Polaridad molecular

Es posible predecir la polaridad de un enlace covalente a partir de la diferencia de electronegatividad de los tomos unidos por el e obstante, una molcula que tiene enlaces polares puede ser polar o apolar. Dependiendo de la forma tridimensional de la molcula (geometra), las contribuciones de dos o ms enlaces polares podran cancelarse mutuamente, y en este caso se tratara de una m no polar. En una molcula polar hay una acumulacin de densidad electrnica hacia un extremo de la molcula, lo que confiere extremo una carga parcial negativa, d-, y deja el otro extremo con una carga parcial positiva de igual valor, d+. Una molcula polar. Antes de examinar los factores que determinan si una molcula es polar o no, veamos cmo se puede medir experimentalmente la polaridad de una molcula. La molculas polares experimentan una fuerza en un campo elctrico que tiende alinearlas con el campo. Cuando el campo elctrico se produce entre dos placas de carga opuesta, el extremo positivo de cada mol atrado hacia la placa negativa y el extremo negativo es atrado hacia la placa positiva. El grado en que las molculas se alinean co campo depende de su momento dipolar, m, que se define como el producto de la magnitud de las cargas parciales (d- y d+) por distancia de separacin entre ellas.

La unidad derivada del momento dipolar es el coulomb-metro; una unidad derivada ms cmoda es el debye (D), definido como 1 x 10-30 C m. En la tabla 1 se dan algunos valores experimentales representativos. Las molculas no polares tienen un momento dipolar de cero; los momentos dipolares de las molculas polares siempre son mayor cero y aumentan al aumentar la polaridad de la molcula.

TABLA 1. Momentos dipolares de algunas molculas. Molcula Geometra Momento dipolar (D) H2 Lineal 0 HF Lineal 1.78 HCl Lineal 1.07 HBr Lineal 0.79 HI Lineal 0.38 H2O Angular 1.85 H2S Angular 0.95 CO2 Lineal 0 NH3 Piramidal 1.47 NF3 Piramidal 0.23 CH4 Tetradrica 0 CH3Cl Tetrad distors. 1.92 CH2Cl2 Tetrad distors. 1.60 CHCl3 Tetrad distors. 1.04 CCl4 Tetradrica 0

Para predecir si una molcula es polar o no, necesitamos considerar si la molcula tiene o no enlaces polares y las posiciones relati estos enlaces. Podemos correlacionar los tipos de geometra molecular con el momento dipolar aplicando una regla general a una m de tipo ABn (A es el tomo central, B es el tomo terminal y n es el nmero de tomos terminales). Una molcula de este tipo no s si satisface todas las condiciones siguientes: Molculas no polares.

Todos los tomos (o grupos) terminales son iguales, y Todos los tomos (o grupos) terminales estn dispuestos simtricamente alrededor del tomo central, A, en la disposicin geomtrica que se da en la figura 3, y los tomos (o grupos) terminales tienen las mismas cargas parciales.

Esto quiere decir que aquellas molculas cuya geometra molecular es la de la figura 3 no pueden ser polares si sus tomos (o grup terminales son iguales.

Por otra parte una molcula es polar si cumple con cualquiera de las condiciones siguientes:

Molculas polares Uno o ms tomos terminales diferentes de los otros, o Los tomos terminales no estn dispuestos simtricamente.

Consideremos, por ejemplo, los momentos dipolares de CF4 (m = 0 D) y CF3H (m = 1.60 D). Ambos tienen la misma forma molec sus tomos dispuestos tetradricamente alrededor de un tomo de carbono central. Todos los tomos de flor terminales son igua CF4, as que tienen las

Figura 3. Geometra predichas por el modelo VSEPR para molculas de los tipos AX2 a AX6 que contienen nicamente enlaces co sencillos.

mismas cargas parciales. En cambio, los tomos terminales del CF3H no son todos iguales; el F es ms electronegativo que el H, lo hace que el dipolo

del enlace CF tenga una carga negativa parcial ms grande que el de CH. Por consiguiente, el CF4 es una molcula no polar y e es polar.

Como ejemplo adicional, consideremos al dixido de carbono, CO2, una molcula triatmica lineal. Cada enlace C=O es po porque el oxgeno es ms electronegativo que el carbono, as que O es el extremo parcialmente negativo del dipolo del enlace. Tod tomos de oxgeno estn a la misma distancia del tomo de carbono, ambos tienen la misma carga d-, y estn dispuestos simtric cada lado del C. Por tanto, sus dipolos de enlace se cancelan y producen un momento dipolar molecular de cero. Aunque cada enla es polar, el CO2 es una molcula no polar.

