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Estados de agregacion

Las fuerzas de unión entre átomos para dar lugar a las moléculas ha sido objeto de estudio en el tema de enlace químico. En este tema vamos a ver las interacciones entre las moléculas según la fortaleza de éstas podemos distinguir entre los distintos estados de la materia. Las interacciones intermoleculares más importantes son:

            1º ión – ión
            2º ión – dipolo
            3º Dipolo – dipolo
            4º Enlaces de hidrógeno
            5º Fuerzas de London

Ión- Ión: son interacciones electrostáticas entre iones + e iones -. Son las responsables de los elevados puntos de fusión y ebullición de los compuestos iónicos. Es el tipo de interacción que encontramos por ejemplo en el NaCl. Matemáticamente:

                                               E = - Z1xZ2/d

Ión – Dipolo: es la fuerza entre un ión y la carga parcial de un extremo de una molécula polar. Un catión atrae la carga parcial más de un dipolo eléctrico negativo. La energía de esta interacción disminuye con la distancia al cuadrado entre el ión y el dipolo.

                                               E= - Z1xMomento/d(cuadrado)

Esta interacción es la responsable de la hidratación de cationes en disolución. La hidratación es la unión de moléculas de H2O entorno a un ión.

Dipolo – dipolo: se da entre moléculas polares. Es la interacción o atracción entre los dipolos eléctricos de moléculas polares que son aquellas que tienen un momento dipolar distinto a cero. Al ser interacciones entre cargas parciales son más débiles que las interacciones en las que participan partículas cargadas.

Enlaces de Hidrógeno: es el responsable de los puntos de ebullición extraordinariamente altos que presenta el NH3, el H2O y el FH ( fluorhidrico) comparadas con los puntos de ebullición de los compuestos correspondientes con los átomos del 3er periodo son:

            NH3    OH2    FH       Líquidos.
            PH3     SH2     ClH     Gases.

debidos a los enlaces de H2. El enlace de H2 surge de la interacción entre un átomo de H2 que se encuentra entre 2 átomos muy electronegativos como son F, O y N.
Si se representa el enlace de H2 como 3 puntos A – H        B dónde A y B son átomos muy electronegativos. El enlace de H2 es un enlace débil pero cuando se puede produce lo hace entre tantas moléculas que el conjunto es una interacción fuerte. La clave para explicar este enlace es la naturaleza fuertemente polar del enlace A – H que hace que exista una carga parcial positiva sobre el átomo de H2 la cual puede atraer el par de e- libre del átomo vecino B. Especialmente si este átomo B es tan electronegativo que puede tener una carga parcial -. El H2 es el único átomo capaz de experimentar este tipo de enlace porque es tan pequeño que B puede acercarse mucho a la carga parcial + del H2 e interaccionar fuertemente con él.

            N – H...F                    O – H... F                   F – H ...F
            N – H…O                  O – H …O                 F – H …O
            N – H …N                 O – H …N                 F – H …N

Este tipo de interacción produce una estabilización de unos 20 KJ/mol para el enlace OH…O. Estos 20 Kj/mol es solo una fracción de la energía del enlace normal O – H que es de 436 KJ/mol. Cuando puede producirse este enlace es lo suficientemente fuerte como para predominar sobre cualquier otro tipo de interacción intermolecular. El H2O es el ejemplo típico de compuesto con enlace H2. Cada molécula de H2O tiene 2 átomos de H2 enlazados covalentemente al átomo de O electronegativo. En el H2O líquido las moléculas pueden estar unidas por enlace de H2 a otras moléculas de H2O.
Como consecuencia el H2O tiene el punto de ebullición de 100ºC y el sulfídrico que podríamos pensar que tendría mayor punto de fusión de ebullición por ser más pesada H2S  1  -85ºC siendo un gas.

Dispersión o London: son las fuerzas intermoleculares más débiles. Se dan en moléculas no polares, aquellas en las que no existen separación de carga dentro de la molécula. Sin embargo, a medida que se aproximan 2 moléculas las nubes electrónicas interaccionan y producen un dipolo durante un tiempo muy corto en el que las moléculas están muy próximos. Se produce entonces un dipolo temporal que a su vez produce otro dipolo temporal en la molécula vecina. Cuando la molécula se separan dejan de interaccionar. Este tipo de interacción es la que nos permite explicar porque aumentan los puntos de ebullición al aumentar el peso molecular de las sustancias. La intensidad de estas fuerzas depende de la capacidad de la molécula para polarizar nubes electrónicas.
En general, cuanto más grande es una molécula los e- más externos están más alejados de los núcleos y por lo tanto son + fáciles de polarizar.

 

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