Tema 10

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Tema 10
Tema 10. FUERZAS INTERMOLECULARES
Introducción
Polaridad de las moléculas
Interacciones de dipolos
Interacciones de dipolos inducidos
Enlace de hidrógeno
Efectos de las fuerzas químicas
Tipos 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/
Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
Introducción
 Sólido 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:
¾ Interacciones dipolo-dipolo
¾ Fuerzas de dispersión de London
¾ Enlaces de hidrógeno
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1
Importancia de las fuerzas intermoleculares
Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
Importancia de las fuerzas intermoleculares (2)
Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
2
Polaridad de las moléculas
 La 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
¾ q (carga): 1.602 10 -19 C (4.803 10-10 ues)
¾ r (distancia de enlace): del orden de 10-10 m (10-8 cm) = 1 Å,
¾ 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.
¾ 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.
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Tabla 1. Momento dipolar de enlace y diferencia de electronegatividad.
Enlace χA-χB
C-H
0.30
N-H
0.87
N-D
H-P
0.14
H-As
0
H-Sb
0.38
O-H
1.30
O-D
S-H
0.24
F-H
1.90
Cl-H
0.63
Cl-D
Br-H
0.54
I-H
0.01
C-C
0
C=C
C≡C
N-C
0.57
µ (D)
0.4
1.31
1.30
0.36
0.10
0.08
1.51
1.50
0.68
1.94
1.08
1.09
0.78
0.38
0
0
0
0.22
Enlace χA-χB
N=C
N≡C
O-C
1.00
O=C
C-S
0.06
C=S
C-Se
0.02
C-Te
0.49
F-C
1.60
Cl-C
0.33
Br-C
0.24
C-I
0.29
O-N
0.43
O=N
F-N
1.03
O=P
S=P
Cl-P
0.77
µ (D)
0.9
3.5
0.74
2.3
0.9
2.6
0.8
0.6
1.41
1.46
1.38
1.19
0.3
2.0
0.17
2.7
3.1
0.81
Enlace χA-χB
Br-P
0.68
I-P
0.15
O=As
F-As
1.90
Cl-As
0.63
Br-As 0.54
I-As
0.01
Cl-Sb
1.01
Br-Sb 0.92
I-Sb
0.39
O=S
Cl-S
0.39
O-Cl
0.67
F-Cl
1.27
F-Br
1.36
Cl-Br
0.09
Br-I
0.53
µ (D)
0.36
0
4.2
2.03
1.64
1.27
0.78
0.78
1.9
0.8
2.8
0.7
0.7
0.88
1.3
0.57
1.2
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3
VSEPR
Nº
estérico
Geometría de
los pares
6
Nº átomos
periféricos
Geometría
molecular
5
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
4
Pirámide
distorsionada
3
Forma de T
2
Lineal
6
Octaédrico
5
Pirámide
cuadrada
4
Plano cuadrada
5
6
Bipirámide trigonal
(90°, 120°)
Octaédrico (90°)
4
3
2
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µ=0
ABnEm
Grupo
Puntual
Momento
dipolar
AB2
D∞h
0
CO2, BeCl2(g), ZnX2
AB3
D3h
0
BX3, GaI3, In(CH3)3
AB2E
C2v
finito
0
Ejemplos
SnX2, PbX2
AB4
Td
AB3E
C3v
finito
CX4, SiX4, ThX4
NH3, NX3, PX3
AB2E2
C2v
finito
H2O, SeX2, TeX2
AB5
D3h
0
AB4E
C2v
finito
SF4, SeF4
AB3E2
C2v
finito
ClF3, BrF3
AB2E3
D∞h
0
XeF2
AB6
Oh
0
SF6, SeF6, MoF6
AB5E
C4v
finito
AB4E2
D4h
0
XeF4
AB7
D5h
0
IF7
PF5, PCl5(g), NbCl5(g)
ClF5, BrF5, IF5
µ≠0
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4
Interacciones de dipolos (1)
ÂIon-dipolo
ZqR
Zµ
E=−
≅−
 2 R
4πε o r 2
4πεo  r − 
4

Dipolo
Ion
+
Š Dependen 1/r2.
Š Son mucho más débiles que
las ion-ion.
Š Están presentes en la
disolución de compuestos
iónicos en disolventes polares.
R
q-
q+
+
r
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Interacciones de dipolos (2)
ÂDipolo-dipolo
 Las interacciones dipolo-dipolo son
fuerzas intermoleculares que resultan de
la atracción que experimentan las
correspondientes zonas positiva y
negativa
de
moléculas
polares
adyacentes.
Š Dependen 1/r3.
Š Son mucho más débiles que las ion-ion y
de mucho menor alcance.
Š Están presentes en disolventes polares.
E=−
q1q2R 2
µµ
≅ − 1 23