La situacin es diferente en el agua, una molcula triatmica angular. Aqu, ambos enlaces OH son polares, y los tomos tienen la misma carga d+. Observe, empero, que los dipolos de enlace no estn dispuestos simtricamente; no apuntan directame uno al otro o en la direccin opuesta, sino que se suman para dar un momento dipolar de 1.85 D. As el agua es una molcula pola

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Fuerzas intermolecularesLas fuerzas atractivas entre molculas, las llamadas fuerzas intermoleculares, son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ellas juegan un papel importante tambin en los distintos estados de agregacin de la materia (lquido, slido o gas). Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho ms dbiles que las intramoleculares. As, por ejemplo, se requiere menos energa para evaporar un lquido que para romper los enlaces de las molculas de dicho lquido. Para entender las propiedades de los distintos estados de la materia, necesitamos comprender y conocer los distintos tipos de fuerzas intermoleculares.

Los tomos de un molcula se mantienen unidos por enlaces qumicos cuya fuerza va de 150 a 1000 kJ/mol. Otras fuerzas de atraccin ms dbiles, llamadas fuerzas intermoleculares o atracciones intermoleculares, atraen una molcula a otra. Por ejemplo, se requieren 1652 kJ para romper 4 moles de enlaces covalentes CH y separar el tomo de C y los cuatro tomos de H de todas las molculas de 1 mol de metano:

Pero slo se requieren 8.9 kJ para separar unas de otras 1 mol de molculas de metano que estn muy juntas en el metano lquido, a fin de evaporar el lquido y convertirlo en gaseoso. Las atracciones moleculares son ms dbiles que los enlaces covalentes porque no son el resultado de compartir pares de electrones entre tomos; es decir, son interacciones no covalentes: fuerzas de atraccin que no son enlaces inicos y que son diferentes de los enlaces covalentes. Las interacciones no covalentes entre molculas (fuerzas intermoleculares) explican el punto de fusin, el punto de ebullicin y otras propiedades de las sustancias que no son inicas. Las interacciones no covalentes entre diferentes partes de una molcula grande (fuerzas intramoleculares) mantienen las molculas de importancia biolgica con la forma exacta que requieren para desempear sus funciones. Por ejemplo, un gran nmero de interacciones no covalentes entre las cadenas de ADN establecen la estructura de doble hlice de esta molcula de gran tamao. Sin embargo, las interacciones no covalentes individuales dentro del ADN son bastante dbiles como para que sean vencidas en condiciones fisiolgicas, lo cual hace posible la separacin de las dos cadenas del ADN para copiarlos. En las siguientes secciones exploraremos estos tipos de interacciones no covalentes, conocidas en conjunto como fuerzas de van der Waals (fuerzas de London, atracciones dipolo-dipolo) y puentes de hidrgeno. Estas fuerzas son las que contribuyen al trmino n2a/V2 en la ecuacin de van der Waals para los gases no ideales.

Fuerzas de London o de dispersin.Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atraccin entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en molculas adyacentes. Cuando los electrones de una molcula adquieren momentneamente una distribucin no uniforme, provocan que en una molcula vecina se forme momentneamente un dipolo inducido. En la figura 4 se ilustra como una molcula con una falta de uniformidad momentnea en la distribucin de su carga elctrica puede inducir un dipolo en una molcula vecina por un proceso llamado polarizacin. Incluso los tomos de los gases nobles, las molculas

de gases diatmicos como el oxgeno, el nitrgeno y el cloro (que deben ser no polares) y las molculas de hidrocarburos no polares como el CH4, C2H6 tienen tales dipolos instantneos. La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molcula, y eso depende del nmero de electrones en la molcula y de la fuerza con que los sujeta la atraccin nuclear. En general, cuantos ms electrones haya en una molcula ms fcilmente podr polarizarse. As, las molculas ms grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las molculas ms pequeas son menos polarizables porque tienen menos electrones. Las fuerzas de London varan entre aproximadamente 0.05 y 40 kJ/mol.

Figura 4. Origen de las fuerzas de London.

