quimica inorganica - Tema4

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