumenta.



A medida que más moléculas escapan del líquido, la presión que ejercen aumenta.



El líquido y el vapor alcanzan un estado de equilibrio dinámico: las moléculas del líquido se evaporan y las moléculas del vapor se condensan a la misma velocidad.



• El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor es igual a la presión atmosférica.

• El punto de ebullición normal es la temperatura a la que su presión de vapor es de 760 torr.


Fuerzasintermoleculares Diagramas de fases

Los diagramas de fases muestran el estado de una sustancia a varias presiones y temperaturas y los lugares donde existe equilibrio entre las fases.



• La línea encerrada en un círculo es la interfase líquido-vapor.

• Inicia en el punto triple (T), el punto en el que los tres estados están en equilibrio.



Termina en el punto crítico (C); sobre esta temperatura y esta presión críticos el líquido y el vapor no pueden diferenciarse uno del otro.



Cada punto a lo largo de esta línea es el punto de ebullición de la sustancia a esa presión.



• La línea encerrada en un círculo en el diagrama abajo es la interfase entre líquido y sólido.

• A lo largo de esta línea puede encontrarse el punto de fusión a cada presión.



• Debajo del punto triple la sustancia no puede existir en el estado líquido.

• A lo largo de la línea encerrada en un círculo las fases sólida y gaseosa están en equilibrio; el punto de sublimación a cada presión está a lo largo de esta línea.


Fuerzasintermoleculares Diagrama de fases del agua

• Observe la temperatura y presión críticas altas.– Esto se debe a la

intensidad de las fuerzas de van der Waals entre las moléculas de agua.


Fuerzasintermoleculares Diagrama de fases del agua

• La pendiente de la línea sólido-líquido es negativa.

– Esto significa que a medida que se aumenta la presión a una temperatura justo debajo del punto de fusión, el agua cambia de sólido a líquido.



Diagrama de fases del dióxidode carbono

El dióxido de carbono no puede existir en el estado líquido a presiones debajo de 5.11 atm; el CO2 se sublima a presiones normales.



Diagrama de fases del dióxido de carbono

La temperatura y presión críticas bajas para el CO2 hacen al CO2 supercrítico un buen disolvente para la extracción de sustancias no polares (como la cafeína).


Fuerzasintermoleculares Sólidos

• Podemos dividir a los sólidos en dos grupos:

1. Cristalinos. En los que las partículas están en arreglos altamente ordenados.


Fuerzasintermoleculares Sólidos

• Podemos dividir a los sólidos en dos grupos:

2. Amorfos. En los que no existe un orden en el arreglo de las partículas.



Atracciones en los cristales iónicos

En los cristales iónicos, los iones se empacan de tal manera que maximizan las atracciones y minimizan las repulsiones entre los iones.


Fuerzasintermoleculares Sólidos cristalinos

Debido al orden en un cristal, podemos enfocarnos en el patrón repetitivo del arreglo llamado celda unitaria.



Existen varios tipos de arreglos básicos en los cristales, como los mostrados arriba.



Podemos determinar la fórmula empírica de un sólido iónico determinando cuántos iones de cada elemento quedan dentro de la celda unitaria.


Fuerzasintermoleculares Sólidos iónicos

• ¿Cuáles son las fórmulas empíricas de estos compuestos?– (a) Verde: cloro; Gris: cesio– (b) Amarillo: azufre; Gris: zinc– (c) Gris: calcio; Azul: flúor

CsCl ZnS CaF2

(a) (b) (c)



Tipos de enlaces en los sólidos cristalinos



Red covalente y sólidos moleculares

• Los diamantes son un ejemplo de un sólido de red covalente, en el que los átomos están enlazados covalentemente entre sí.– Tienden a ser duros y a tener puntos de fusión altos.



Red covalente y sólidos moleculares

• El grafito es un ejemplo de un sólido molecular, en el que los átomos se mantienen juntos a través de fuerzas de van der Waals.– Tienden a ser blandos y a tener puntos de fusión

más bajos.


Fuerzasintermoleculares Sólidos metálicos

• Los metales no están enlazados en forma covalente, pero la atracción entre los átomos es tan fuerte como para ser fuerzas de van der Waals.

• En los metales los electrones de valencia están deslocalizados a lo largo del sólido.

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