Fuerzas Intermoleculares

Presentación del tema: "Fuerzas Intermoleculares"— Transcripción de la presentación:

1 Fuerzas Intermoleculares
Décimo novena sesión Fuerzas Intermoleculares

2 CRUZ CALLEJAS ALICIA ABIGAIL 8.5 CUAUTLI SANCHEZ ALONDRA 8.2 DIAZ AGUILAR IRVING AGUSTIN 8.0 ESPINOSA GUTIERREZ ARANZA GUADALUPE 9.5 GONZALEZ FLORENTINO JOSE IVAN 9.7 HERNANDEZ MONDRAGON AQUETZALY GABRIELA 2.6 JUAREZ RAMOS ERICK TOMAS 6.7 LONGINO JIMENEZ MONICA LIZBETH 6.5 MARTINEZ PADRON ROBERTO 8.7 MENDOZA AVILA DULCE JOSELIN 3.0 NIÑO DE GUZMAN CESAR NELSON 9.0 RAMIREZ ITZEL DEL RUBI 2.5 ROSAS RIOS DANIELA 0.3 TORRES GALLARDO OSWALDO VALDES NORMA OSIRIS ZOTELO GOMEZ LUIS MARIO 9.2

3 Introducción Las fuerzas que unen a los átomos en una molécula se deben al enlace químico. La energía requerida para romper este tipo de enlaces se llama energía de enlace o energía de unión. 3

4 Energías de enlace (en KJ/mol)
H-H 436 C-C 348 O-H en agua 463 C=C 614 O-O 145 CC 839 O=O 498 NN 945 4

5 Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares, son fuerzas entre las moléculas que han completado sus requerimientos de valencia y por lo tanto ya no tienen tendencia a formar enlaces. Las fuerzas intermoleculares pueden ser de atracción o de repulsión. 5

6 Fuerzas intermoleculares (2)
A distancias cortas (cuando las moléculas están en contacto) la repulsión siempre domina. 6

7 Fuerzas intermoleculares (3)
Interesan las fuerzas de atracción. Las fuerzas intermoleculares de atracción mantienen juntas a las moléculas. La energía que se requiere para separar moléculas es mucho menor que la energía para romper un enlace químico. 7

8 Fuerzas intermoleculares (4)
Ejemplo: Para romper el enlace H-Cl se requieren 431 kJ/mol. En cambio, para evaporar el HCl líquido solamente se requieren 16 kJ/mol. 8

9 Fuerzas intermoleculares (5)
La existencia de las fuerzas intermoleculares se refleja en la existencia de materia condensada (estados de agregación líquido y sólido). Las fuerzas intermoleculares determinan algunas de las propiedades físicas de las substancias, como su puntos de ebullición y de fusión. 9

10 Fuerzas intermoleculares (6)
Fuerzas de atracción entre moléculas neutras: Puente de hidrógeno. Fuerzas de Van der Waals Dipolo – dipolo Dipolo – dipolo inducido Dipolo inducido – dipolo inducido o dispersión de London 10

11 Fuerzas intermoleculares (7)
Fuerzas de atracción entre moléculas cargadas (iones). Ión - ión Fuerzas de atracción entre moléculas neutras y cargadas (iones). Ión - dipolo 11

12 Interacciones ión-ión
Las interacciones más fuertes son las ión – ión (entre especies cargadas). Las energías son generalmente del orden de kJ/mol en los sólidos iónicos. 12

13 Interacciones ión-ión (2)
Varían como 1/r

14 Fuerzas intermoleculares (8)
Tipo de interacción Dependencia de la distancia Energías típicas (kJ/mol) Comentario Ión - ión 1/r 200 Solo entre iones 14

15 Interacciones ión-dipolo
Las moléculas polares pueden interactuar con iones (Vg. hidratación de los iones en agua). Las energías son generalmente del orden de 15 a 20 kJ/mole. 15

16 Interacciones ión-dipolo (2)
Varían como 1/r2

17 Solvatación 17

18 Fuerzas intermoleculares (9)
Tipo de interacción Dependencia de la distancia Energías típicas (kJ/mol) Comentario Ión - ión 1/r 200 Solo entre iones Ión - dipolo 1/r2 15 Solvatación 18

