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Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005

Tema 10. FUERZAS INTERMOLECULARESIntroducciónPolaridad de las moléculasInteracciones de dipolosInteracciones de dipolos inducidosEnlace de hidrógenoEfectos de las fuerzas químicasTipos de estructuras cristalinas

http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/media_portfolio/13.html

http://www.sbu.ac.uk/water/

http://chemed.chem.purdue.edu/demos/

http://www.chemguide.co.uk/atoms/bonding/vdw.html

http://www.miramar.sdccd.cc.ca.us/faculty/fgarces/zCourse/Fall2K/Ch201/Ch201Lec/Lecture201/11_Ch200/1101/


IntroducciónSólido molecular: Sólido cuyas unidades estructurales son moléculas covalentes discretas unidas entre sí por medio de fuerzas de Van der Waals.

Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas intermoleculares de carácter electrostático que se establecen entre las moléculas de un compuesto. Son las responsables del estado de agregación del mismo, de sus puntos de fusión y ebullición y de su solubilidad.

Tipos de fuerzas:

Interacciones dipolo-dipolo

Fuerzas de dispersión de London

Enlaces de hidrógeno

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Importancia de las fuerzas intermoleculares


Importancia de las fuerzas intermoleculares (2)

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Polaridad de las moléculasLa polaridad de las moléculas aparece cuando existe una cierta separación de cargas en el seno de las mismas, sin que por eso la molécula deje de ser eléctricamente neutra.

El grado de polaridad de un enlace covalente puede expresarse mediante el valor del momento dipolar de enlace: µ = q.r

q (carga): 1.602 10 -19 C (4.803 10-10 ues) r (distancia de enlace): del orden de 10-10 m (10-8 cm) = 1 Å,

µ: Unidad el debye (D): 1 D = 10-18 ues.cm = 3.33 10-30 C.m.

Molécula polar: es una molécula con un momento dipolar eléctrico permanente que surge de las cargas parciales que soportan los átomos unidos por enlaces covalentes polares.

Las moléculas no polares pueden adquirir un momento dipolar por la distorsión que causa un campo eléctrico en su distribución electrónica y en la posición de los núcleos.


Tabla 1. Momento dipolar de enlace y diferencia de electronegatividad.Enlace χA-χB µ (D) Enlace χA-χB µ (D) Enlace χA-χB µ (D)C-H 0.30 0.4 N=C 0.9 Br-P 0.68 0.36N-H 0.87 1.31 N≡C 3.5 I-P 0.15 0N-D 1.30 O-C 1.00 0.74 O=As 4.2H-P 0.14 0.36 O=C 2.3 F-As 1.90 2.03H-As 0 0.10 C-S 0.06 0.9 Cl-As 0.63 1.64H-Sb 0.38 0.08 C=S 2.6 Br-As 0.54 1.27O-H 1.30 1.51 C-Se 0.02 0.8 I-As 0.01 0.78O-D 1.50 C-Te 0.49 0.6 Cl-Sb 1.01 0.78S-H 0.24 0.68 F-C 1.60 1.41 Br-Sb 0.92 1.9F-H 1.90 1.94 Cl-C 0.33 1.46 I-Sb 0.39 0.8Cl-H 0.63 1.08 Br-C 0.24 1.38 O=S 2.8Cl-D 1.09 C-I 0.29 1.19 Cl-S 0.39 0.7Br-H 0.54 0.78 O-N 0.43 0.3 O-Cl 0.67 0.7I-H 0.01 0.38 O=N 2.0 F-Cl 1.27 0.88C-C 0 0 F-N 1.03 0.17 F-Br 1.36 1.3C=C 0 O=P 2.7 Cl-Br 0.09 0.57C≡C 0 S=P 3.1 Br-I 0.53 1.2N-C 0.57 0.22 Cl-P 0.77 0.81

