Grado en Química
Departamento de Química Inorgánica, Cristalografía y Mineralogía
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA INORGÁNICA
Uniones entre moléculas. Tipos de interacciones entre iones y moléculas. Enlace por fuerzas de Van der Waals. Propiedades que dependen de las fuerzas intermoleculares. Enlace de hidrógeno.
Tipos de sólidos
El hecho de que los gases se condensen para formar fases condensadas (líquidos y sólidos) pone de
manifiesto que existen fuerzas intermoleculares que son de carácter electrostático
Uniones entre moléculas
Uniones entre moléculas
F. F. interintermolecular (débil)molecular (débil)
1010--100 kJ.mol100 kJ.mol--11
F. F. intraintramolecularmolecular (fuerte)(fuerte)
5050--1000 kJ.mol1000 kJ.mol--11
HH22OOF. intermoleculares: entre moléculas (son más débiles).
40.7kJ/mol H2O (l) → H2O (g)
F. intramoleculares: entre átomos de una misma molécula (son más fuertes).
920 kJ/mol H2O → H2+1/2 O2
1010--100 kJ.mol100 kJ.mol
Tipos de interacciones entre iones y moléculas
Tipo de interacción
Descripción habitual de la interacción
Dependencia de la fuerza con la
distancia
Iones e iones
Iones y moléculas polares
Iones y moléculas apolares
Ion-ion
Ion-dipolo
Ion-dipolo
Enlace iónico
Solvatación de iones
1/r2
1/r3
1/r5
Moléculas polares y moléculas polares
Moléculas polares y moléculas apolares
Moléculas apolares y moléculas apolares
Ion-dipolo inducido
Dipolo-dipolo
Dipolo-dipolo inducido
Dipolo inducido-dipolo inducido
Fuerzas intermoleculares(Fuerzas de van
der Waals)(Fuerzas de
London)*
1/r7
* F. de van der Waals se aplica a todo tipo de fuerzas intermolecularesF. de London se utiliza únicamente en fuerzas de tipo dipolo inducido-dipolo inducido.
A) Interacciones en las que participan iones
b) Interacción ión-dipolo (solvatación de iones)
a) Interacción ión-ión (enlace iónico)
NaCl (s) Líquido VaporNo conductor Conductor (agregados de 2 ó 3 iones)
c) Interacción ión-dipolo inducido
La distribución electrónica de una molécula apolar se ve afectada en presencia de un ión
molécula apolar
Son importantes sólo a muy corto alcance
B) Interacciones entre moléculas. F. de van der Waals
a) Interacción dipolo-dipolo
moléculascovalentes polares
PE (ºC) µNF3 417.4 0.23PF3 444.6 1.03AsF3 603.8 2.59
b) Interacción dipolo-dipolo inducido
dipolo instantáneo o inducido
Interacción dipolo-dipolo inducido
Los gases nobles forman hidratos en los que existe este tipo de interacción Xe(HXe(H22O)O)xx
Otros ejemplos: ClCl22(H(H22O)O)7.257.25 Hidrocarburo(HHidrocarburo(H22O)O)xx
c) Interacción dipolo inducido-dipolo inducido.F. de London (1926)
Se dan entre cualquier tipo de molécula porque se deben a fluctuaciones de la densidad electrónica que rodea a los átomos
Cuanto mayor es la Cuanto mayor es la
polarizabilidad αmayor es la magnitud
del dipolo
La intensidad de las fuerzas intermoleculares
(F. de Van der Waals) viene determinada por:
- Tamaño de las moléculas y nº de electrones- Tamaño de las moléculas y nº de electrones
- Forma de las moléculas
- Polaridad de las moléculas
Propiedades que dependen de las F. intermoleculares
