¿Cuáles son algunos consejos para determinar las fuerzas intermoleculares?

Electrostática

Hasta ahora, acabamos de discutir las atracciones entre las moléculas en el área del enlace covalente. Aquí, los átomos dentro de una molécula son atraídos entre sí por el intercambio de electrones. Esto se llama una fuerza intramolecular .
Sabemos cómo se mantienen unidos los átomos de una molécula, pero ¿por qué las moléculas de un líquido o sólido se pegan unas a otras? ¿Qué hace que las moléculas se atraigan unas a otras? Estas fuerzas se denominan fuerzas intermoleculares y, en general, son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares.
Sin embargo, ya hemos discutido un tipo de fuerza muy fuerte que es responsable de gran parte de la química: la electrostática. La atracción de una carga positiva con una carga negativa es la fuerza que permite que la estructura del átomo haga que los átomos se unan para formar moléculas; tanto iónicos como covalentes, y en última instancia es responsable de la formación de líquidos, sólidos y soluciones.


Fuerzas de dispersion de londres

Las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas en las fases líquida, sólida y en solución son bastante débiles. En general se llaman fuerzas de dispersión de Londres.
Ya sabemos que los electrones en los orbitales de las moléculas son libres de moverse. Como tal, si comparara las “instantáneas” de una molécula en un instante, vería que habría distribuciones de carga ligeramente diferentes causadas por las diferentes posiciones de los electrones en los orbitales. La diferencia que se ve en función del tiempo se basa en la polarización de la molécula, que es una medida de qué tan bien pueden moverse los electrones en sus orbitales. En general, la polarización aumenta a medida que aumenta el tamaño de la órbita; Dado que los electrones están más alejados del núcleo, están menos fuertemente unidos y pueden moverse alrededor de la molécula más fácilmente.
Dado que dos moléculas pueden acercarse, estas variaciones en la carga pueden crear una situación en la que un extremo de una molécula podría ser ligeramente negativo y el extremo cercano de la otra molécula podría ser ligeramente positivo. Esto resultaría en una ligera atracción de las dos moléculas (hasta que las cargas se movieran de nuevo) pero es responsable de las atractivas fuerzas de dispersión de Londres que tienen todas las moléculas.
Sin embargo, estas fuerzas de dispersión de Londres son débiles, la más débil de todas las fuerzas intermoleculares. Su fuerza aumenta al aumentar los electrones totales.


Dipolo dipolo atracciones

¿Qué pasaría si tuviéramos un vaso de precipitados de moléculas polares, como el formaldehído,

Además de las atractivas fuerzas de dispersión de Londres, ahora tenemos una situación en la que la molécula es polar. Decimos que la molécula tiene un dipolo permanente . Ahora, las moléculas se alinean. Los extremos positivos terminan cerca del extremo negativo de otra molécula:

Como este dipolo es permanente, la atracción es más fuerte. Sin embargo, solo vemos este tipo de atracción entre las moléculas que son polares. Generalmente se le conoce como interacción dipolo – dipolo. La fuerza de esta atracción aumenta al aumentar el número total de electrones.


Enlace de hidrógeno

El hidrógeno es un elemento especial. Como en realidad es solo un protón, resulta que puede formar un tipo especial de interacción intermolecular llamada enlace de hidrógeno. Si el hidrógeno en un moleucle está unido a un átomo altamente electronegativo en la segunda fila solamente (N, O o F), se formará un enlace de hidrógeno.
En esencia, los tres elementos enumerados anteriormente agarrarán los electrones por sí mismos y dejarán al átomo de hidrógeno prácticamente sin densidad de electrones (ya que solo tenía uno). Ahora, si otra molécula viene junto con un par solitario, el hidrógeno intentará posicionarse cerca de ese par solitario para recuperar la densidad de un electrón. Esto termina formando un enlace parcial, que describimos como el enlace de hidrógeno. La fuerza de esta interacción, aunque no es tan fuerte como un enlace covalente, es la más fuerte de todas las fuerzas intermoleculares (excepto el enlace iónico).
Un diagrama del enlace de hidrógeno está aquí:

¿Podría la molécula de CH2O exhibir enlaces de hidrógeno? La respuesta es no, ya que el hidrógeno debe estar unido a N, O o F. El solo hecho de tener una de esas especies en la molécula no es suficiente.