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VSEPRNº

estéricoGeometría de

los paresNº átomosperiféricos

Geometríamolecular

2 Lineal (180°) 2 Lineal

3 Trigonal plana(120°)

3 Trigonal

2 Angular

4 Tetraédrica(109.5°)

4 Tetraédrica

3 Piramidal

2 Angular

5 Bipirámide trigonal(90°, 120°)

5 Bipirámidetrigonal

4 Pirámidedistorsionada

3 Forma de T

2 Lineal

6 Octaédrico (90°) 6 Octaédrico

5 Pirámidecuadrada

4 Plano cuadrada

6

5

4

3

2


ABnEm Grupo Puntual

Momento dipolar

Ejemplos

AB2 D∞h 0 CO2, BeCl2(g), ZnX2

AB3 D3h 0 BX3, GaI3, In(CH3)3

AB2E C2v finito SnX2, PbX2

AB4 Td 0 CX4, SiX4, ThX4

AB3E C3v finito NH3, NX3, PX3

AB2E2 C2v finito H2O, SeX2, TeX2

AB5 D3h 0 PF5, PCl5(g), NbCl5(g)

AB4E C2v finito SF4, SeF4

AB3E2 C2v finito ClF3, BrF3

AB2E3 D∞h 0 XeF2

AB6 Oh 0 SF6, SeF6, MoF6

AB5E C4v finito ClF5, BrF5, IF5

AB4E2 D4h 0 XeF4

AB7 D5h 0 IF7

µ = 0

µ ≠ 0

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Ion-dipolo

Dependen 1/r2.Son mucho más débiles que las ion-ion.Están presentes en la disolución de compuestos iónicos en disolventes polares.

Ion

Dipolo

r

Rq+q-

+ +-

E = −ZqR

4πεo r 2 − R4

≅ −Zµ

4πεor 2

Interacciones de dipolos (1)


Interacciones de dipolos (2)Dipolo-dipoloLas interacciones dipolo-dipolo son fuerzas intermoleculares que resultan de la atracción que experimentan las correspondientes zonas positiva y negativa de moléculas polares adyacentes.Dependen 1/r3.Son mucho más débiles que las ion-ion y de mucho menor alcance.Están presentes en disolventes polares.

E = −q1q2R2

4πεo r 3 −rR2

2

≅ −µ1µ2

4πεor 3

+ -

- +

R

q1-

q1+

q2+

q2-

r

CH2Cl2

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Interacciones de dipolos inducidos (1)

Momento dipolar inducido: µinducido = α.EPolarizabilidad

Es una medida de la facilidad relativa con que se desplazan entre sí las cargas positivas y negativas en una molécula (o átomo) bajo la acción de un campo eléctrico externo. Se mide en unidades de volumen-molécula-1.

Ion-dipolo inducido

Dipolo-dipolo inducido

E = −

2µ2α4πεor 6

E = −

Z 2α4πεo 2r 4


Interacciones de dipolos inducidos (2)

Dipolo instantáneo-dipolo inducido.Fuerzas de dispersión de London

E = −

3Iα 2

4πεo 4r 6

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Enlace de hidrógenoSe dice que existe un enlace de hidrógeno entre dos átomos A y B cuando éstos se hallan más próximos, o a una distancia menor, de lo que estarían en ausencia del átomo de hidrógeno

El enlace se representa como A−H…B, (el átomo de hidrógeno está unido a un átomo A mediante un enlace covalente normal y a un átomo B mediante un enlace de hidrógeno más débil y largo).

A es electronegativo.

B posee una región de densidad electrónica alta y es electronegativo.

La estructura cristalina de muchos compuestos está dominada por los efectos de los enlaces de hidrógeno

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C N O FSi P S ClGe As Se BrSn Sb Te I

Aδ−-Hδ+…B−

Aδ−-Hδ+…Bδ−-Rδ+


Tipos de enlaces de hidrógenoEnlaces intermoleculares

grupos finitos HF2−, [O2CO-H…OCO2]

dímeros (dímeros de ácidos carboxílicos) redes monodimensionales 1D, HF, HCN, HCO3

−

redes bidimensionales 2D, B(OH)3, H2ox redes tridimensionales 3D, NH4F, H2O, H2O2

Enlaces intramoleculares

1D

2D

intra dímero

Na3H(CO3)2.2H2O

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Diagrama de fases del H2O


3D. H2OHexagonal: P63/mmca (Å) 4.5227c (Å) 7.3671V (Å3) 121.9Z 3Dx (gcm−3) 0.74

O-H (Å) 0.82, 0.86O…O (Å) 2.765, 2.773H…O (Å) 1.91, 1.95O-H…O (°) 180°

http://www.uwgb.edu/dutchs/PETROLGY/Ice%20Structure.HTM

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Under what conditions do the different snow crystal types form?


