Vigésimo primera sesión Fuerzas intermoleculares (2)

Fuerzas intermoleculares (12) Tipo de interacción Dependencia de la distancia Energías típicas (kJ/mol) Comentario Ión - ión 1/r 200 Solo entre iones Puente de H 20 A-H…B Ión - dipolo 1/r2 15 Solvatación Dipolo - dipolo 1/r3 2 Moléculas estacionarias 1/r6 0.3 Moléculas rotando London Todo tipo 2

Puente de Hidrógeno o enlace de Hidrógeno 3

Puente (enlace) de Hidrógeno Un puente de Hidrógeno es un enlace de la forma: A-H…B Donde A y B son en general átomos de N, O o F que son los elementos más electronegativos. 4

Puente (enlace) de Hidrógeno (2) En ocasiones se pueden observar enlaces de Hidrógeno débiles con elementos menos electronegativos como el S y el Cl. 5

Puente (enlace) de Hidrógeno (3) Un enlace entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo es muy polar: Por lo que el enlace de Hidrógeno se considera un enlace dipolo – dipolo. 6

Puente (enlace) de Hidrógeno (4) Pero, la forma más sencilla de visualizar un enlace de Hidrógeno es como una interacción electrostática entre el protón del enlace A-H y el par solitario de B 7

Puente (enlace) de Hidrógeno (5) El H no tiene electrones internos, de tal manera que por la polarización es prácticamente un protón con un orbital 1s vacío. 8

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Puente (enlace) de Hidrógeno (6) Los enlaces de Hidrógeno varían desde 4 kJ/mol hasta 25 kJ/mol, de tal manera que son más débiles que los enlaces covalentes típicos Pero son más fuertes que las interacciones dipolo - dipolo y que las fuerzas de dispersión. 10

Puente (enlace) de Hidrógeno (7) Puente de Hidrógeno Energía de Enlace (kJ/mol) HS-H…SH2 7 H2N-H…NH3 17 HO-H…OH2 22 11

Puente (enlace) de Hidrógeno (8) La formación de puentes de hidrógeno es la responsable de un gran número de propiedades físicas o de “anomalías” en el comportamiento de algunas substancias, especialmente del H2O. 12

Puente (enlace) de Hidrógeno (9) Por ejemplo: El agua es muy poco volátil comparada con el ácido sulfhídrico que es un gas a temperatura ambiente. 13

Puente (enlace) de Hidrógeno (10) CH4  NH3  H2O  HF  H2S  Gas Líquido 14

Puente (enlace) de Hidrógeno (11) Otro ejemplo es la menor densidad del agua sólida comparada con la del agua líquida. 15

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Moléculas de H2O en: El estado líquido El estado sólido 17

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. 18

Estructura secundaria de las proteínas 19

Interacción dipolo - dipolo 21

Dipolo - Dipolo Las fuerzas dipolo – dipolo se presentan entre moléculas polares neutras. Éstas se atraen unas a otras cuando la carga parcial positiva de una de ellas está cerca de la carga parcial negativa de la otra. 22

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Dipolo - Dipolo Las fuerzas dipolo – dipolo se incrementan con el incremento de la polarización. Son de muy corto alcance (1/r3 en sólidos y 1/r6 en fluidos). En fluidos, la rotación de las moléculas hacen que de lejos parezcan neutras para las otras moléculas. 24

Efectos Los puntos de ebullición se incrementan para moléculas polares de masa similar, cuando se incrementa el momento dipolar. 25

Interacción dipolo – dipolo inducido 26

Dipolo – dipolo inducido Una molécula polar, cerca de una molécula (o átomo) polarizable interactúa con el dipolo que induce en esta última. Dado que la magnitud del momento dipolar inducido es proporcional a la polarizabilidad de la molécula (), la fuerza de la interacción es proporcional a . 27

El átomo esférico no presenta dipolo Cuando se acerca una molécula polar el átomo se polariza y se forma un dipolo 28

Dipolo inducido – dipolo inducido Dispersión de London Dipolo inducido – dipolo inducido 29

Dispersión de London Las moléculas no polares parecen no tener posibilidad de mostrar fuerzas de atracción entre ellas. Sin embargo, los gases pueden licuarse, de tal manera que alguna fuerza de atracción debe haber. 30

Fritz London (1900 - 1954). En 1930: 31

Dispersión de London (2) La fuerza de dispersión de London es una fuerza de atracción temporal que surge cuando los electrones de dos átomos neutros adyacentes ocupan posiciones que hacen que se formen dipolos temporales. Estas fuerzas también se conocen como dipolo inducido – dipolo inducido. 32

Dispersión de London (3) Debido al constante movimiento de los electrones, un átomo o una molécula pueden presentar dipolos instantáneos cuando los electrones no están simétricamente distribuidos núcleos electrones Distribución simétrica asimétrica 33

Dispersión de London (4) Un segundo átomo o molécula puede distorsionarse por la aparición de dipolo, lo que lleva a la atracción entre las dos especies. 34

Dispersión de London (5) La dispersión de London es la fuerza intermolecular más débil. Es la causante de que incluso el He pueda licuarse. 35

Fuerzas intermoleculares Tipo de interacción Dependencia de la distancia Energías típicas (kJ/mol) Comentario Ión - ión 1/r 200 Solo entre iones Puente de H 20 A-H…B Ión - dipolo 1/r2 15 Solvatación Dipolo - dipolo 1/r3 2 Moléculas estacionarias 1/r6 0.3 Moléculas rotando London Todo tipo 36

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Interacción tipo Lennard-Jones 38

Potencial de Lennard-Jones Es un potencial de interacción entre pares, que modela las interacciones tipo Van der Waals típicas en los gases nobles, que son predominantemente de tipo dispersivo. El potencial de Lennard-Jones es empírico. 39

Potencial de Lennard-Jones (2)  y  son parámetros característicos de cada molécula, Vg. Para el agua:  = 0.3165555 nm y  = 0.6501696 kJ/mol 40

Potencial de Lennard-Jones (3) El primer término es repulsivo y el segundo de atracción. Si gana el primero, las moléculas se repelen pues sus núcleos se encuentran muy cercanos. 41

Potencial de Lennard-Jones (4) r12 gana cuando las moléculas están muy juntas. r6 gana en una mayor separación, pero decae muy rápido. 42

Potencial de Lennard-Jones (5) 43

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