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Las Fuerzas Intermoleculares (primera parte)
Guía para la lectura y estudio:
Para el armado de esta unidad didáctica de estudio, se utilizaron los libros y artículos citados abajo, enfatizando algunas oraciones y término para facilitar el foco de atención. “Fisicoquímica” Vol. 2 de Levine Ira. 5ed. McGrawHill, 2004. (Levine) “La formación del espíritu científico” de Bachelard, Gaston. Ed. Siglo XX, 1974. (Bachelard) “Principios de Química: Los caminos del descubrimiento” de Atkins Peters y Loretta Jones. 3ed. Panamericana, 2012. (Atkins, a) “Química Física” de Atkins Peters y De Paula Julio. 8ed. Panamericana, 2008. (Atkins, b) “Química Física” de Atkins Peters. 6 ed. Omega, 1999. (Atkins, c) “Química General: Principios y aplicaciones modernas” de Petrucci, Ralph y otros. 10ed. Pearson Educación, 2011. (Petrucci) “Química: La ciencia central” de Brown, Theodore y otros. 11ed. Pearson Educación, 2009. (Brown) “Química” de Chang, Raymond. 10ed. McGraw Hill, 2010. (Chang) Artículo: Fuerzas intermoleculares y su relación con propiedades físicas: búsqueda de obstáculos que dificultan su aprendizaje significativo. Torres N. & otros. Revista Educación en Química, (Universidad Nacional Autónoma de México, UNAM). (Torres)
a) Explica la diferencia entre fuerzas intermoleculares y fuerzas intramoleculares. De qué tipo de
propiedades son responsables cada una de ellas.
b) ¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares existen?
c) Explica el origen de las fuerzas de dispersión o de London. Entre qué tipo de moléculas se presentan.
d) Describe cómo la intensidad de estas fuerzas depende de: la polarizabilidad, el tamaño y la forma de
las moléculas.
e) Explica el origen de las fuerzas dipolo – dipolo. Entre qué tipo de moléculas se presentan. El factor que
influye sobre la intensidad de estas fuerzas es la polaridad de las moléculas: indica cómo es la
dependencia.
f) ¿A qué se denomina enlace (puente) de hidrógeno? ¿Qué requisitos deben reunir las moléculas para
presentar este tipo de fuerza intermolecular?
Las fuerzas de Van der Waals son: ✓ Las fuerzas de dispersión (o de London) ✓ Las fuerzas las fuerzas dipolo-dipolo Las fuerzas de puente (o enlace) de hidrógeno es un tipo de interacción intermolecular diferente. Debido a las propiedades macroscópicas de las moléculas que poseen este tipo de fuerza, se puede interpretar como la fuerza dipolo-dipolo, pero de mayor intensidad. FUERZA DE DISPERSIÓN O FUERZA DE LONDON (Petrucci p. 499)
Así como plantea el ejemplo anterior, también usaremos como indicador de la magnitud de la fuerza intermolecular en general , al punto de ebullición normal de cada compuesto. El punto de ebullición se define como, la temperatura a la cual la energía térmica entregada es suficiente para vencer todas las fuerzas intermoleculares presentes, lo que genera un cambio del estado líquido al estado gaseoso. La temperatura de ebullición normal, ocurre cuando la presión externa es de 1 atmósfera Tal vez no se observa bien la diferencia de interacción superficial que determina la intensidad de la fuerza de London, utilizando el programa gratuito Avogadro , pueden compararse mejor. Algunas veces se utilizan las representaciones de las fórmulas moleculares desarrolladas o las fórmulas de Lewis, lo que requiere, al menos en el plano mental, hacerse una idea de la distribución espacial. Observe el siguiente cuadro, donde se analiza el cambio progresivo de dos variables por separado y su impacto en la fuerza intermolecular neta. ✓ Aumento del número de átomos de carbono (cadena lineal) ✓ Aumento del número de ramificaciones (fórmula molecular constante)
Compuestos Punto de ebullición °C
- 161
- 89
- 42
- 1 36 28 10 Para compuestos con la misma cantidad y tipo de átomos, si la superficie de interacción entre moléculas vecinas disminuye → la polarizabilidad disminuye → LAS FUERZAS DE LONDON DISMINUYEN. Aumento en el número de átomos → aumenta el número de electrones totales del compuesto → aumenta el tamaño de la nube electrónica → aumenta la polarizabilidad → LAS FUERZAS DE LONDON AUMENTAN.