3D. NH3Cúbico: P213a (Å) 5.1305V (Å3) 135.05Z 4Dx (gcm−3) 0.836

N-H (Å) 0.846N…N (Å) 3.377H…N (Å) 2.556N-H…N (°) 164°

http://cst-www.nrl.navy.mil/lattice/struk/NH3.html

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1D. HF (DF)Ortorrómbico: B mmb B m21ba (Å) 3.42 3.31b (Å) 4.32 4.26c (Å) 5.41 5.22V (Å3) 79.9 73.6Z 4 4Dx (g·cm−3) 1.66 1.90

F-D (Å) 0.951F…F (Å) 2.49 2.503D…F (Å) 1.554F-D…F (°) 176.6°


Los puntos de fusión y ebullición crecen al aumentar las fuerzas intermoleculares.

Puntos de fusión y ebullición. Sólidos moleculares

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Alcanos


-150

-100

-50

0

50

100

0 20 40 60 80 100 120 140Peso molecular

H2O

HF

NH3

CH4

-200

-150

-100

-50

0

50

0 20 40 60 80 100 120 140Peso molecular

H2O

CH4

NH3

HF

Hidruros covalentesLos puntos de fusión y ebullición de NH3, H2O y HF son anormalmente elevados cuando se comparan con los de los hidruros del resto de elementos de los grupos 15, 16 y 17.

Puntos de fusión (°C)

Puntos de ebullición (°C)

Comp # HB/moléc X…XNH3 3+3 (3D) 3.38H2O 2+2 (3D) 2.77HF 1+1 (1D) 2.49

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Compuestos iónicosZ+, Z- => Ur => pf, pe

NaF (pf 997°C) MgO (pf 2800°C)Aumento del carácter covalente pf, pe

mismo anión y cationes con diferente...… tamaño: BeCl2 (405°C) CaCl2 (772°C)… carga: NaBr (755°C) MgBr2 (700°C) AlBr3 (97°C)mismo catión y aniones con diferente tamaño:LiF (870°C) LiCl (613°C) LiBr (547°C) LiI (446°C)iones misma tamaño y carga pero diferente configuración electrónica:CaCl2 (772°C) HgCl2 (276°C)


Metales

Entalpías de vaporización(kJmol-1) de los elementos metálicos de los bloques s, p y d.

En los bloque s y pal descender en el grupo disminuye los pf y pe.

En el bloque dal descender en el grupo aumentan los pf y pe.los pf y pe son máximos para los metales de los grupos 5, 6 y 7.

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Cómo reconocer los principales tipos de fuerzas intermoleculares

Interaccionan moléculas o iones

Fuerzas de London(dipolos inducidos)

Ar (l), I2 (s)

Fuerzas dipolo-dipolo

CH3Cl, H2S

Enlace de hidrógeno

H2O, NH3, HF (l) (s)

Fuerzas ion-dipolo

KBr en H2O

Enlace iónicoNaCl, Ca2F,

NH4CO3

¿Están implicados

iones?

¿Están implicadasmoléculas polares?

¿Están implicadastanto moléculas

como iones?

¿Hay enlaces de hidrógeno a átomos

de N, O o F?

SI

SI

SI

SI

NO

NO

NO

NO

Fuerzas de van der Waals


Descripción Descripción estructural Características físicas Ejemplos

Molecular • Moléculas discretas. • Fuerzas de van der Waals y

enlaces de hidrógeno.

• Cristales blandos. • pf bajos. • Aislantes.

Los compuestos moleculares orgánicos e inorgánicos: C6H6, SF6, S8, H2O …

Covalente extendida

• Polímeros covalentes 1D, 2D y 3D.

• Covalente.

• Cristales duros (?). • pf altos. • Aislantes, semiconductores.

Grafito, diamante, SiO2 …

Metálica • Empaquetamientos compactos.

• Enlace metálico.

• Blandos. (La dureza depende de los defectos estructurales y la fortaleza de los enlaces metal metal).

• pf varia desde <T.A. hasta ~3000 °C.

• Buenos conductores.

Fe, Co, Al, K, Au, Na, Hg, W …

Iónica • Cationes y aniones dispuestos en una red 3D.

• Enlace iónico.

• Duros, frágiles. • pf altos. • Aislantes. Conductores en

estado fundido.

NaCl, CsCl, CaF2 …

PRINCIPALES TIPOS DE ESTRUCTURAS CRISTALINAS

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