Tendencias en las fuerzas.

Mientras que las fuerzas intramoleculares mantienen a los átomos en un moleúcleo juntos y son la base de las propiedades químicas, las fuerzas intermoleculares son aquellas que mantienen las moléculas juntas y son virtualmente responsables de todas las propiedades físicas de un material. Las fuerzas intermoleculares aumentan en fuerza de acuerdo con lo siguiente:
Dispersión de Londres <dipolo-dipolo <H-enlace <ion-ion
Ahora, a medida que estas cosas aumentan en fuerza, se vuelve más difícil eliminar las moléculas unas de otras. Por lo tanto, uno esperaría que los puntos de fusión y ebullición fueran más altos para aquellas sustancias que tienen fuertes fuerzas intermoleculares. Sabemos que se necesita energía para pasar de un sólido a un líquido a un gas. Esta energía está directamente relacionada con la fuerza de atracción entre las moléculas en las fases condensadas. Dado que la energía es directamente proporcional a la temperatura, las tendencias anteriores deberían ser ciertas.
Además, hay energías asociadas con la realización de estas transiciones de fase:

Cada uno de estos procesos es endotérmico y se escala con la magnitud de las fuerzas intermoleculares. Por lo tanto, a medida que estas fuerzas intermoleculares aumentan, también lo hacen las energías que requieren derretir, vaporizar o sublimar (pasar de sólido a gas) una especie.
Cada sustancia también tiene una presión de vapor asociada. La presión de vapor se define como la cantidad de gas de un compuesto que está en equilibrio con el líquido o sólido. Si las fuerzas intermoleculares son débiles, las moléculas pueden desprenderse del sólido o líquido más fácilmente en la fase gaseosa. Considere dos líquidos diferentes, uno polar no, contenidos en dos cajas separadas. Esperamos que las moléculas se separen más fácilmente del volumen para el caso no polar. Esto significaría que, proporcionalmente, hay más moléculas en la fase gaseosa para el líquido no polar. Esto aumentaría la presión de vapor. Por lo tanto, a diferencia de las propiedades físicas enumeradas anteriormente, la presión de vapor de una sustancia disminuye al aumentar las fuerzas intermoleculares.
Ahora, como ejemplo, trazaremos la presión de vapor en función de la temperatura para tres compuestos:

¿Qué molécula corresponde a qué curva?

Clasifiquemos la especie en orden de aumentar las fuerzas de IM:

  • C4H10O tiene solo atracciones dipolo-dipolo y fuerzas LD
  • Tanto H2O como CH3OH tienen enlaces H, así como dipolo-dipolo y fuerzas LD. Sin embargo, el CH3OH tiene solo un hidrógeno para usar en el enlace H, donde el H2O tiene dos.
  • Las fuerzas relativas son: C4H10O <CH3OH <H2O.

La curva superior tiene la presión de vapor más alta y debe corresponder a la especie con la menor cantidad de fuerzas IM, o C4H10O. La curva media es CH3OH y la curva inferior es H2O.
Se debe enfatizar, que para resolver todo esto, uno tiene que pasar por el proceso para obtener la estructura de Lewis correcta y determinar la polarización a través de VSEPR.

Las fuerzas intermoleculares son la fuerza de valencia o enlace, como el enlace covalente, el enlace doble, etc. Las fuerzas intermoleculares no son las mismas que la fuerza atómica fuerte o la energía de enlace del átomo, son las fuerzas de atracción o repulsión debidas al electrón. Y la repulsión y atracción iónica.

La determinación de las fuerzas se realiza mediante las tablas de características radicales.