ACLARACIÓN IMPORTANTE
La diferencia de electronegatividad del enlace covalente ( Δ EN ) sirve para “estimar” la magnitud del momento dipolar molecular ( μ enlace ), si comparo Δ EN de distintos enlaces, los que tienen mayor Δ EN, tendrán mayor μ enlace. Luego, una molécula tendrá momento dipolar molecular ( μ molecular ), si la suma vectorial de los momentos dipolares de enlaces es distinta de cero. No consideraremos el aporte del par libre del átomo central al momento dipolar molecular, como lo plantean algunos autores (Chang p 379), para simplificar el análisis.
3. De las siguientes sustancias Br 2 , Ne, HCl, HBr y N 2 cuál será la que probablemente tenga: a) las mayores fuerzas de dispersión de London b) las mayores fuerzas de atracción dipolo – dipolo c) Predice el orden de los puntos de ebullición decrecientes. Fundamenta todas tus respuestas. 4. Los momentos dipolares del acetonitrilo, CH 3 CN , y del ioduro de metilo, CH 3 I , son 3,90 D y 1,62 D, respectivamente. a) Cuál de estas sustancias tendrá la mayor atracción dipolo-dipolo entre sus moléculas. b) Cuál de estas sustancias tendrá las mayores fuerzas de atracción de London. c) Si los puntos de ebullición del CH 3 CN y CH 3 I son 354,8 K y 315,6 K, respectivamente, cuál de los dos compuestos tiene las mayores fuerzas de atracción totales entre sus moléculas. Fundamenta todas tus respuestas. OBSERVACIÓN 1 Los últimos ejercicios proponen comparar dos moléculas distintas con distinta intensidad de la misma fuerza (de London, o de dispersión, como prefieran llamarla). Cuando se introduce el estudio de la fuerza dipolo-dipolo se pueden plantear distintos análisis:
✓ En la misma molécula → intensidad relativa de cada fuerza (London vs dipolo-dipolo) para determinar cuál de las dos aporta en mayor medida al momento dipolar molecular. ✓ Entre moléculas → ❖ Fuerza intermolecular total (evidenciado, por ejemplo, con las temperaturas de ebullición normal). ❖ Por tipo de fuerzas (por ejemplo, comparando las fuerzas de London que poseen ambas moléculas). OBSERVACIÓN 2 Algunos libros universitarios utilizan el adjetivo de categorización “fuerzas débiles” para referirse a la fuerza de London, lo cual es parcialmente cierto cuando se comparan moléculas de tamaños semejantes y una de ellas posee además un momento dipolar importante (en términos relativos a la fuerza total de la misma molécula). Esta interpretación conlleva a dificultades en el aprendizaje, debido a la desestimación de una fuerza (en este caso London) por la mera existencia de otra (en este caso dipolo-dipolo). Estos inconvenientes son típicos y son objeto de estudio en la enseñanza de la química.
“La reducción funcional consiste en considerar la polaridad de enlace como la polaridad molecular
o asignar preponderancia de una fuerza intermolecular desconociendo la presencia de otras, sin la
necesaria comparación relativa entre ellas, da cuenta de las dificultades en un mismo nivel de
organización…” (Torres).