4πε o r
rR 2 

4πεo  r 3 −
2 

CH2Cl2
q1 +
q2 -
+
r
q1 -
R
+
q2 +
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5
Interacciones de dipolos inducidos (1)
Momento dipolar inducido: µinducido = α.E
Polarizabilidad
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.
ÂIon-dipolo inducido
E=−
Z 2α
4πεo 2r 4
ÂDipolo-dipolo inducido
E=−
2 µ 2α
4πεo r 6
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Interacciones de dipolos inducidos (2)
 Dipolo instantáneo-dipolo
inducido.
 Fuerzas de dispersión de London
E=−
3Iα 2
4πεo 4r 6
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6
Enlace de hidrógeno
z Se 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
z 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).
14
15
C
Si
Ge
Sn
N
P
As
Sb
16
17
O F
S Cl
Se Br
Te I
z A es electronegativo.
z B posee una región de densidad
electrónica alta y es electronegativo.
z La estructura cristalina de muchos
compuestos está dominada por los
efectos de los enlaces de hidrógeno
Aδ−-Hδ+…B−
Aδ−-Hδ+…Bδ−-Rδ+
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Tipos de enlaces de hidrógeno
 Enlaces intermoleculares
¾ grupos finitos HF2−, [O2CO-H…OCO2]
¾ dímeros (dímeros de ácidos carboxílicos)
¾ redes monodimensionales 1D, HF, HCN, HCO3−
¾ redes bidimensionales 2D, B(OH)3, H2ox
¾ redes tridimensionales 3D, NH4F, H2O, H2O2
 Enlaces intramoleculares
2D
Na3H(CO3)2.2H2O
dímero
intra
1D
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7
Diagrama de fases del H2O
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3D. H2O
Hexagonal: P63/mmc
a (Å)
4.5227
c (Å)
7.3671
3
V (Å )
121.9
Z
3
−3
Dx (gcm ) 0.74
O-H (Å)
O…O (Å)
H…O (Å)
O-H…O (°)
0.82, 0.86
2.765, 2.773
1.91, 1.95
180°
http://www.uwgb.edu/dutchs/PETROLGY/Ice%20Structure.HTM
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8
Under what conditions do the different snow crystal types form?
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3D. NH3
Cúbico: P213
a (Å)
5.1305
135.05
V (Å3)
Z
4
Dx (gcm−3) 0.836
N-H (Å)
N…N (Å)
H…N (Å)
N-H…N (°)
0.846
3.377
2.556
164°
http://cst-www.nrl.navy.mil/lattice/struk/NH3.html
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9
1D. HF (DF)
Ortorrómbico: B mmb B m21b
a (Å)
3.42
3.31
b (Å)
4.32
4.26
c (Å)
5.41
5.22
3
79.9
73.6
V (Å )
Z
4
4
1.90
Dx (g·cm−3) 1.66
F-D (Å)
F…F (Å)
D…F (Å)
F-D…F (°)
2.49
0.951
2.503
1.554
176.6°
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Puntos de fusión y ebullición. Sólidos moleculares
Los puntos de fusión y ebullición crecen al aumentar las fuerzas intermoleculares.
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10
Alcanos
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Hidruros covalentes
 Los 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.
50
0 H2 O
-50
NH3
-100
HF
-150
-200
100
HO
2
50
-100
CH
0
0
20
Comp
NH3
H2O
HF
-50 NH3
-150
CH4
Puntos de ebullición (°C)
HF
0
Puntos de fusión (°C)
40
60
80 100
Peso molecular
# HB/moléc
3+3 (3D)
2+2 (3D)
1+1 (1D)
120
140
X…X
3.38
2.77
2.49
4
20
40
60
80 100
Peso molecular
120
140
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11
Compuestos iónicos
ÂZ+, Z- Ï => Ur Ï => pf, pe Ï
Î NaF (pf 997°C) MgO (pf 2800°C)
ÂAumento del carácter covalente
pf, pe Ð
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:
Î CaCl2 (772°C) HgCl2 (276°C)
‰
Î
Î
‰
Î
‰
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Metales
Entalpías de vaporización
(kJmol-1) de los elementos
metálicos de los bloques s, p y d.
ÂEn los bloque s y p
¾ al descender en el
grupo disminuye los
pf y pe.
ÂEn el bloque d
¾ al descender en el
grupo aumentan los
pf y pe.
¾ los pf y pe son
máximos para los
metales de los
grupos 5, 6 y 7.
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12
Cómo reconocer los principales tipos de fuerzas intermoleculares
Interaccionan moléculas o iones
¿Están implicadas
moléculas polares?
¿Están
implicados
iones?
NO
¿Están implicadas
tanto moléculas
como iones?
SI
SI
NO
NO
Fuerzas de London
¿Hay enlaces de
hidrógeno a átomos
de N, O o F?
NO
SI
SI
Fuerzas
dipolo-dipolo
Enlace de
hidrógeno
Fuerzas iondipolo
Enlace iónico
(dipolos inducidos)
Ar (l), I2 (s)
CH3Cl, H2S
H2O, NH3, HF (l) (s)
KBr en H2O
NH4CO3
NaCl, Ca2F,
Fuerzas de van der Waals
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PRINCIPALES TIPOS DE ESTRUCTURAS CRISTALINAS
Descripción Descripción estructural Características físicas
Ejemplos
• 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.
Fe, Co, Al, K, Au, Na,
• Blandos. (La dureza depende
de los defectos estructurales y Hg, W …
la fortaleza de los enlaces metal
metal).
• pf varia desde <T.A. hasta
~3000 °C.
• Buenos conductores.
Iónica
• Cationes y aniones
dispuestos en una red 3D.
• Enlace iónico.
• Duros, frágiles.
• pf altos.
• Aislantes. Conductores en
estado fundido.
Molecular
• Moléculas discretas.
NaCl, CsCl, CaF2 …
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