Puntos de fusión y de ebulliciónSolubilidadDensidad
ViscosidadCuanto más importantes sean las F. intermoleculares, mayores serán los P.F. y P.E., la densidad y la viscosidadmayores serán los P.F. y P.E., la densidad y la viscosidad
El alcance es la distanica a la que la atracción entre las moléculas es importante
En
ergí
a
Enlaces de hidrógenoIón-dipolo
Dipolo-dipoloDipolo-dipolo inducido
Dipolo inducido-dipolo inducido (F. de dispersión)
Alc
ance
PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Aumento Tamaño
Atómico Ar (40) -186 Kr (83) -153 Xe (131) -109
Molecular CH (16) -161 (CH ) C (72) 9.5 (CH ) Si (88) 27 CCl (154) 77
Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el Punto de ebullición
Molecular CH4 (16) -161 (CH3)4C (72) 9.5 (CH3)4Si (88) 27 CCl4 (154) 77
Forma Molecular
Esférica (CH3)4C (72) 9.5 (CH3)2CCl2 (113) 69 (CH3)3CC(CH3)3 (114) 106
Lineal: CH3(CH2)3CH3 (72)36 Cl(CH2)3Cl (113) 121 CH3(CH2)6CH3 (114) 126
Polaridad Molecular
No polar: H2C=CH2 (28) -104 F2 (38) -188 CH3C≡CCH3 (54)-32 CF4 (88) -130
Polar:H2C=O (30) -21 CH3CH=O (44) 20 (CH3)3N (59) 3.5
(CH3)2C=O (58) 56
HC≡N (27) 26 CH3C≡N (41) 82 (CH3)2O (58) 50 CH3NO2 (61) 101
F. de dispersión en relación a otras fuerzas
P.E. (ºC)HCl -85HBr -67HI -35
P.E. aumenta a pesar de que µbaja porque α aumenta
HI -35
Sobre todo en moléculas voluminosas, las F. de London tienen una alta contribución a las F. intermoleculares
¿Cuál de las siguientes sustancias es más probable que sea gaseosa?PCl3, Cl2, MgCl2, Br2
MgCl2 (iónico)
PCl3 (dipolo-dipolo)
Cl2 y Br2 (dipolo ind.-dipolo ind.)Br2 líquido
Cl2 gaseoso (menos polarizable)
Comparación de las energías asociadas con las fuerzas de enlace (intramoleculares) y las fuerzas intermoleculares.
FuerzaIntramolecular
Modelo Bases de la atracción Energía (kJ/mol) Ejemplo
Iónico Catión-anión 400-4000 NaCl
:Covalente
Metálico
Núcleos-par e compartido
Cationes- e deslocalizados
150-1100
75-1000
H-H
Fe
:
. . .
. . .
Comparación de las energías asociadas con las fuerzas de enlace (intramoleculares) y las fuerzas intermoleculares.
FuerzaIntermolecular
Ión-dipolo
Enlace por puente de hidrógeno
Carga iónica-carga dipolar
Enlace polar de H-carga dipolar (alta EN de N, O, F)
40-600
10-40
Na+…:OH2
HO-H····OH2
Dipolo-dipolo
Ion-dipolo inducido
Dipolo-dipolo inducido
Dispersión (London)
Cargas dipolares
Carga iónica-nube de e-polarizable
Carga dipolar; nube de e-polarizable
Nubes de e- polarizables
5-25
3-15
2-10
0.05-40
I-Cl····I-Cl
Fe+2····O2
H-Cl······Cl-Cl
F-F······F-F
Enlace de hidrógenoEs una interacción especialmente intensa de tipo dipolo-dipolo entre moléculas polares que contienen H unido a elementos pequeños, EN
y con pares de e sin compartir: O, N y F
Comparación de entalpías de enlace de hidrógeno con las entalpías de enlaces covalentes correspondientes.
Enlace de hidrógeno
(····)
Enlace covalente
(-)(····) (-)
HS-H···SH2
H2N-H···NH3
OH-H···OH2
F-H···F-HHO-H···Cl-
F-H···F-
717222955165
S-HN-HO-HF-HCl-HF-H
363386464565428565
Consecuencias de la formación de E. de hidrógeno:
a) Influencia en los P.F. y P.E.