Si bien, los mismos libros luego advierten que “lo débil”, en determinadas situaciones “no es tan débil”, pareciera que la categoría anterior sentó un impedimento para nuevas interpretaciones, lo que se conoce como impedimento epistemológico (Bachelard). Veamos un ejemplo concreto: (Chang p. 466) F. intermoleculares total: London + Dipolo-dipolo F. intermoleculares total: London
Sin lugar a dudas, el agua es un excelente ejemplo de la interacción puente de hidrógeno, pero también, sin la debida aclaración, se puede generalizar y extrapolar las propiedades del agua a otros compuestos, lo cual es un error ya registrado en la enseñanza de esta fuerza (Torres, p.217). Por citar algunos ejemplos de razonamientos (válidos) de los recogidos en la práctica docente: ✓ El H 2 O posee dos hidrógenos unidos a un oxigeno que, que posee dos pares libres de electrones, entonces tiene: o ¿dos puentes de hidrógeno si miro desde los hidrógenos? o ¿cuatro si miro desde las interacciones totales (contando los hidrógenos y pares libre de electrones)? Por las características específicas del agua, puede formar hasta cuatro puentes de hidrógeno. ✓ El HF posee un hidrógeno unido a un flúor, que posee tres pares libres de electrones, entonces tiene: o ¿un puente de hidrógeno si miro desde los hidrógenos? (Petrucci p. 503)
o ¿cuatro si miro desde las interacciones totales (contando el hidrógeno y los pares libre de electrones)? Por las características específicas del HF, puede formar dos puentes de hidrógeno. El estudio de las fuerzas intermoleculares es complejo ya que son muchas las variables que participan en la expresión molecular desde el punto de vista macroscópico, los casos planteados como práctica y como evaluación están diseñados para minimizar las variables y orientar a un tipo de conclusión que se ajuste al marco de estudio abordado. Como ya se ha mencionado en la guía y en las clases, la coherencia en la fundamentación, entre lo observado y lo interpretado, será lo que determine si la respuesta es correcta o no (independientemente de las propiedades reales del compuesto o mezcla de compuestos estudiados).
5. En cuál/cuáles de las siguientes sustancias, el enlace de hidrógeno juega un papel importante en la determinación de las propiedades físicas: CH 4 (metano), H 2 NNH 2 (hidracina), CH 3 F (fluoruro de metilo), H 2 S (sulfuro de hidrógeno). 6. Dos compuestos que poseen la misma fórmula molecular se llaman isómeros. Para la fórmula molecular C 2 H 6 O las temperaturas de ebullición normal de CH 3 OCH 3 es - 25 °C y de CH 3 CH 2 OH e 78 °C. Fundamenta las razones de esta diferencia. Nota: decir “por tal fuerza” no es fundamentar, una estrategia válida es comparar características que se repiten en ambas especies, para eliminarlas como factor causante, luego analizar las diferencias que puedan ser las causantes de las propiedades macroscópicas observadas. Por ejemplo, en este caso, el número y tipo de átomos, sumado al hecho que son moléculas pequeñas no ramificadas, induce a pensar que la fuerza de London es muy similar en ambas moléculas. 7. Identifica las fuerzas intermoleculares presentes en cada una de las siguientes sustancias. Predice cuál de ellas tendrá el punto de ebullición más alto. Fundamenta tu respuesta (aplica la misma Nota ) para el ejercicio anterior). a) CH 3 CH 3 (etano) b) CH 3 OH (metanol) c) CH 3 CH 2 OH (etanol)
Simuladores que seguramente colaboren en la comprensión del tema: a) CHCl 3 (61ºC) y CHBr 3 (150ºC) (^) b) CH 3 OH (65ºC) y CH 3 SH (6ºC) c) Xe ( – 108ºC) y Ne ( – 246ºC) (^) d) HF (20ºC) y HCl ( – 85ºC) e) Br 2 (59ºC) y ICl (97ºC) (^) f) acetona CH 3 COCH 3 (56°C) y 2-metilpropano C 4 H 10 (-12°C)