Cuando examinamos los puntos de ebullicin de varios grupos de molculas no polares pronto se hace evidente el efecto del nmero de electrones (Tabla 2). Este efecto tambin se correlaciona con la masa molar: cuanto ms pesado es un tomo o molcula ms electrones tiene: Resulta interesante que la forma molecular tambin puede desempear un papel en la formacin de las fuerzas de London. Dos de los ismeros del pentano el pentano de cadena lineal y el 2,2dimetilpropano (ambos con la frmula molecular C5H12)- difieren en su punto de ebullicin en 27 C. La forma lineal de la molcula de n-pentano, por su linealidad, permite un contacto estrecho con las molculas adyacentes, mientras que la molcula de 2,2-dimetilpropano, ms esfrica no permite ese contacto.

Tabla 2. Efecto del nmero de electrones sobre el punto de ebullicin de sustancias no polares

Gases nobles NElec He Ne Ar Kr 2 10 18 36 P.A P.E.C 4 20 40 84 -269 -246 -186 -152 F2 Cl2 Br2 I2

Halgenos NElec 18 34 70 106 P.M 38 71 160 254 P.E.C -188 -34 59 184 CH4 C2H6 C3H8 C4H10

Hidrocarburos NElec 10 18 26 34 P.M 16 30 44 58 P.E.C -161 -88 -42 0

Atracciones dipolo-dipoloUna atraccin dipolo-dipolo es una interaccin no covalente entre dos molculas polares o dos grupos polares de la misma molcula si sta es grande. En la seccin anterior explicamos cmo se forman molculas que contienen dipolos permanentes cuando se enlazan simtricamente con tomos con electronegatividad diferente. Las molculas que son dipolos se atraen entre s cuando la regin positiva de una est cerca de la regin negativa de la otra (figura 5).

Figura 5. Atracciones dipolo-dipolo (lneas punteadas) entre molculas de BrCl.En un lquido las molculas estn muy cercanas entre s y se atraen por sus fuerzas intermoleculares. Las molculas deben tener suficiente energa para vencer esas fuerzas de atraccin, y hacer que el lquido pueda entrar en ebullicin. Si se requiere ms energa para vencer las atracciones de las molculas del lquido A que aqullas entre las molculas del lquido B, el punto de ebullicin de A es ms alto que el de B. Recprocamente, menores atracciones intermoleculares dan pie a puntos de ebullicin ms bajos.

Puentes de hidrgenoEs un tipo especial de interaccin dipolo-dipolo entre el tomo de hidrgeno que est formando un enlace polar, tal como NH, OH, FH, y un tomo electronegativo como O, N F. Esta interaccin se representa de la forma siguiente: AHB AHA A y B representan O, N F; AH es una molcula o parte de una molcula y B es parte de otra. La lnea de puntos representa el enlace de hidrgeno. La energa media de un enlace de hidrgeno es bastante grande para ser una interaccin dipolo-dipolo (mayor de 40 KJ/mol). Esto hace que el enlace de hidrgeno sea una de gran importancia a la hora de la adopcin de determinadas estructuras y en las propiedades de muchos compuestos. Las primeras evidencias de la existencia de este tipo de interaccin vinieron del estudio de los puntos de ebullicin. Normalmente, los puntos de ebullicin de compuestos que contienen a elementos del mismo grupo aumentan con el peso molecular. Pero, como se puede observar en la Figura 6, los compuestos de los elementos de los Grupos 15, 16 y 17 no siguen esta norma. Para cada uno de los grupos, los compuestos de menos peso molecular (NH3, H2O, HF) tienen el punto de ebullicin ms alto, en contra de lo que se podra esperar en principio. Ello es debido a que existe algn tipo de interaccin entre las molculas en estado lquido que se opone al paso al estado de vapor. Esa interaccin es el enlace de hidrgeno, y afecta a los primeros miembros de la serie pues son los ms electronegativos, y por ello el enlace X-H es el ms polarizado, lo que induce la mayor interaccin por puente de hidrgeno.

Los puentes de hidrgeno son especialmente fuertes entre las molculas de agua y son la causa de muchas de las singulares propiedades de esta sustancia. Los compuestos de hidrgeno de elementos vecino al oxgeno y de los miembros de su familia en la tabla peridica, son gases a la temperatura ambiente: CH 4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. En cambio, el H2O es lquida a la temperatura ambiente, lo que indica un alto grado de atraccin intermolecular. En la figura 6 se puede ver que el punto de ebullicin del agua es 200 C ms alto de lo que cabra predecir si no hubiera puentes de hidrgeno. Los puentes de hidrgeno juegan tambin un papel crucial en la estructura del ADN, la molcula que almacena la herencia gentica de todos los seres vivos.