Tem
per
atu
ra (
ºC)
polares (dipolo-dipolo)+
dispersión (London)
Enlace de H
Tem
per
atu
ra (
ºC)
Peso molecular
apolares (London)
En aguaEn agua: la formación de E. de hidrógeno favorece la disolución
Piridina: soluble
Benceno: insoluble
b) Influencia en la solubilidad
La solubilidad de una molécula orgánica en agua depende del nº de átomos de C y del nº de átomos que
formen E. de hidrógeno con el agua
Piridina: soluble····H-O-HN:
Dioxano: soluble OO
P.Ej. Unos 3 átomos de C por cada O en la molécula dan un compuesto muy soluble en agua
Dietiléter: ligeramente soluble CH3CH2OCH2CH3
En otros disolventesEn otros disolventes:
Los éteres pueden disolverse en HCl
Cl-H····O(CH3)2
c) Influencia en la estructura cristalina
En un cristal molecular se forma la estructura que mayor nº de E. de hidrógeno genere
Se forman cadenas, láminas y redes
HF cadenas
H3BO3 láminas
Hielo redes
Proteinas redes
ADN redes
Doble hélice unida por E. de hidrógeno
Resumen Fuerzas Intermoleculares
Tipos de sólidos
Los sólidos cristalinos son disposiciones regulares de átomos, moléculas o ionesMETÁLICO
Li, K, Ca, Cu, Cr, NiIÓNICO
NaCl, CaBr2, K2SO4
MOLECULARH2O, CH4, O2, Ar
COVALENTESiO2, C (diamante)
PARTÍCULAS DE LA CELDA UNIDAD
NÚCLEOS+CORTEZAELECTRÓNICA INTERNA, RODEADOSDE UNA NUBE ELECTRÓNICA
ANIONES Y CATIONES
MOLÉCULAS OÁTOMOS INDIVIDUALES (GASESNOBLES)
ÁTOMOS
FUERZAS DE UNIÓNENTRE PARTÍCULAS
ENLACE METÁLICO(ORBITALES MOLECULARES DESLOCALIZADOS)
ELECTROSTÁTICAS FUERZAS DE VAN DER WAALS Y/O PUENTES DE HIDRÓGENO
ENLACE COVALENTE
PROPIEDADESSÓLIDOS DE BLANDOS A DUROS
CONDUCTORES DE LA ELECTRICIDAD Y EL CALOR
PUNTO DE FUSIÓN VARIABLE, AUNQUE ALTO EN GENERAL(-39-3400 ºC)
SÓLIDOS DUROS
QUEBRADIZOS
MALOS CONDUCTORES EN SÓLIDO, CONDUCTORES DE LA ELECTRICIDAD FUNDIDOS O EN DISOLUCIÓN
PUNTOS DE FUSIÓN ALTOS (400-3000ºC)
SÓLIDOS BLANDOS
MALOS CONDUCTORES
PUNTOS DE FUSIÓN BAJOS EN GENERAL:
UNA GRAN PARTE SON LÍQUIDOS O GASES EN CONDICIONES NORMALES(-272-400ºC)
SÓLIDOS MUY DUROS
MALOS CONDUCTORES, EN GENERAL
PUNTOS DE FUSIÓN ALTOS (1200-4000ºC)
Sólidos metálicosSólidos metálicos
Interacciones electrostáticascore-mar de electrones
Sólidos iónicoSólidos iónico
Interacciones electrostáticascatión-anión
Sólidos molecularesSólidos molecularesF. intermoleculares: F. London
F. Intramoleculares: Enlace covalente
Ejemplos:I2, S8, P4 y P4O10 Sólidos con bajos PFH2O, Br2, CCl4 y H2SO4 LíquidosCO2, CH4, HCl y NH3 Gases
Sólidos covalenteSólidos covalente
•Los sólidos covalentes están formados por átomos unidospor enlaces covalentes a sus vecinos formando redes extensas.
•Los enlaces son direccionales y determinan el ordenamientode la estructura cristalina.de la estructura cristalina.
•La rigidez de su estructura electrónica produce:DurezaBaja deformabilidadBaja conductividad (algunos son semiconductores)Baja solubilidad
Sólidos covalenteSólidos covalente C diamante
Diamante: tetraedros de Diamante: tetraedros de átomos de carbono
Grafito: láminas de átomos de carbono
Otros sólidos covalentes atómicos
BN Nitruro de boro
SiC Carburo de silicio
WC Carburo de wolframio