19 Interacciones dipolo-dipolo
Las moléculas polares pueden interactuar con otras moléculas polares. Las energías son generalmente del orden de 2 kJ/mol en sólidos y de 0.3 kJ/mol en fluidos. Varían como 1/r3 en un sólido y como 1/r6 en un fluido (en el que las moléculas rotan). 19

20 Interacciones dipolo-dipolo
Sólido Fluido

21 Fuerzas intermoleculares (10)
Tipo de interacción Dependencia de la distancia Energías típicas (kJ/mol) Comentario Ión - ión 1/r 200 Solo entre iones Ión - dipolo 1/r2 15 Solvatación Dipolo - dipolo 1/r3 2 Moléculas estacionarias 1/r6 0.3 Moléculas rotando 21

22 Dispersión de London Dipolo inducido – dipolo inducido.
Todo tipo de moléculas. Las energías son generalmente del orden de 2 kJ/mol. Varían como 1/r6 22

23 Fuerzas intermoleculares (11)
Tipo de interacción Dependencia de la distancia Energías típicas (kJ/mol) Comentario Ión - ión 1/r 200 Solo entre iones Ión - dipolo 1/r2 15 Solvatación Dipolo - dipolo 1/r3 2 Moléculas estacionarias 1/r6 0.3 Moléculas rotando London Todo tipo 23

24 Puente de Hidrógeno O enlace de hidrógeno.
Un átomo de hidrógeno en un enlace polar puede experimentar una fuerza de atracción con una molécula que tenga un elemento muy electronegativo con pares de electrones no compartidos. 24

25 Puente de Hidrógeno (2) Se presenta principalmente en los enlaces
H-F, H-O, H-N Donde F, O y N son muy electronegativos. 25

26 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 26

27 Puente de Hidrógeno o enlace de Hidrógeno
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28 Puente 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. 28

29 Puente de Hidrógeno (2) En ocasiones se pueden observar enlaces de Hidrógeno débiles con elementos menos electronegativos como el S y el Cl. 29

30 Puente 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. 30

31 Puente 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 31

32 Puente 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. 32

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34 Puente 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. 34

35 Puente de Hidrógeno (7) Puente de Hidrógeno Energía de Enlace (kJ/mol)
HS-H…SH2 7 H2N-H…NH3 17 HO-H…OH2 22 35

36 Puente 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. 36

37 Puente de Hidrógeno (9) Por ejemplo:
El agua es muy poco volátil comparada con el ácido sulfhídrico que es un gas a temperatura ambiente. 37

38 Puente de Hidrógeno (10) CH4  NH3  H2O  HF  H2S  Gas Líquido 38

39 Puente de Hidrógeno (11) Otro ejemplo es la menor densidad del agua sólida comparada con la del agua líquida. 39

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41 Moléculas de H2O en: El estado líquido El estado sólido 41

42 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. 42

43 Estructura secundaria de las proteínas
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45 Interacción dipolo - dipolo
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46 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. 46

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48 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. 48

49 Efectos Los puntos de ebullición se incrementan para moléculas polares de masa similar, cuando se incrementa el momento dipolar. 49

50 Interacción dipolo – dipolo inducido
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51 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 . 51

52 El átomo esférico no presenta dipolo
Cuando se acerca una molécula polar el átomo se polariza y se forma un dipolo 52

53 Dipolo inducido – dipolo inducido
Dispersión de London Dipolo inducido – dipolo inducido 53

54 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. 54

55 Fritz London ( ). En 1930: 55

56 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. 56

57 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 57

58 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. 58

59 Dispersión de London (5)
La dispersión de London es la fuerza intermolecular más débil. Es la causante de que incluso el He pueda licuarse. 59

60 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 60

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62 Interacción tipo Lennard-Jones
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63 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. 63

64 Potencial de Lennard-Jones (2)
 y  son parámetros característicos de cada molécula, Vg. Para el agua:  = nm y  = kJ/mol 64

65 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. 65

66 Potencial de Lennard-Jones (4)
r12 gana cuando las moléculas están muy juntas. r6 gana en una mayor separación, pero decae muy rápido. 66

67 Potencial de Lennard-Jones (5)
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